quÍmica. 2º de bachillerato profesor: carlos m. arteaga

U.D. 8: PARTE 2ª ELECTROQUÍMICA – EJERCICIOS Y CUESTIONES DE SELECTIVIDAD

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 1

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 8

PARTE 2ª: ELECTROQUÍMICA

SELECTIVIDAD

A continuación tienes una colección de ejercicios resueltos que han ido saliendo durante los últimos años en las diferentes pruebas de Selectividad y que se corresponde a lo que hemos estudiado en la segunda parte del tema 8.

COLECCIÓN DE EJERCICIOS RESUELTOS DE SELECTIVIDAD

Se forma una pila galvánica con un electrodo de hierro y otro de plata. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar que se adjuntan:

a) Escriba las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo de la pila galvánica e indique el sentido del movimiento de los iones metálicos de las disoluciones con respecto a los electrodos metálicos.

b) Calcule el potencial de la pila formada.

c) Dibuje un esquema de la pila indicando sus componentes.

d) Razone qué ocurriría si introdujéramos una cuchara de plata en una disolución de Fe2+.

Datos. E0 (V): Ag+/Ag = 0,80; Fe2+/Fe = − 0,44.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Junio 2019)

a) Si nos fijamos en el potencial normal de reducción de Ag+/Ag vemos que su valor es mayor que el de Fe2+/Fe. Esto significa que el ion Ag+ tiene una mayor tendencia a la reducción que el ion Fe2+, por lo que la reacción que se produce en la pila será:

Ánodo (oxidación): Fe Fe2+ + 2 e–

Cátodo (reducción): Ag+ + 1 e– Ag

Reacción global: (Fe Fe2+ + 2 e–) + 2 · (Ag+ + 1 e– Ag)

Fe (s) + 2Ag+ (aq) Fe2+ (aq) + 2 Ag (s)

El hierro en el ánodo experimenta una oxidación por lo que desprende electrones, estos electrones se mueven por el hilo metálico desde el ánodo hasta el cátodo donde los iones de plata los toman experimentando así una reducción y depositándose en el cátodo como plata metálica.

b) El potencial de la pila será: E0pila = E0 (red)cátodo – E0(red)ánndo = 0,80 – (--0,44) = 1,24V

c) El dibujo de la pila es:

La pila así fabricada habría que escribirla:

Fe (s) Fe2+ (aq) Ag+ (aq), Ag (s)

La doble barra entre los dos electrodos significa la existencia de un puente salino.

d) Si se introduce una cuchara de plata en una disolución de Fe2+, la única posibilidad que tendríamos es que la plata se oxide y el hierro se reduzca. Para ello el potencial de reducción del hierro tendría que ser mayor que el potencial de reducción de la plata, circunstancia que no se da. El potencial de la reacción en caso de que se diera sería –1,24V, potencial negativo que nos indica que dicho proceso no es espontáneo y que por tanto no ocurrirá nada.



Considere los electrodos: Sn2+/Sn, MnO4−/Mn2+ (en medio ácido clorhídrico), Zn2+/Zn y

Ce4+/Ce3+.

a) Razone qué dos electrodos forman la pila a la que corresponde el proceso con menor ∆G0.

b) Haga los cálculos pertinentes que le permitan razonar si un recipiente de zinc se deteriora al almacenar en él una disolución de KMnO4 en medio ácido.

c) Ajuste por el método del ion-electrón la ecuación iónica y molecular del proceso redox del apartado b).

Datos. E0 (V): Zn2+/Zn = −0,76; Sn2+/Sn = −0,14; MnO4−/Mn2+ = 1,51; Ce4+/Ce3+ = 1,61.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Septiembre 2020)

a) Como sabemos una pila es un proceso espontáneo y por tanto tiene que tener ∆G0 negativo, por lo que el de menor ∆G0 será el que tenga valor más negativo. Teniendo en cuenta que el valor absoluto de ∆G0 es

directamente proporcional al potencial de la pila E0pila, el ∆G0 de valor más negativo se alcanza con el par

de electrodos en el que el valor del potencial de la pila formado por ellos sea mayor. Es decir con los electrodos en el que la diferencia entre sus potenciales de reducción sea mayor. Esto sucede entre los electrodos Zn2+/Zn y Ce4+/Ce3+ que son el de menor y el de mayor potencial de reducción respectivamente.

Las semirreacciones que se producen en los electrodos son:

(–) Ánodo (oxidación): Zn Zn2+ + 2e– E0ánodo = E0 (Zn2+/ Zn) = –0,76V

(+) Cátodo (reducción): Ce4+ + 1e– Ce3+ E0cátodo = E0 (Ce4+/ Ce3+) = +1,61V

______________________________________________________________________________________________________

Reacción global: (Zn Zn2+ + 2e–) + 2 · (Ce4+ + 1e– Ce3+) Zn (s) + 2 Ce4+ Zn2+ + 2 Ce3+;

E0pila = E0

cátodo – E0ánodo = 1,61 – (–0,76) = +2,37V

b) Para que el recipiente de zinc se deteriore tendría que oxidarse y por tanto el ion permanganato se tendría que reducir. Para saber si el proceso es o no espontáneo se determina el potencial de la pila, y si es positivo el proceso es espontáneo, y si es negativo no lo es. En el cátodo se produce la reducción (MnO4

−/Mn2+) y en el ánodo la oxidación (Zn2+/Zn):

E0pila = E0

cátodo – E0ánodo = 1,51 – (–076) = +2,27V > 0.

Luego, el proceso es espontáneo y el recipiente se deterioraría.

c) Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

202

7 -2 22

4

El cinc en: Zn Zn se oxida

El manganeso en: MnO Mn se reduce

Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2

– 24

Zn Zn

MnO Mn

(oxida

(

ción)

Reducción)

Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Ya están ajustados.

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): 2

– 24 2

Zn Zn

MnO Mn 4H O

Ajuste de átomos de hidrógeno (añadiendo H+) 2

– 24 2

Zn Zn

MnO 8H Mn 4H O

Realizamos el balance de carga:

Ajuste de cargas de cada semirreacción (con electrones) 2

– 24 2

Zn Zn 2eEstas son las semirreacciones de oxidación y de reducción.

MnO 8H 5e Mn 4H O



Realizamos el balance de carga con las dos semirreacciones obtenidas

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos

2

– 24 2

2

– 24 2

5 Zn Zn 2e

2 MnO 8H 5e Mn 4H O

5Zn Zn 10e

2MnO 16H 10e M

5

2 n 8H O

Sumamos las dos semirreacciones: – 2 2

4 2

– 2 24 2

5Zn 2MnO 16H 10e Zn 10e Mn 8H O

5Zn 2MnO 16H Zn Mn 8H O

5

Ecuación iónica ajus

2

t5 ad2 a

Para escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden. Teniendo en cuenta que el enunciado indica medio ácido clorhídrico:

4 2 2 25Zn 2KMnO 16HCl ZnCl MnCl 25 2 KCl 8H O

Hemos ajustado los iones K+ y los dos iones Cl–, que ni se oxidan ni se reducen en el KCl

Ajuste por el método del ion-electrón la reacción global molecular y calcule el potencial para los siguientes procesos redox:

a) Oxidación de cobre metálico con ácido nítrico, obteniéndose dióxido de nitrógeno.

b) Oxidación de zinc a ion Zn2+ con ácido clorhídrico.

Datos: E0 (Zn2+/ Zn) = –0,76V; E0 (Cu2+/Cu) = 0,34V; E0 (NO3−/NO2) = 0,80 V.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Junio 2019. Coincidentes)

3 3 2 2 2a) Cu HNO Cu(NO ) NO H O

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 2

3 3 2 2

1 2 2 20 5 5 4 2 1 22

23 3 2

Cu H ,NO Cu ,2NO NO H O

Cu H ,NO Cu ,2NO NO H O

2) Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

202

25 4 2

23

El cobre en: Cu Cu se oxida

El nitrógeno en: NO NO se reduce

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2

3 2

Cu Cu

N

(o

O NO

xida

(R

ción

educ

)

ción)

4) Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Están ajustados tanto el cobre como el nitrógeno.


3 2 2

Cu Cu

NO NO H O


3 2 2

Cu Cu

NO 2H NO H O

5) Realizamos el balance de carga:


3 2 2

Cu Cu 2e

NO 2H 1e NO H O



Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos

2

3 2 2

2

3 2 2

Cu Cu 2e

2 NO 2H 1e NO H O

Cu Cu 2e

2NO 4H 2e N 2H2 O O

6) Sumamos las dos semirreacciones: 2

3 2 2

23 2 2

Cu 2NO 4H 2e Cu 2e NO 2H O

Cu 2NO 4

2

H Cu NO 2H O2

(Ecuación iónica ajustada)

Si queremos escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden. Tenemos que observar en este caso que no todos los átomos de nitrógeno del HNO3 se reducen. Por dicha razón, el coeficiente del HNO3 hay que ajustarlo por tanteo: el número de H+ revela dicho coeficiente.

Ecuación química ('molecular') ajustada:

3 3 2 2 2

3 3 2 2 2

Cu HNO Cu(NO ) NO H O

Cu 4HNO Cu(NO ) 2NO 2H O

El potencial E0 de esta reacción es:

E0 = E0 (NO3−/NO2) – E0 (Cu2+/Cu) = 0,80 V – 0,34 V = + 0,46 V

2 2b) Zn s HCl aq ZnCl aq H g

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 2

2

1 1 2 10 02

2

Zn H ,Cl Zn ,2Cl H

Zn H ,Cl Zn ,2Cl H

2) Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

202

1 0

2

El cinc en: Zn Zn se oxida

El hidrógeno en: H H se reduce

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2

2

(oxidación)Zn Zn

H (ReduccH ión)

4) Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: El cinc ya está ajustado.

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): No hay átomos de oxígeno


2

Zn Zn

H2H

5) Realizamos el balance de carga:


2H

Zn Zn 2e

2H 2e

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos. Están ajustados.



6) Sumamos las dos semirreacciones: 2

2

22

Zn 2H 2e Zn H

H

2e

Zn 2H Zn


Si queremos escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden.

Ecuación química ('molecular') ajustada:

2 2

2 2

Zn s HCl aq ZnCl aq H g

Zn s 2HCl aq ZnCl aq H g

El potencial E0 de esta reacción es: E0 = E0 (H+/H2) – E0 (Zn2+/Zn) = 0,00 V – (–0,76) V = + 0,76 V

Se construye una celda galvánica con un electrodo de manganeso y un electrodo de plata.

a) Formule las semirreacciones de oxidación y reducción que se producen. Ajuste la reacción global por el método del ion-electrón.

b) Determine el potencial de la celda galvánica.

c) Justifique qué ocurre si se introduce una barra de plata en una disolución de manganeso (II).

Datos. E0 (Mn2+/ Mn) = −1,18; E0 (Ag2+/Ag) = 0,80.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Modelo 2021)

a) Si nos fijamos en el potencial normal de reducción de Ag+/Ag vemos que su valor es mayor que el de Mn2+/Mn. Esto significa que el ion Ag+ tiene una mayor tendencia a la reducción que el ion Mn2+, por lo que la reacción que se produce en la pila será:

Ánodo (oxidación): Mn Mn2+ + 2 e–

Cátodo (reducción): Ag+ + 1 e– Ag

Reacción global: Para ajustar la reacción global no tenemos más que multiplicar la semireacción por 2 con lo cual tendremos el mismo número de electrones en las dos semirreacciones. A continuación sumamos ambas semirreacciones:

(Fe Fe2+ + 2 e–) + 2 · (Ag+ + 1 e– Ag)

Fe (s) + 2Ag+ (aq) Fe2+ (aq) + 2 Ag (s)

b) El potencial de la pila será:

E0pila = E0 (red)cátodo – E0(red)ánndo = 0,80 – (--1,18) = 1,98V

c) Si se introduce una barra de plata en una disolución de Mn2+, la única posibilidad que tendríamos es que la plata se oxide y el manganeso se reduzca. Para ello el potencial de reducción del manganeso tendría que ser mayor que el potencial de reducción de la plata, circunstancia que no se da. El potencial de la reacción en caso de que se diera sería –1,98V, potencial negativo que nos indica que dicho proceso no es espontáneo y que por tanto no ocurrirá nada.

Se desea construir una celda galvánica para transformar NO3− en NO, y se dispone de tres

electrodos: Al3+/Al, Cl2/Cl− y Au3+/Au.

a) A partir de los potenciales de reducción estándar que se adjuntan justifique cuál de los electrodos se puede utilizar, indicando cuál es el agente oxidante y el agente reductor.

b) Calcule el potencial estándar de la celda galvánica.

c) Escriba el proceso iónico global ajustando la reacción en medio ácido por el método ion-electrón. Indique los electrodos que actúan como cátodo y como ánodo.

Datos. E0 (NO3−/NO) = 0,96; E0 (Cl2/Cl−) = 1,33; E0 (Al3+/Al) = −1,66; E0 (Au3+/Au) = 1,50.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Junio 2018. Coincidentes)

a) El estado de oxidación del nitrógeno en el ion nitrato es +5, mientras que su estado de oxidación en el NO es +2. Esto significa que el ion nitrato se tiene que reducir. Para ello es necesario que el potencial estándar



de reducción del electrodo que se utilice sea menor que el de NO3−/NO, ya que en la celda galvánica el

electrodo con mayor potencial estándar de reducción es el que experimenta la reducción. Si observamos los datos facilitados esto solo ocurre con el electrodo Al3+/Al.

b) E0pila = E0 (red)cátodo – E0(red)ánndo = E0 (NO3−/NO) – E0(Al3+/Al) = 0,96 – (--1,66) = 2,62V

c) Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

203

25 2 2

3

El cobre en: Al Al se oxida

El nitrógeno en: NO NO se reduce

Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 3

3

Al Al (oxidación) CÁTODO

NO NO(Reducción) ÁNODO

Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Están ajustados tanto el aluminio como el nitrógeno.


3 2NO NO 2H O

Al Al


3 2 2NO 4H

Al

NO 2H O

Al

Realizamos el balance de carga:


3 2 2

3e

NO 4

Al Al CÁTODO

ÁNODH 3e O 2H ON O

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos. Ya están ajustados.

Sumamos las dos semirreacciones: 3

3 2 2

33 2 2

NO 4H 3e 3e NO 2Al Al

A

H O

NO 4H NOl Al 2H O


Utilice los potenciales estándar de reducción que se adjuntan y responda razonadamente a cada apartado, ajustando las reacciones correspondientes y determinando su potencial.

a) ¿Se estropeará una varilla de plata si se emplea para agitar una disolución de sulfato de hierro(II)?

b) Si el cobre y el cinc se tratan con un ácido, ¿se desprenderá hidrógeno molecular?

c) Describa el diseño de una pila utilizando como electrodos aluminio y plata. Indique qué reacción ocurre en cada electrodo y calcule su potencial.

Datos. E0 (V): Ag+/Ag = 0,80; Cu2+/Cu = 0,34; Fe2+/Fe = −0,44; Zn2+/Zn = −0,76;

Al3+/Al = −1,67

(EvAU. Comunidad de Madrid. Septiembre 2017)

a) Para que una varilla de plata sólida se estropee se tendría que oxidar. Para ello en la disolución de FeSO4 tendría que producirse una reducción. Como la sal estará disociada en sus iones Fe2+ y SO42- quien se tendría que reducir es el hierro.

El potencial de reducción del hierro es –0,44 V y el de la plata es +0,80V, esto significa que la plata tiene más tendencia a reducirse que el hierro, y que la plata tiene menos tendencia a oxidarse que el hierro, por lo que no se estropearía la varilla. También podemos señalar que la pila que se podría formar con la plata como



ánodo (oxidación) y el hierro como cátodo (reducción) la reacción Fe2+ + 2Ag → Fe + 2Ag+ tendría de potencial E0

reacción = E0cátodo – E0

ánodo = –0,44 – 0,80 = – 1,24V y este valor es menor que 0, es decir, E0 < 0 luego ΔG > 0 y no sería espontáneo y no se produce.

b) Para que se libere hidrógeno molecular, el H+ del ácido tiene que reducirse a H2, proceso que se realizaría en el cátodo. Por tanto el cobre y el cinc serían los ánodos que se oxidan.

El potencial de reducción del H+ es 0 V al ser referencia, por lo que tendríamos:

La reacción 2H+ + Cu Cu2+ +H2 tendría de potencial

E0reacción = E0

cátodo – E0ánodo = 0 – 0,34 = –0,34V < 0

Luego ΔG>0 y no sería espontáneo y no se desprende hidrógeno.

La reacción 2H+ + Zn Zn2+ +H2 tendría de potencial

E0reacción = E0

cátodo – E0ánodo = 0 – (–0,76) = –0,76V > 0

Luego ΔG<0 y sí sería espontáneo y sí se desprende hidrógeno.

c) Dispondríamos de dos cubetas o semiceldas y un puente salino entre ellas que cierre el circuito.

Al tener el mayor potencial de reducción la plata, sería el cátodo: sería un electrodo de plata sumergido en una disolución de iones Ag+.

El ánodo sería un electrodo de aluminio sumergido en una disolución de iones Al3+.

Ánodo, oxidación: Al Al3+ + 3e–

Cátodo, reducción: Ag+ + 1e– → Ag

Reacción global: Suma de las dos semirreacciones una vez igualado el número de electrones, para lo cual tenemos que multiplicar la reacción de reducción por 3:

(Al Al3+ + 3e–) + 3 · (Ag+ + 1e– → Ag)

Al + 3Ag+ → Al3+ + 3Ag

E0plila = E0

cátodo – E0ánodo = 0,80 – (–1,67) = 2,47 V

Se dispone en el laboratorio de 250 mL de una disolución de Cd2+ de concentración 1 M y de dos barras metálicas, una de Ni y otra de Al.

a) Justifique cuál de las dos barras deberá introducirse en la disolución de Cd2+ para obtener Cd metálico y formule las semireacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. Ajuste la reacción redox global.

b) En la disolución del enunciado, ¿cuántos gramos del metal se consumirán en la reacción total del Cd2+?

Datos. E0 (V): Cd2+/Cd = −0,40; Ni2+/Ni = −0,26; Al3+/Al = −1,68.

Masas atómicas: Al = 27; Ni = 59.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Junio 2016)

a) Para obtener Cd metálico los iones Cd2+ de la disolución tienen que reducirse, luego la barra introducida se debe oxidar. El potencial de reducción del metal de la barra introducida debe ser menor que el potencial de reducción del cadmio, por lo que debe introducirse la de aluminio.

En este caso:

E0plila = E0

cátodo – E0ánodo = –0,40 – (–1,68) = +1,28 V

Al ser E0plila > 0 el proceso es espontáneo.

Ánodo, oxidación: Al Al3+ + 3e–

Cátodo, reducción: Cd2+ + 2e– Cd

Reacción global: Suma de las dos semirreacciones una vez igualado el número de electrones, para lo cual tenemos que multiplicar la reacción de oxidación por 2 y la de reducción por 3:

2 · (Al Al3+ + 3e–)

3 · (Cd2+ + 2e– Cd)

Suma: 2Al + 3Cd2+ 2Al3+ + 3Cd



c) Sustancia conocida: Cd2+

Sustancia problema: Al

RELACIÓN ENTRE MOLES: 3 moles Cd2+ 2 moles Al

MOLES DE LA SUSTANCIA CONOCIDA (Cd2+): n(Cd2+) = [Cd2+] · V(L) = 1 · 0,25 = 0,25 moles de Cd2+

MOLES DE LA SUSTANCIA PROBLEMA (Al): n(Al) = (2 · 0,25)/3 = 0,167 moles de Al

MASA DE LA SUSTANCIA PROBLEMA (Al):

m n Al 0,167 Al Al P 27 4,51g de Al.m.

En la electrolisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio se hace pasar corriente de 3,0 kA durante 2 horas. Mientras transcurre el proceso, se observa desprendimiento de hidrógeno y se obtiene cloro en medio básico.

a) Escriba y ajuste las semirreacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo y la reacción molecular global. Utilice el modelo de ajuste de ion-electrón.

b) A 250C y 1 atm, ¿qué volumen de cloro se obtiene?

c) ¿Qué masa de hidróxido de sodio se habrá formado en la cuba electrolítica en ese tiempo?

Datos. E0(V): Na+/Na = -2,71; Cl2/Cl– = 1,36; H2O/H2 = –0,83.

Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23. F = 96485 C. R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1.

(EvAU Comunidad de Madrid. Junio 2017)

a) Se trata de una electrolisis de una disolución de NaCl, en la que el enunciado nos dice que se produce desprendimiento de hidrógeno, luego el hidrógeno del agua se reduce a H2 en el cátodo, y se obtiene cloro, luego el ion Cl– se oxida a Cl2 en el ánodo.

Cátodo (reducción): 2 H2O + 2 e– H2 (g) + 2 OH–

Ánodo (oxidación): 2 Cl− Cl2(g) + 2 e–

Para determinar la reacción iónica global sumamos ambas reacciones pues los electrones y todos los átomos se encuentran ajustados:

Reacción iónica global: 2 H2O + 2 Cl− H2 (g) + 2 OH– + Cl2(g)

Y para hallar la reacción molecular global asociamos los iones a la sustancia de la que proceden:

Reacción molecular global: 2 H2O + 2 NaCl H2 (g) + 2 NaOH + Cl2(g)

b) Vamos a utilizar la ecuación de los gases perfectos. Para ello necesitamos conocer el número de moles de cloro obtenidos.

Teniendo en cuenta la semirreacción de oxidación:

2 Cl− Cl2(g) + 2 e–

La relación entre los moles de cloro obtenidos y los moles de electrones es:

Se obtiene 1 mol de cloro por cada dos moles de electrones.

Calculamos el número de moles de electrones sabiendo que la carga de 1F equivale a la carga de un mol de electrones:

3 7 7 1FQ I t 3 10 A 2 3600s 2,16 10 C 2,16 10 C 223,8F

96500C

Moles de e–= 223,8

Moles de Cl2= 223,8/2 = 111,9 moles de Cl2

2

111,9 0,082 273 25n R TP V n R T V 2734,4 L de Cl

P 1



c) La relación entre moles que nos da la reacción molecular global es:

Por cada mol de cloro que se produce, se producen dos moles de hidróxido de sodio.

Como se obtienen 111,9 moles de cloro, se obtendrán 223,8 moles de hidróxido de sodio.

P.m. NaOH = 23 + 16 + 1 =40, luego 1 mol de NaOH = 40g

NaOH

gm 223,8mol 40 8952g de NaOH

mol

Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio.

a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.

b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado.

Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday: F = 96500

(PAU Canarias. Septiembre 2009)

a) Cátodo (reducción): Cu2+ + 2e– Cu (s)

Al3+ + 3e– Al (s)

b) A Cu 63,5g molI t 4A 4200s

m 5,53g de Cuz F 2 96500C mol

A Al 27,0g molI t 4A 4200sm 1,57g de Al

z F 3 96500C mol

Para la obtención de Al metálico se hace pasar una corriente de 100 A a través de una celda electrolítica con Al2O3 fundido.

a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo y la reacción global ajustada.

b) Calcule los gramos de aluminio depositados en 3 h.

c) Calcule la cantidad en gramos de Al2O3 inicial.

Datos: F = 96485 C. Masas atómicas: Al = 27; O = 16.

(EvAU Comunidad de Madrid. Junio 2019. Coincidentes)

a) El Al2O3 fundido está disociado en:

Al2O3 2 Al3+ + 3 O2–

Cátodo (reducción): Al3+ + 3 e– Al

Ánodo (oxidación): 2 O2– O2(g) + 4 e–

Para ajustar la reacción igualamos el número de electrones:

–3

– –2 2

–3

– –2 2

4 Al 3 e Al

3 2 O O g 4 e

4Al 12 e Al

6

4

3O O g 12 e

Y sumamos ambas reacciones:

–3 2 24Al 46 O Al O g3

b) A Al 27g molI t 100A 3 3600s

m 100,73g de Alz F 3 96500C mol



c) A partir de la proporción de aluminio en el compuesto:

Por cada mol de Al2O3 se obtienen 2 moles de Al.

Moles de Al:

AlAl

m 100,73gn 3,73mol de Al

P.m.(Al) 27g mol

Moles de Al2O3:

n (Al2O3) = 3,73/2 = 1,865 moles

Gramos de Al2O3:

Teniendo en cuenta que P.m. (Al2O3) = 2·27 + 3·16 = 102:

m(Al2O3) = 1,865 · 102 = 190,23g de Al2O3

Se lleva a cabo la electrolisis de ZnBr2 fundido.

a) Escriba y ajuste las semirreacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo.

b) Calcule cuánto tiempo tardará en depositarse 1 g de Zn si la corriente es de 10 A.

c) Si se utiliza la misma intensidad de corriente en la electrolisis de una sal fundida de vanadio y se depositan 3,8 g de este metal en 1 hora, ¿cuál será la carga del ion vanadio en esta sal?

Datos. F = 96485 C. Masas atómicas: V = 50,9; Zn = 65,4.

(PAU Comunidad de Madrid. Septiembre 2014)

a) El ZnBr2 fundido estará disociado: ZnBr2 2 Br–+ Zn2+

La reducción, que tendrá lugar en el cátodo, será: Zn2+ + 2 e– Zn

La oxidación, que tendrá lugar en el ánodo, será: 2 Br– Br2 + 2 e–

b) Calculamos cuántos moles de cinc se corresponden con la masa de 1g:

m(Zn) 1

n Zn 0,015 moles de ZnA 65,4

Calculamos a continuación cuantos moles de electrones suponen depositar esos moles de Zn:

Como 1 mol de cinc necesita 2 moles de electrones, habrán tenido que circular 0,015·2 moles de electrones.

Luego: moles de electrones = 0,030

Calculamos la carga en culombios que tienen esos 0,030 moles, teniendo en cuenta que el enunciado dice que 1F = 96485C:

Q de 1 mol e– = 1F = 96485C

Q 0,030 96485C 2894,55C

Teniendo en cuenta que Q = I · t:

Q 2894,55Ct 289,5s

I 10A

c) La reducción, que tendrá lugar ahora en el cátodo, será: Vz+ + z e– V

A V A V 50,9g molI t I t 10A 3600sm z 5

z F m F 3,8 96485C mol

Luego la carga del ion Vanadio es +5.



En una celda electrolítica conteniendo CuCl2 fundido se hace pasar una cierta cantidad de corriente durante 2 horas, observándose que se deposita cobre metálico y se desprende cloro.

a) Disocie la sal y escriba ajustadas las reacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo.

b) Determine la intensidad de corriente necesaria para depositar 15,9 g de cobre.

c) Calcule el volumen de cloro obtenido a 250C y 1 atm.

Datos. Masa atómica: Cu = 63,5; F = 96485 C; R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1.

(EvAU Comunidad de Madrid. Modelo 2019)

a) Los iones presentes en el cloruro de cobre(II) fundido son el ion cloruro, Cl– y el ion cobre(II), Cu2+.

En este estado físico del compuesto iónico los iones que lo forman tienen libertad de movimiento por lo que al aplicar una diferencia de potencial, los iones cloruro se moverán hacia el polo positivo y los iones cobre(II) hacia el polo negativo. Las reacciones que ocurren en cada uno de los electrodos son las siguientes:

Ánodo (oxidación): 2 Cl– Cl2 (g) + 2 e–

Cátodo (reducción): Cu2+ + 2e– Cu (s)

b) Calculamos cuántos moles de cobre se corresponden con la masa de 15,9g:

m(Cu) 15,9

n Cu 0,25 moles de CuA 63,5

Calculamos a continuación cuantos moles de electrones suponen depositar esos moles de Cu:

Como 1 mol de cobre necesita 2 moles de electrones, habrán tenido que circular 0,25·2 moles de electrones.

Luego: moles de electrones = 0,5

Calculamos la carga en culombios que tienen esos 0,5 moles, teniendo en cuenta que el enunciado dice que 1F = 96485C:

Q de 1 mol e– = 1F = 96485C

Q 0,5 96485C 48242,5C


Q 48242,5CI 6,7A

t 2 3600s

c) Teniendo en cuenta la semirreacción de oxidación que se produce en el ánodo: 2 Cl– Cl2 (g) + 2 e–

Vemos que con los 0,5 moles de electrones obtenemos la mitad de moles de cloro gaseoso, es decir 0,25 moles.

Utilizamos la ecuación de los gases ideales para determinar, con los datos ofrecidos, el volumen de cloro:

2

0,25 0,082 273 25n R TP V n R T V 6,11 L de Cl

P 1



Una corriente de 5 A circula en una celda electrolítica conteniendo CuCl2 fundido durante 300 min y se depositan en ese tiempo 29,6 g de cobre metálico en el electrodo correspondiente.

a) Escriba la ecuación de disociación de CuCl2 ajustada. Indique las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.

b) Determine la masa atómica del cobre.

c) Calcule los gramos de plata que se depositarán en el cátodo de una celda electrolítica que contiene AgCl fundido conectada a la del enunciado con la misma intensidad de corriente.

Datos. Masa atómica: Ag = 107,8; F = 96485 C.

(EvAU Comunidad de Madrid. Junio 2018. Coincidentes)

a) Los iones presentes en el cloruro de cobre(II) fundido son el ion cloruro, Cl– y el ion cobre(II), Cu2+.:

La reacción ajustada es: CuCl2 Cu2+ + 2 Cl–

Ánodo (oxidación): 2 Cl– Cl2 (g) + 2 e–


b) Utilizando la ecuación establecida por Faraday:

A Cu I t m(Cu) z F 29,6g 2 96485Cm A Cu 63,47

z F I t 5A 60 300s

c) En esta celda los iones del cloruro de plata fundido son el ion cloruro, Cl– y el ion plata, Ag+

La reacción de reducción es:

Cátodo (reducción): Ag+ + 1e– Ag (s)

Como 1 mol de plata necesita 1 moles de electrones, calculamos los moles de electrones que han circulado:

Q I t 5A 60 300s 90000C

Como la carga de 1 mol de electrones es 1F = 96485C:

90000C

n e 0,93 moles de e 0,93 moles de Ag96500C

m(Ag) n(Ag) A(Ag) 0,93 107,8 100,25g de Ag

Se lleva a cabo la electrólisis de una disolución acuosa de sulfato de cobre(II) de concentración 4·10–2 mol·L−1 para obtener cobre metálico.

a) Escriba los procesos que ocurren en el ánodo y en el cátodo y el proceso global ajustado sabiendo que en el ánodo el H2O se descompone en H+ y O2.

b) Calcule el tiempo necesario para depositar todo el cobre contenido en 250 mL de dicha disolución al pasar una corriente de 1,2 A.

c) Determine el volumen de gas desprendido en el ánodo en el proceso del apartado anterior, a 250C y 1,5 atm.

Datos. R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1; F = 96485 C.


La sal se encuentra ionizada de acuerdo con la ecuación:

CuSO4 Cu2+(aq) + SO42–(aq)

En el cátodo se producirá la reducción del Cu2+.


En el ánodo se producirá la oxidación de la especie cuyo potencial de reducción sea menor, es decir la especie química que sea más fácil de oxidar. Como el azufre está en su estado de oxidación más alto no podrá oxidarse y por tanto tal y como nos indica el enunciado:

Ánodo (oxidación): 2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e–



Para obtener la reacción iónica global tenemos que igualar el número de electrones en ambas semirreacciones:

2 –

–2 2

2 –

–2 2

22 2

2 Cu 2e Cu s

2 H O l O g 4 H aq 4 e

2Cu 4e Cu s


2

Y sumán

2Cu 2 H O l Cu s

dolas:

2 O g 4 H aq

Para pasarla a ecuación química ('molecular') ajustada identificamos los iones con las sustancias de las cuales proceden:

2 424 2SO 22Cu 2 H O Cu O 2 H SO

b) Calculamos el número de moles de la sal utilizando los datos que nos proporcionan:

2 1 24

nM n M V 4 10 mol L 0,25L 10 moles de CuSO

V

Teniendo en cuenta que en la disociación del sulfato de cobre(II) 1 mol de la sal produce 1 mol de iones cobre(II) y que 1 mol de estos iones proporcionan también 1 mol de Cu:

2 2 2 2410 moles de CuSO 10 moles de Cu 10 moles de Cu

Calculamos a continuación cuantos moles de electrones suponen depositar esos moles de Cu:

Como 1 mol de cobre necesita 2 moles de electrones, habrán tenido que circular 2·10–2 moles de electrones.

Luego: moles de electrones = 2·10–2

Calculamos la carga en culombios que tienen esos 2·10–2 moles, teniendo en cuenta que el enunciado dice que 1F = 96485C:

Q de 1 mol e– = 1F = 96485C

–2Q 96485C 12 10 929,7C


Q 1929,7Ct 1608s

I 1,2A

c) El gas desprendido es oxígeno. La relación estequiométrica entre moles de sulfato de cobre(II) y oxígeno es: 2 moles de sulfato de cobre(II) proporcionan 1 mol de oxígeno.

Luego moles de O2 = moles de CuSO4/2 =10–2/2 = 5·10–3

Utiliizando la ecuación de los gases ideales:

3

22

5 10 0,082 273 25n R TP V n R T V 8,15 10 L de O

P 1,5

En una celda electrolítica se introduce cloruro de sodio fundido, obteniéndose cloro molecular y sodio metálico. a) Escriba las reacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo de la celda electrolítica.

b) Calcule el potencial necesario para que se produzca la electrolisis.

c) Calcule el tiempo requerido para que se desprenda 1 mol de Cl2 si se emplea una intensidad de 10 A.

Datos. E0(V): Cl2/Cl− = 1,36; Na+/Na = – 2,71; F = 96485 C.

(EvAU Comunidad de Madrid. Junio 2018)

a) Los iones presentes en el cloruro de sodio fundido son el ion cloruro (Cl–) y el ion sodio (Na+):

Ánodo: 2 Cl– Cl2 + 2 e–

Cátodo: 2 Na+ + 2 e– 2 Na



La reacción global es:

2 Na+ + 2 Cl– Cl2 + 2 Na b) Como

E0 Na+/Na = –2,71 V y E0 Cl2/ Cl– = + 1,36 V

se cumple que:

E0 = E0cát – E0

án = –2,71 V – 1,36V = –4,07 V

El valor negativo de E0 indica que la reacción no es espontánea. Para forzar la electrólisis del NaCl fundido es necesario utilizar una pila cuya f.e.m. sea mayor de 4,07 V.

c) Observando la reacción del ánodo vemos que son necesarios 2 moles de e– para que se desprenda 1 mol de cloro gas.

La carga de 1 mol de electrones equivale a la carga de 1 Faraday, es decir 96485C

Luego la carga total que tiene que pasar es:

Q = 2 · 96485 = 192970C

Puesto que:

Q 192970Q I t t 19297s

I 10

Se hace pasar una corriente de 1,8 A durante 1,5 horas a través de 500 mL de una disolución

de yoduro de cobalto(II) 0,3 M. Se observa que se deposita metal y se forma yodo molecular. a) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción que se producen en el cátodo y en

el ánodo.

b) Calcule la masa de metal depositada.

c) Calcule la concentración de Co2+ que queda en disolución.

d) Calcule la masa de yodo molecular obtenida.

Datos. F = 96485 C. Masas atómicas: Co = 59; I = 127


a) En la disolución de yoduro de cobalto(II) tenemos cationes Co2+ y aniones I–.

El enunciado nos dice que se deposita el metal, luego el cobalto se reduce, reducción que se produce en el cátodo.

Como también nos dice que se forma yodo molecular, el yodo se oxida, semirreacción que se produce en el ánodo.

Ánodo (oxidación): 2 I– I2 + 2 e–

Cátodo (reducción): Co2+ + 2 e– Co

b) En el cátodo se deposita Co metálico. La reacción que tiene lugar es:

Co2+ + 2 e– Co

De donde observamos que para producirse 1 mol de Co son necesarios 2 moles de e-; es decir:

La carga que lleva asociada un mol de electrones es precisamente la constante de Faraday.

Como la cantidad de carga que ha pasado por la cuba es:

Q = I · t = 1,8 · 1,5 · 3600 = 9700 C

Podemos calcular el número de moles de electrones:

Q 9700Cn(e ) 0,1mol de e

F 96485C

Luego los moles de Co depositados son: 0,1/2 = 0,05 moles de Co

m(Co) n(Co) A(Co) 0,05 · 59 2,95g de Co



c) Para calcular la concentración de ion cobalto que quedará al final en la disolución, lo primero que hemos de hacer es calcular la masa inicial de ion cobalto en los 500mL de disolución de yoduro de cobalto(II) 0,3 M:

Como CoI2 Co2+ + 2 I– [Co2+] = [CoI2] = 0,3

m (Co2+) = V · [Co2+] · A (Co2+) = 0,5 L · 0,3 mol/L · 59 g/mol = 8,85 g de Co2+

Como se han depositado 2,95 g de Co, quedarán en la disolución:

8,85 – 2,95 = 5,90 g Co2+ en un 500 mL.

La concentración final será:

2 2 22 Co Co

d d

Con m A 5,90 59

0,2MV V 5

o0,

C

d) La reacción global es:

2 I– + Co2+ I2 + Co

La relación entre moles es: 1 mol de Co 1 mol de I2

Por tanto el número de moles de yodo molecular obtenidos es el mismo que el de cobalto:

Moles de I2 = 0,05 moles

2 2 2 2m( ) n( ) P.m.( ) 0,05 · 2 127 12,7gI I I d Ie

Se hace pasar una corriente de 1,5 A durante 3 horas a través de una celda electroquímica que contiene un litro de disolución de AgNO3 0,20 M. Se observa que se desprende oxígeno molecular.

a) Escriba y ajuste las reacciones que se producen en cada electrodo, indicando de qué reacción se trata y en qué electrodo tiene lugar. Escriba la reacción molecular global.

b) Calcule los moles de plata depositados y la concentración de ion metálico que queda finalmente en disolución.

c) Calcule el volumen de oxígeno que se desprende en este proceso, medido a 273 K y 1 atm.

Datos. F = 96485 C. R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1

(EvAU Comunidad de Madrid. Septiembre 2017)

a) El AgNO3 fundido está disociado en: AgNO3 Ag+ + NO3–

Como se desprende oxígeno molecular significa que en el ánodo se produce la oxidación del oxígeno del agua pasando a formar oxígeno gaseoso. En el cátodo se reduce el ion Ag+:

Ánodo (oxidación): 2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e–

Cátodo (reducción): Ag+ + 1e– Ag (s)

Para ajustar la reacción igualamos el número de electrones:

–2 2

–

–2 2

–


4 Ag 1e Ag s


4 4Ag 4 e Ag s

Sumamos ambas reacciones:

– –2 2

2 2

4Ag 4 e 2 H O l Ag s O g 4 H aq 4 e

4Ag 2 H O l Ag s O g 4 H aq

4

4



Para pasarla a ecuación química ('molecular') ajustada identificamos los iones con las sustancias de las cuales proceden:

3 2 2 34AgNO 2 H O l Ag s O g4 4 HNO

b) Teniendo en cuenta que n(Ag) = m(Ag)/A(Ag), calculamos este valor a partir de la ecuación de Faraday:

A Al I t m 1 I t 1 1,5A 3 3600sm n 0,168 moles de Ag

z F A Al z F 1 96485C mol

Para determinar la nueva concentración calculamos los moles de Ag+ que quedan en la disolución,

Moles iniciales de Ag+ = [M] · V(L) = 0,20 · 1 = 0,20 moles de Ag+

Moles que quedan: 0,20 – 0,168 = 0,032

[Ag+] = n(Ag+)/V(L) = 0,032/1 = 0,032M

c) Observamos la estequiometría de la reacción y vemos que la relación molar entre moles de Ag formados y moles de oxígeno desprendido es:

Por cada 4 moles de plata producidos se forma 1 mol de oxígeno.

Por lo que el número de moles de O2 producidos son:

n(O2) = n(Ag)/4 = 0,168/4 = 0,042 moles de O2.

Utilizamos la ecuación de los gases ideales para determinar, con los datos del enunciado, el volumen de oxígeno:

2

n R T 0,042 0,082 273P V n R T V 0,94 L de O

P 1

Se preparan dos cubetas electrolíticas conectadas en serie que contienen disoluciones acuosas, la primera con 1 L de nitrato de zinc 0,50 M y la segunda con 2 L de sulfato de aluminio 0,20 M.

a) Formule las sales y escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas cubetas electrolíticas con el paso de la corriente eléctrica.

b) Sabiendo que en el cátodo de la segunda se han depositado 5,0 g del metal correspondiente tras 1 h, calcule la intensidad de corriente que atraviesa las dos cubetas.

c) Calcule los gramos de metal depositados en el cátodo de la primera cubeta en el mismo periodo de tiempo.

d) Transcurrido dicho tiempo, ¿cuántos moles de cada catión permanecen en disolución?

Datos. F = 96485 C. Masas atómicas: Al = 27,0; Zn= 65,4.

(PAU Comunidad de Madrid. Junio 2015)

a) Las sales se encuentran ionizadas de la siguiente forma:

Zn(NO3)2 Zn2+ + 2NO3–

Al2(SO4)3 2Al3+ + 3 SO42–

En los cátodos se produce la reducción de los cationes metálicos:

Cátodo (reducción): Zn2+ + 2e– Zn (s)

Cátodo (reducción): Al3+ + 3e– Al (s)

b) Se han depositado 5,0 gramos de Aluminio:

A Al m Al z FI t 5,0 3 96485m Al I 14,9A

z F A Al t 27,0 3600



c) Ambas cubetas están en serie, luego circula la misma intensidad de corriente:

A Zn I t 65,4 14,9 3600

m Zn m Zn 18,18 g de Znz F 2 96485

En cada disolución quedarán los moles iniciales de cada catión menos los moles de metal producido en cada cubeta:

Zn: Moles iniciales = [Zn2+] · V(L) = [Zn(NO3)2] · V(L) = 0,50 · 1 = 0,50

Moles producidos = m(Zn)/A(Zn) = 18,18/65,4 = 0,278

Moles que permanecen = 0,50 – 0,278 = 0,222

Al: Moles iniciales = [Al3+] · V(L) = 2·[Al2(SO4)3] · V(L) = 2 · 0,20 · 2 = 0,80

Moles producidos = m(Al)/A(Al) = 5,0/27,0 = 0,185

Moles que permanecen = 0,80 – 0,185 = 0,615

Se lleva a cabo la electrolisis de una disolución acuosa de bromuro de sodio 1 M, haciendo pasar una corriente de 1,5 A durante 90 minutos.

a) Ajuste las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.

b) Justifique, sin hacer cálculos, cuál es la relación entre los volúmenes de gases desprendidos encada electrodo, si se miden en iguales condiciones de presión y temperatura.

c) Calcule el volumen de gas desprendido en el cátodo, medido a 700 mm Hg y 300C.

Datos. E0 (V): Br2/Br–=1,07; O2/OH–=0,40; Na+/Na = –2,71. F = 96485 C.

R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1.

(PAU Comunidad de Madrid. Modelo 2016)

a) El NaBr fundido estará disociado: NaBr Na+ + Br–

Además el agua puede disociarse en: H2O H+ + OH–

En el cátodo se producirá la reducción de la especie cuyo potencial de reducción sea mayor, es decir la especie química que sea más fácil de reducir.

Como: E0 (H+/H2) = 0,0V y E0 (Na+/Na) = –2,71V:

La reducción, que tendrá lugar en el cátodo, será: 2 H+ + 2 e– H2 (g)

En el ánodo se producirá la oxidación de la especie cuyo potencial de reducción sea menor, es decir la especie química que sea más fácil de oxidar.

Como: E0 (Br2/Br–) = 1,07V y E0 (O2/OH–) =0,40V:

La oxidación, que tendrá lugar en el ánodo, será: 4 OH– O2 + 2H2O + 4 e–

b) Si ajustamos la reacción global podremos comprobar la relación entre los coeficientes estequiométricos de ambos gases:

–2

– –2 2

–2

– –2 2

–2

– –2 2

2 H 2 e H g

4 OH O 2H O 4 e

2 H 2 e H g

4 OH O 2H O 4 e

4 H 4 e H g

4 OH O 2H O 4

2

e

2

Sumando ambas semirreacciones:

–2 2 24 H 4 OH H g O g 2H O 2

Que se puede simplificar a:

2 2 2 2H O H2 g O g



Comprobamos que por cada mol de oxígeno se liberan dos moles de hidrógeno luego en las mismas condiciones de presión y temperatura se produce el doble de volumen de hidrógeno que de oxígeno.

c) Teniendo en cuenta la semirreacción: 2 H+ + 2 e– H2 (g) y que n(H2) = m(H2)/P.m.(H2), calculamos este valor a partir de la ecuación de Faraday:

2

2 2

2

P.m. H I t m 1 I t 1 1,5A 90 60sm n H 0,042 moles de H

z F P.m. H z F 2 96485C mol

Y utilizando la ley de los gases ideales:

2

0,042 0,082 273 30n R TP V n R T V 1,13 L de H

P 700 760

Se quiere recubrir la superficie superior de una pieza metálica rectangular de 3 cm × 4 cm con una capa de níquel de 0,2 mm de espesor realizando la electrolisis de una sal de Ni2+.

a) Escriba la semirreacción que se produce en el cátodo.

b) Calcule la cantidad de níquel que debe depositarse.

c) Calcule el tiempo que debe transcurrir cuando se aplica una corriente de 3 A.

Datos. Densidad del níquel = 8,9 g·cm–3 ; F = 96485 C ; Masa atómica Ni = 58,7.

(PAU Comunidad de Madrid. Junio 2012)

a) En el cátodo se produce la reducción del catión metálico:

Cátodo (reducción): Ni2+ + 2e– Ni (s)

b) El volumen de la capa de Níquel es:

V = x · y · z = 3cm · 4cm · 0,02cm = 0,24 cm3.

Con la densidad y el volumen podemos calcular la masa:

3

3

m gm V 8,9 0,24cm 2,136g de Ni

V cm

c) Con los datos de los que disponemos:

A Ni m Ni z FI t 2,136 2 96485m Al t 2341s

z F A Ni I 58,7 3

En un proceso de electrolisis de salmuera (disolución acuosa concentrada de cloruro de sodio) se quieren obtener 500 g de cloro, además de las cantidades correspondientes de hidrógeno e hidróxido de sodio.

a) Escriba y ajuste las semirreacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo y la reacción global molecular.

b) Calcule la cantidad de electricidad (Culombios) necesaria para conseguirlo.

c) Calcule la masa de hidróxido de sodio que se formará.

d) Calcule el volumen de hidrógeno gaseoso que se formará medido a 250C y 780 mm de presión.

Datos. R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1; F = 96485 C.

Masas atómicas: Na = 23,0 ; O = 16,0 ; H = 1,0 y Cl= 35,5.

(PAU Comunidad de Madrid. Junio 2013. Coincidentes)

En el ánodo, al indicarnos que la disolución es concentrada se produce la oxidación del anión cloruro:

Ánodo (oxidación): 2 Cl−(aq) Cl2(g) + 2 e–

En el cátodo, como nos indican que se genera hidrógeno, se tiene que producir la reducción del hidrógeno del agua:

Cátodo (reducción): 2 H2O(l) + 2 e– H2(g) + 2 OH−(aq)



Como el número de electrones ya está ajustado, sumamos ambas reacciones:

2 Cl−(aq) + 2 H2O(l) Cl2(g) + H2(g) + 2 OH−(aq) Para establecer la reacción global asociamos los iones a las sustancias de las que proceden:

2 NaCl (aq) + 2 H2O Cl2(g) + H2(g) + 2 NaOH (aq)

b) Utilizando la reacción que se produce en el ánodo:

2 Cl−(aq) Cl2(g) + 2 e–

Calculamos el número de moles de electrones necesarios para obtener 500g de cloro, teniendo en cuenta que:

Peso molecular del cloro es 2 · 35,5 = 71

Y que 500g de cloro son:

2

2

Cl

Cl 2

2

m 500gn 7,04 moles de Cl

P.m.(Cl ) 71g mol

La relación molar es 1 mol de cloro por cada dos moles de electrones, luego:

Moles de e– = 2 · 7,04 = 14,08

Teniendo en cuenta que 1 Faraday es la carga de 1 mol de electrones:

Q = n(e–) · F = 14,08 · 96485C = 1,36·106C.

c) Utilizando la reacción ajustada:

2 NaCl (aq) + 2 H2O Cl2(g) + H2(g) + 2 NaOH (aq)

La relación entre moles es:

1 mol de Cl2(g) 2 moles de NaOH

Luego al obtenerse 7,04 moles de cloro se obtienen 14,08 moles de NaOH.

Calculamos los gramos de NaOH:

1 mol NaOH = 23,0 + 16,0 + 1,0 = 40,0g

m(NaOH) = n(NaOH) · P.m.(NaOH) = 14,08 · 40,0 = 563,2g

d) Para calcular el volumen de hidrógeno obtenido comprobamos la relación molar entre el cloro y el hidrógeno en la ecuación ajustada, y observamos que es una relación 1:1, es decir por cada mol que se obtiene de cloro gaseoso se obtiene 1 mol de hidrógeno gaseoso.

Luego los moles obtenidos de hidrógeno gaseoso son: 7,04.

Para calcular el volumen utilizamos la ley de los gases ideales:

2

7,04 0,082 273 25n R TP V n R T V 167,6 L de H

P 780 760

quÍmica. 2º de bachillerato profesor: carlos m. arteaga

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