Ejercicio resuelto de Varios · Química · Navarra · 2022

Dados los siguientes potenciales estándar de reducción: $E^{o}(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = 0{,}34\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Sn}^{2+}/\text{Sn}) = -0{,}14\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Ag}^{+}/\text{Ag}) = 0{,}80\ \text{V}$ y $E^{o}(\text{Al}^{3+}/\text{Al}) = -1{,}67\ \text{V}$:

i) Dibuje la pila que presente el mayor potencial estándar justificando su decisión. [1,0 punto]

ii) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción de dicha pila indicando cuál tiene lugar en el ánodo y cuál en el cátodo. [0,50 puntos]

iii) Justifique si puede almacenarse una disolución de sulfato de cobre 1 M en un recipiente de estaño sin que se produzca ninguna reacción. [0,50 puntos]

$\textbf{i) Dibuje la pila que presente el mayor potencial estándar justificando su decisión. [1,0 punto]}$

La fuerza electromotriz es la diferencia entre el potencial del cátodo y el del ánodo, así que para hacerla máxima hay que tomar como cátodo el par de mayor potencial de reducción y como ánodo el de menor:

$E^0(\mathrm{Al^{3+}/Al}) = -1{,}67 < E^0(\mathrm{Sn^{2+}/Sn}) = -0{,}14 < E^0(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = 0{,}34 < E^0(\mathrm{Ag^+/Ag}) = 0{,}80$

La pila de mayor potencial es, por tanto, la que enfrenta el aluminio con la plata:

$\mathrm{Al(s)}\ |\ \mathrm{Al^{3+}(1\ M)}\ \|\ \mathrm{Ag^+(1\ M)}\ |\ \mathrm{Ag(s)} \qquad E^0 = 0{,}80 - (-1{,}67) = +2{,}47\ \mathrm{V}$

El montaje son dos vasos, uno con la lámina de aluminio en una disolución de $\mathrm{Al^{3+}}$ 1 M y otro con la de plata en $\mathrm{Ag^+}$ 1 M, unidos por un hilo conductor con un voltímetro y por un puente salino. Los electrones recorren el hilo desde el ánodo de aluminio, que es el polo negativo, hasta el cátodo de plata; por el puente salino, los aniones van hacia el vaso del aluminio y los cationes hacia el de la plata, manteniendo la neutralidad de ambos.

$\textbf{ii) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción de dicha pila indicando cuál tiene lugar en el ánodo y cuál en el cátodo. [0,50 puntos]}$

Ánodo (oxidación):

$\mathrm{Al(s)} \rightarrow \mathrm{Al^{3+}(ac)} + 3\,e^-$

Cátodo (reducción), multiplicada por 3 para igualar los electrones:

$3\,\mathrm{Ag^+(ac)} + 3\,e^- \rightarrow 3\,\mathrm{Ag(s)}$

$\mathrm{Al(s)} + 3\,\mathrm{Ag^+(ac)} \rightarrow \mathrm{Al^{3+}(ac)} + 3\,\mathrm{Ag(s)}$

$\textbf{iii) Justifique si puede almacenarse una disolución de sulfato de cobre 1 M en un recipiente de estaño sin que se produzca ninguna reacción. [0,50 puntos]}$

Habría que comprobar si el estaño del recipiente puede ser oxidado por los iones $\mathrm{Cu^{2+}}$ de la disolución:

$\mathrm{Sn(s)} + \mathrm{Cu^{2+}(ac)} \rightarrow \mathrm{Sn^{2+}(ac)} + \mathrm{Cu(s)}$

$E^0 = E^0(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) - E^0(\mathrm{Sn^{2+}/Sn}) = 0{,}34 - (-0{,}14) = +0{,}48\ \mathrm{V}$

Sale positiva, luego la reacción es espontánea: $\textbf{no}$ puede almacenarse. El estaño se disolvería y el cobre se depositaría sobre las paredes del recipiente. Solo valdría un recipiente de un metal con potencial de reducción mayor que el del cobre, como la plata, o de un material no metálico.