Ejercicio resuelto de Pilas voltaicas (1 de 3)

Solución: Queremos saber si se desprenderá hidrógeno al introducir sodio metálico en ácido clorhídrico. La reacción propuesta es: \[ \text{Na}(s) + \text{HCl}(aq) \rightarrow \text{H}_2(g) + \text{NaCl}(aq) \] Para que esta reacción sea espontánea, el sodio debe oxidarse y el ion hidrógeno debe reducirse: \[ \text{Na}(s) \rightarrow \text{Na}^+ + e^- \quad \text{(oxidación)} \] \[ 2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2(g) \quad \text{(reducción)} \] Calculamos el potencial estándar de la pila: \[ E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 0 - (-2{,}71) = 2{,}71 \, \text{V} \] Como \( E^\circ_{\text{pila}} > 0 \), se cumple que: \[ \Delta G^\circ = -nFE^\circ < 0 \] Por tanto, la reacción es espontánea y sí se desprenderá hidrógeno al introducir sodio metálico en ácido clorhídrico. \[ \boxed{\text{Sí, se desprenderá hidrógeno al introducir sodio en HCl.}} \]

Solución: Queremos saber si se desprenderá hidrógeno al introducir una barra de cobre en una disolución de ácido clorhídrico. La reacción propuesta sería: \[ \text{Cu}(s) + 2\text{HCl}(aq) \rightarrow \text{CuCl}_2(aq) + \text{H}_2(g) \] Esta reacción implicaría que el cobre se oxida y el hidrógeno se reduce: \[ \text{Cu}(s) \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2e^- \quad \text{(oxidación)} \] \[ 2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2(g) \quad \text{(reducción)} \] Calculamos el potencial estándar de la pila: \[ E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 0{,}00 - 0{,}34 = -0{,}34 \, \text{V} \] Como \( E^\circ_{\text{pila}} < 0 \), se deduce que: \[ \Delta G^\circ = -nFE^\circ > 0 \] Por tanto, la reacción no es espontánea. El cobre no puede desplazar al hidrógeno del ácido. \[ \boxed{\text{No se desprenderá hidrógeno al introducir cobre en HCl.}} \]

Solución: Queremos saber si el sodio metálico puede reducir los iones \( \text{Cu}^{2+} \). La reacción planteada sería: \[ \text{Na}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \rightarrow \text{Na}^+(aq) + \text{Cu}(s) \] Esto implica que: - El sodio se oxida: \( \text{Na}(s) \rightarrow \text{Na}^+ + e^- \) - El cobre se reduce: \( \text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}(s) \) Calculamos el potencial estándar de la pila: \[ E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 0{,}34 - (-2{,}71) = 3{,}05 \, \text{V} \] Como \( E^\circ_{\text{pila}} > 0 \), se cumple que: \[ \Delta G^\circ = -nFE^\circ < 0 \] Por tanto, la reacción es espontánea: el sodio puede reducir a \( \text{Cu}^{2+} \). \[ \boxed{\text{Sí, el sodio metálico puede reducir los iones de } \text{Cu}^{2+}.} \]