Ejercicio resuelto de Números de oxidación · Química · 2021

PREGUNTA 8.

8.1. Explique cómo construiría en el laboratorio una pila galvánica empleando un electrodo de aluminio y otro de cobre, indicando el material y los reactivos necesarios.
8.2. Indique las semirreacciones que tienen lugar en cada electrodo, la ecuación iónica global y calcule la fuerza electromotriz de la pila.

Datos: $E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V}$; $E^\circ(\mathrm{Al^{+3}/Al}) = -1{,}67\ \mathrm{V}$.

$\textbf{8.1. Explique cómo construiría en el laboratorio una pila galvánica empleando un electrodo de aluminio y otro de cobre, indicando el material y los reactivos necesarios. (1 punto)}$

$\textbf{Material}$: dos vasos de precipitados, un tubo en U, algodón para taponar sus extremos, cable conductor con pinzas de cocodrilo y un voltímetro.

$\textbf{Reactivos}$: una lámina de aluminio y otra de cobre, disolución de una sal de aluminio 1 M —por ejemplo cloruro de aluminio—, disolución de sulfato de cobre(II) 1 M y disolución de KCl para el puente salino.

$\textbf{Montaje}$:

i) En el vaso de la izquierda se pone la disolución de $\mathrm{Al^{3+}}$ y se sumerge en ella la lámina de aluminio. Esa semicelda será el $\textbf{ánodo}$. Cada disolución debe contener el catión del metal que se sumerge en ella, para que el electrodo esté en equilibrio con su propio ion.

ii) En el vaso de la derecha se pone la disolución de sulfato de cobre(II), de color azul, y se sumerge la lámina de cobre. Esa semicelda será el $\textbf{cátodo}$.

iii) El tubo en U, relleno de disolución de KCl y tapado en los extremos con algodón, se coloca con un extremo sumergido en cada vaso: es el $\textbf{puente salino}$. Cierra el circuito y mantiene la electroneutralidad de las dos disoluciones sin que lleguen a mezclarse. Los aniones $\mathrm{Cl^-}$ migran hacia el ánodo y los cationes $\mathrm{K^+}$ hacia el cátodo. Sin él, la pila dejaría de funcionar de inmediato.

iv) Por fuera, las dos láminas se unen con el cable conductor y las pinzas de cocodrilo, intercalando el voltímetro para medir la fuerza electromotriz.

$\textbf{Observaciones}$: con el tiempo la lámina de aluminio pierde masa, sobre la de cobre crece un depósito rojizo y el color azul de la disolución de cobre se va atenuando. Conviene lijar la lámina de aluminio antes de empezar, porque su capa superficial de óxido la pasiva y falsearía la medida.

$\textbf{8.2. Indique las semirreacciones que tienen lugar en cada electrodo, la ecuación iónica global y calcule la fuerza electromotriz de la pila. (1 punto)}$

El criterio para asignar los electrodos es que el par de $\textbf{mayor}$ potencial de reducción actúa como cátodo y el de $\textbf{menor}$, como ánodo:

$E^0(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V} \ > \ E^0(\mathrm{Al^{3+}/Al}) = -1{,}67\ \mathrm{V}$

$\textbf{Ánodo}$ (polo negativo), oxidación del aluminio:

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

$\textbf{Cátodo}$ (polo positivo), reducción del cobre:

$\mathrm{Cu^{2+}(ac)} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Cu(s)}$

Las dos semirreacciones intercambian distinto número de electrones, 3 y 2, así que hay que multiplicarlas para igualar el intercambio en 6:

$2\,\mathrm{Al(s)} \rightarrow 2\,\mathrm{Al^{3+}(ac)} + 6\,e^-$

$3\,\mathrm{Cu^{2+}(ac)} + 6\,e^- \rightarrow 3\,\mathrm{Cu(s)}$

$\textbf{Ecuación iónica global}$, sumando ambas:

$2\,\mathrm{Al(s)} + 3\,\mathrm{Cu^{2+}(ac)} \rightarrow 2\,\mathrm{Al^{3+}(ac)} + 3\,\mathrm{Cu(s)}$

$E^0_{\text{pila}} = E^0_{\text{cátodo}} - E^0_{\text{ánodo}} = (+0{,}34) - (-1{,}67)$

$E^0_{\text{pila}} = +2{,}01\ \mathrm{V}$

Al ser positiva, la energía de Gibbs $\Delta G^0 = -n F E^0$ es negativa y el proceso es espontáneo, como corresponde a una pila galvánica.

Importante: el potencial $\textbf{no}$ se multiplica por los coeficientes al ajustar las semirreacciones. Es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de sustancia que reaccione; lo que sí depende del número de electrones es $\Delta G^0$, con $n = 6$ en este caso.