EjerciciosFyQ

Problema competencial sobre reciclaje de baterías alcalinas (8600)

F_y_Q — 2026-02-12T05:37:37Z

En el contexto de la economía circular y la sostenibilidad, una empresa de reciclaje está desarrollando un proceso para recuperar cobre y cinc de baterías alcalinas agotadas, aprovechando estos metales para construir una pila de aluminio-aire como alternativa ecológica a las baterías tradicionales.

Los siguientes potenciales estándar de reducción a considerar son:

Par redox	$$$E^\circ\ (\text{V})$$$
$$$\text{Al}^{3+}/\text{Al}$$$	−1.66
$$$\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$$$	−0.76
$$$\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$$$	−0.44
$$$\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$$$	+0.34
$$$\text{O}_2/\text{OH}^- , (\text{en medio básico})$$$	+0.40

Apartado a)

En el proceso de recuperación, se tiene una disolución que contiene iones $$$\text{Cu}^{2+}$$$ 1 M e iones $$$\text{Fe}^{2+}$$$ 1 M. Se dispone de láminas de cinc y aluminio para seleccionar el metal reductor más adecuado.

a.1) Justifica qué metal (cinc o aluminio) es más adecuado utilizar para recuperar cobre metálico por reducción selectiva, sin que se reduzca el hierro presente en la disolución. Escribe las semirreacciones que tendrían lugar en el ánodo y en el cátodo, y calcula la fuerza electromotriz de la pila formada.

a.2) Si en lugar de usar la disolución anterior se construye una pila de aluminio-aire donde el aluminio se oxida y el oxígeno del aire se reduce en medio básico según la semirreacción: $$$\text{O}_2 + 2\text{H}_2\text{O} + 4e^- \rightarrow 4\text{OH}^-$$$, calcula el potencial estándar de esta pila y justifica por qué es una fuente de energía prometedora para vehículos eléctricos.

Apartado b)

Se necesita determinar si una muestra de cobre metálico contiene impurezas de cinc para verificar su pureza. Se sumerge la muestra en una disolución de ácido clorhídrico 1 M.

b.1) Razona, utilizando los potenciales de reducción, si el cobre puro se disolverá en HCl. Escribe las semirreacciones ajustadas por el método del ion-electrón si la reacción es espontánea, o justifica por qué no lo es.

b.2) Si la muestra contiene impurezas de cinc, ¿qué observación experimental permitiría detectarlas? Justifica la respuesta con la correspondiente reacción química ajustada.

Apartado c)

Una vez recuperado el cobre metálico, se utiliza como cátodo en una celda electrolítica para recubrir con una capa de cobre de 0.05 mm de espesor un objeto de hierro con superficie total de 200 $$$\text{cm}^2$$$. La densidad del cobre es $$$8.96\ \text{g/cm}^3$$$.

c.1) Calcula la masa de cobre que debe depositarse sobre el objeto.

c.2) Determina el tiempo necesario para realizar este recubrimiento si se aplica una corriente constante de 3.50 A.

Datos: Masa atómica relativa: Cu = 63.5; Al = 27.0; Zn = 65.4; Fe = 55.8. Constante de Faraday: $$$\text{F} = 96\ 485\ \text{C} \cdot \text{mol}^{-1}$$$.

Apartado a)

a.1) Para recuperar el cobre de la disolución, sin reducir el hierro, necesitas un reductor que sea capaz de reducir el $$$\text{Cu}^{2+}$$$, pero no el $$$\text{Fe}^{2+}$$$. Debes analizar las dos posibilidades:

Con aluminio:

Reducción: $$$\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu} \quad \text{E}^\circ = +0.34\ \text{V}$$$
Oxidación: $$$\text{Al} \rightarrow \text{Al}^{3+} + 3e^- \quad \text{E}^\circ_{\text{ox}} = +1.66\ \text{V}$$$

Para igualar electrones donados y aceptados, multiplicas la primera por 3 y la segunda por 2:

Reducción: $$$ \color{forestgreen}{\bf 3\text{Cu}^{2+} + 6e^- \rightarrow 3\text{Cu}}$$$
Oxidación: $$$ \color{forestgreen}{\bf 2\text{Al} \rightarrow 2\text{Al}^{3+} + 6e^-}$$$

El potencial de la pila es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{\text{E}^\circ_{\text{pila}} = \text{E}^\circ_{\text{cátodo}} - \text{E}^\circ_{\text{ánodo}}}} = 0.34 - (-1.66) = \color{royalblue}{\bf +2.00\ \text{V}}$$$

Debes analizar si el aluminio también podría reducir el $$$\text{Fe}^{2+}$$$:

$$$\text{E}^\circ = -0.44 - (-1.66) = \color{royalblue}{\bf +1.22\ \text{V}}$$$

Como puedes ver, también es un proceso espontáneo.

Con cinc:

Reducción: $$$ \color{forestgreen}{\bf \text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu} \quad \text{E}^\circ = +0.34\ \text{V}}$$$
Oxidación: $$$ \color{forestgreen}{\bf \text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^- \quad \text{E}^\circ_{\text{ox}} = +0.76\ \text{V}}$$$

El potencial de esta pila es:

$$$ \text{E}^\circ_{\text{pila}} = 0.34 - (-0.76) = \color{royalblue}{\bf +1.10\ \text{V}}$$$

Analizas si el cinc reduce al $$$\text{Fe}^{2+}$$$:

$$$ \text{E}^\circ = -0.44 - (-0.76) = \color{royalblue}{\bf +0.32\ \text{V}}$$$

Aunque ambos procesos son espontáneos, la diferencia de potencial para reducir al $$$\text{Cu}^{2+}$$$ es significativamente mayor que para reducir al $$$\text{Fe}^{2+}$$$. Esto quiere decir que, en condiciones cinéticas controladas, el cinc permite una reducción selectiva preferente del cobre antes que del hierro, siendo más adecuado que el aluminio porque reduciría ambos con alta espontaneidad. Escribes ahora las semirreacciones para la pila (Zn-Cu):

Cátodo (reducción): $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}}}$$$
Ánodo (oxidación): $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-}}$$$

El potencial de esta pila es el mismo que habías calculado anteriormente:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf E^\circ_{\text{pila}} = +1.10\ \text{V}}}$$$

a.2) En la pila de aluminio-aire el aluminio se oxida y el oxígeno se reduce. Las semirreacciones que tienen lugar son:

Ánodo (oxidación): $$$ \text{Al} \rightarrow \text{Al}^{3+} + 3e^- \quad \text{E}^\circ_{\text{ox}} = +1.66\ \text{V}$$$
Cátodo (reducción): $$$ \text{O}_2 + 2\text{H}_2\text{O} + 4e^- \rightarrow 4\text{OH}^- \quad \text{E}^\circ = +0.40\ \text{V}$$$

Tienes que igualar los electrones que son cedidos y aceptados, multiplicando por 3 y por 4 en cada caso:

Multiplicas por 4 la oxidación: $$$ \color{forestgreen}{\bf 4\text{Al} \rightarrow 4\text{Al}^{3+} + 12e^-}$$$
Multiplicas por 3 la reducción: $$$ \color{forestgreen}{\bf 3\text{O}_2 + 6\text{H}_2\text{O} + 12e^- \rightarrow 12\text{OH}^-}$$$

La reacción global del proceso es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf 4\text{Al} + 3\text{O}_2 + 6\text{H}_2\text{O} \rightarrow 4\text{Al(OH)}_3}$$$

El potencial estándar de esta pila es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}}} = 0.40 - (-1.66) = \color{firebrick}{\boxed{\bf +2.06\ \text{V}}}$$$

El potencial de esta pila es muy alto, superior al de muchas baterías comerciales. Además, como el aluminio es muy ligero, puede tener una alta densidad energética. Es un elemento muy abundante en La Tierra y el oxígeno es gratuito e inagotable, por lo que se trata de un dispositivo sostenible y más seguro ecológico que otros dispositivos actuales porque no contiene metales pesados que son tóxicos.

Apartado b)

b.1) Para que el cobre se disuelva en ácido clorhídrico, debe oxidarse por el ion $$$ \text{H}^+$$$:

Reducción: $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf 2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2 \quad \text{E}^\circ = 0.00\ \text{V}}}$$$
Oxidación: $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{Cu} \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2e^- \quad \text{E}^\circ_{\text{ox}} = -0.34\ \text{V}}}$$$

El potencial asociado a esta reacción es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{E^\circ_{\text{reacción}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}}} = 0.00 - 0.34 = \color{firebrick}{\boxed{\bf -0.34\ \text{V}}}$$$

Como el valor es negativo puedes asegurar que la reacción no es espontánea en condiciones estándar. El cobre metálico puro no se disuelve en HCl 1 M porque su potencial de reducción es mayor que el del hidrógeno.

b.2) Si la muestra contiene cinc, la fracción de este metal sí que se disolverá en HCl porque el potencial para la reacción del cinc con el hidrógeno es:

$$$ \text{E}^\circ = 0.00 - (-0.76) = \color{royalblue}{\bf +0.76\ \text{V}}$$$

Como puedes ver, es un valor positivo y eso implica que el proceso es espontáneo. Por lo tanto, observarás desprendimiento de burbujas de hidrógeno en las zonas donde hay impurezas de cinc. Las semirreacciones que ocurren en medio ácido son:

Oxidación (ánodo): $$$ \color{forestgreen}{\bf \text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-}$$$
Reducción (cátodo): $$$ \color{forestgreen}{\bf 2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2}$$$

La reacción iónica global es la suma de las dos semirreacciones:

$$$ \text{Zn} + 2\text{H}^+ \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{H}_2$$$

Si tienes en cuenta las especies que indica el enunciado, la reacción molecular es:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2}}$$$

Apartado c)

c.1) Lo primero que debes hacer es calcular el volumen de cobre necesario para cubrir el objeto de hierro con el espesor que indica el enunciado:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \text{V} = \text{superficie}\cdot \text{espesor}} = 200\ \text{cm}^2\cdot 0.005\ \text{cm} = \color{royalblue}{\bf 1.0\ \text{cm}^3}$$$

Por medio de la densidad del cobre obtienes la masa de cobre que representa ese volumen:

$$$ \require{cancel} \rho = \dfrac{\text{m}}{\text{V}}\ \to\ \color{forestgreen}{\bf{m = \rho\cdot V}} = 8.96\ \dfrac{\text{g}}{\cancel{\text{cm}^3}}\cdot 1.0\ \cancel{\text{cm}^3} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 8.96\ g\ de\ Cu}}$$$

c.2) Lo primero que haces es calcular los moles de cobre que se corresponden con la masa calculada:

$$$ \require{cancel} \text{n}(\text{Cu}) = \dfrac{8.96\ \cancel{\text{g}}}{63.5\ \cancel{\text{g}}\cdot \text{mol}^{-1}} = \color{royalblue}{\bf 0.141\ mol}$$$

A partir de la primera ley de Faraday puedes obtener una ecuación que te permita calcular el tiempo:

$$$ \text{m} = \dfrac{\text{M}\cdot \text{I}\cdot \text{t}}{e\cdot \text{F}}\ \to\ \text{t} = \dfrac{\text{m}\cdot e\cdot \text{F}}{\text{M}\cdot \text{I}}\ \to\ \color{forestgreen}{\bf t = \dfrac{n\cdot e\cdot F}{I}}$$$

La semirreacción de reducción en el cátodo implica a dos electrones, como puedes ver: $$$ \text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}$$$

Sustituyes los datos en la ecuación y obtienes el tiempo necesario:

$$$ \require{cancel} \text{t} = \dfrac{0.141\ \cancel{\text{mol}}\cdot 2\cdot 96\ 485\ \cancel{\text{C}}\cdot \cancel{\text{mol}^{-1}}}{3.50\ \cancel{\text{C}}\cdot \text{s}^{-1}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 7\ 774\ s}}$$$

[P(8492)] PAU Andalucía: química (junio 2025) - ejercicio 5 (8493)

F_y_Q — 2025-07-15T05:13:25Z

Clica sobre este enlace para ver el enunciado y las respuestas del ejercicio que se resuelve en el vídeo.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Nomenclatura inorgánica, Proceso redox, Electroquímica, Potencial estándar, Faraday, PAU, EBAU, Selectividad

PAU Andalucía: química (junio 2025) - ejercicio 5 (8492)

F_y_Q — 2025-07-14T03:59:58Z

El deterioro como consecuencia de la oxidación es un gran problema económico para industrias que utilizan estructuras de hierro o de acero, sobre todo si se encuentran en ambientes húmedos o directamente en contacto con el agua, como plataformas sumergidas en el mar, tuberías subterráneas o cascos de barcos. En estos casos, la oxidación para formar óxido de hierro(III) es muy rápida y supondría grandes inversiones económicas tener que sustituir frecuentemente las partes oxidadas.

Una solución para evitar la oxidación del hierro y del acero es incorporar a la estructura piezas de otros metales que puedan formar con el hierro una pila galvánica en la que este sea el cátodo y el otro metal funcione como ánodo. A este método de protección se le llama «protección catódica» y a las piezas metálicas utilizadas para ello se les llama ánodos de sacrificio.

Uno de los metales más usados como ánodo de sacrificio es el magnesio, que puede obtenerse a partir del agua del mar, donde se encuentra disuelto en forma de y de sulfato de magnesio. Una vez separado el sólido, se procede a su electrolisis en estado fundido obteniéndose magnesio y cloro gaseoso.

En la corteza terrestre también está presente el magnesio en forma de (), compuesto insoluble al igual que otras especies de este metal como el fosfato de magnesio (), el () o el ().

a) Justifica cuáles de los metales de la tabla pueden utilizarse como ánodo de sacrificio.

b) Calcula la intensidad de corriente necesaria para obtener una producción diaria de 10 kg de magnesio metálico por electrólisis de fundido, escribiendo la reacción correspondiente.

c) A partir del equilibrio de solubilidad del , determina la masa de magnesio que hay disuelta en 25 L de disolución saturada de dicha sal.

d) Nombra o formula los cuatro compuestos que aparecen en negrita en el texto.

Datos: ; Mg = 24.3

a)
b)
c)
d) ; ; ;

RESOLUCIÓN DEL EJERCICIO EN VÍDEO.

Reacciones, potencial y constante de equilibrio de una pila galvánica (8468)

F_y_Q — 2025-05-31T05:16:37Z

Se construye una pila galvánica utilizando un electrodo de níquel sumergido en una disolución de 1.0 M y un electrodo de plata sumergido en una disolución de 1.0 M, a una temperatura de 298 K.

a) Escribe las semirreacciones y la reacción global de la pila, indicando cuál es el ánodo y el cátodo.

b) Calcula el potencial estándar de la pila ().

c) Determina la constante de equilibrio de la reacción global.

d) Si la concentración de se reduce a 0.01 M, calcula el nuevo potencial de la pila ().

Datos: ; ; ;

a) En el ánodo ocurre la reacción de oxidación. Es el níquel quien se oxida porque tiene el menor potencial de reducción:

Ni^{2+} + 2e^-}}}}" title="\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{\acute{a}}\textbf{nodo: \ce{Ni -> Ni^{2+} + 2e^-}}}}" />

En el cátodo se produce la reducción y es la plata la que se reduce por tener menor potencial de reducción:

Ag}}}}" title="\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{c\acute{a}}\textbf{todo: \ce{Ag^+ + e^- -> Ag}}}}" />

La reacción global, igualando las cargas en ambas, es:

Ni^{2+} + 2Ag}}}}" title="\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{Ni + 2Ag^+ -> Ni^{2+} + 2Ag}}}}" />

b) El potencial estándar de la pila se calcula siempre haciendo la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el del ánodo:

c) La ecuación de Nernst relaciona el potencial de reducción de la pila con la constante de equilibrio:

Despejas, sustituyes y calculas:

Este valor indica que la reacción está muy desplazada hacia la derecha, es decir, que es muy favorable.

d) Para calcular el potencial al diluir el catión plata vas a volver a usar la ecuación de Nernst, en función del cociente de reacción:

El cociente de reacción es:

Como son dos los electrones que se transfieren, el potencial de la nueva pila es:

Potenciales de una celda galvánica a distinta temperatura y espontaneidad del proceso (8419)

F_y_Q — 2025-03-23T06:05:46Z

Se tiene una celda galvánica (pila voltaica) compuesta por dos electrodos: un electrodo de cinc sumergido en una disolución de iones , con una concentración de 1.0 M, y un electrodo de plata sumergido en una disolución de iones , con una concentración de 1.0 M. Las semirreacciones que ocurren en cada electrodo son las siguientes:

Zn^{2+}(aq) + 2e^-} \atop \text{c}{\acute{a}{todo}: \ce{Ag^{+}(aq) + e^- -> Ag(s)} \right \}" title="\left \acute{a}\text{nodo}: \ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e^-} \atop \text{c}{\acute{a}{todo}: \ce{Ag^{+}(aq) + e^- -> Ag(s)} \right \}" />

a) Escribe la reacción global de la celda galvánica.

b) Calcula el potencial estándar de la celda () utilizando los siguientes potenciales estándar de reducción: y

c) Calcula el potencial de la celda a utilizando la ecuación de Nernst, si la concentración de iones es 0.10 M y la concentración de iones es 0.010 M.

d) Determina si la reacción es espontánea en las condiciones dadas.

a) Para obtener la reacción global, debes igualar el número de electrones que se asocia con cada semirreacción y luego sumarlas. La reacción del cátodo la tienes que multiplicar por dos:

Zn^{2+}(ac) + 2e^-} \atop {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{\ce{2Ag^{+}(ac) + 2e^- -> 2Ag(s)}}}}" title="\left \ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(ac) + 2e^-} \atop {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{\ce{2Ag^{+}(ac) + 2e^- -> 2Ag(s)}}}}" />

Zn^{2+}(ac) + 2Ag(s)}}}}" title="\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{Zn(s) + 2Ag^+(ac) -> Zn^{2+}(ac) + 2Ag(s)}}}}" />

b) Calculas el potencial estándar de la celda haciendo la diferencia entre el potencial estándar de reducción del cátodo y el potencial estándar de reducción del ánodo:

Sustituyendo los valores dados:

c) La ecuación de Nernst para la celda es:

«n» es el número de electrones transferidos, es decir, n = 2:

d) Dado que el potencial de la celda es 1.47 V y es positivo, la reacción es espontánea en las condiciones dadas.

[P(8043)] EBAU Andalucía: química (junio 2023) - ejercicio C.4 (8044)

F_y_Q — 2023-09-07T05:44:54Z

Haciendo clic aquí puedes ver el enunciado y las respuestas del problema resuelto en el vídeo que tienes a continuación.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Electroquímica, Faraday, EBAU, Selectividad, EvAU, Ecuación de los gases ideales

EBAU Andalucía: química (junio 2023) - ejercicio C.4 (8043)

F_y_Q — 2023-09-06T06:21:28Z

En una celda electrolítica que contiene fundido se hace pasar una cierta cantidad de corriente durante 2 h, observándose que se deposita cobre metálico y se desprende dicloro. Basándote en las semirreacciones correspondientes:

a) Determina la intensidad de corriente necesaria para depositar 15.9 g de Cu.

b) Calcula el volumen de obtenido a y 1 atm.

Datos: Cu = 63.5 ; ; .

a)

b)

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.

[P(7655)] EBAU Madrid (junio 2022): ejercicio B.5

F_y_Q — 2022-07-23T07:47:15Z

Puedes ver el enunciado y la respuesta al ejercicio si clicas AQUÍ.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Electroquímica, Diagrama pila, Potencial estándar, EBAU, Selectividad

EBAU Madrid: química (junio 2022) pregunta B.5 (7655)

F_y_Q — 2022-07-19T18:00:27Z

Responde las siguientes cuestiones:

a) Dibuja el esquema de una pila utilizando como electrodos una barra de cadmio y otra de plata. Identifica todos los elementos que la forman e indica el sentido del movimiento de los electrones.

b) Escribe las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo y calcula el potencial de la pila.

Datos: ; .

a) El diagrama de la pila es:

El dibujo y el resto de elementos los puedes ver en el vídeo.

b) Cd^{2+} + 2e^-}}}}" title="\bf \acute{A}nodo: \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf{\ce{Cd -> Cd^{2+} + 2e^-}}}}" />

Ag}}}}" title="\bf C\acute{a}todo: \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf{\ce{Ag+ + 1e- -> Ag}}}}" />

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.

Tiempo para depositar medio gramo de talio en distintas disoluciones (6022)

F_y_Q — 2019-11-18T19:49:01Z

Calcula el tiempo necesario para que una intensidad de corriente constante de 1.2 A deposite 0.500 g de:

a) como elemento en un cátodo.

b) como en un ánodo.

c) como elemento en un cátodo.

Para hacer el ejercicio tienes que acudir a la ecuación de Faraday para la electrolisis y despejar en ella el tiempo:

Recuerda que m es la masa que quieres depositar, n son los electrones necesarios para reducir el catión metálico, F es la constante de Faraday que equivale a , I es la intensidad de la corriente que se hace pasar por la cuba electrolítica y M es la masa atómica del catión que quieres depositar y que en el caso del ejercicio es la del talio ().

a) Para reducir el catión al metal son necesarios 3 electrones. Sustituyes en la ecuación:

b) En este caso se deposita el trióxido de ditalio en un electrodo de platino y son 2 los electrones necesarios para pasar del catión al catión . Sustituyes en la ecuación:

c) Para reducir el catión al metal es necesario 1 electrón. Sustituyes en la ecuación: