Procesos electroquímicos sencillos

Una pila es un aparato que transforma energía química en energía eléctrica gracias a una reacción química que ocurre en su interior. Explica con tus palabras qué significa esa frase y nombra dos aparatos de tu casa que funcionen con pilas.

En la feria de ciencias, un grupo clava en un limón una placa de zinc y una de cobre, las conecta a un LED y este se enciende: han construido una «pila de limón», como se muestra en la figura.

1. a) ¿Qué hace las veces de electrolito (el medio que conduce la corriente dentro de la pila) en este montaje?
2. b) ¿Por qué crees que hacen falta dos metales distintos y no valdrían dos placas iguales?

Quieres encender un LED con limones en la feria de ciencias.

1. a) Indica los tres «ingredientes» imprescindibles de tu pila casera (dos electrodos y un electrolito) y qué material usarás para cada uno.
2. b) Predice qué pasará si clavas en el limón dos placas de cobre iguales en lugar de una de cobre y una de zinc, y justifícalo.
3. c) Un solo limón da muy poco voltaje: explica cómo conectarías varios limones para conseguir más voltaje.

La batería de un carro de gasolina lleva $6$ celdas de plomo conectadas en serie, y cada celda da unos $2\ \text{V}$, como se muestra en la figura.

1. a) ¿Qué voltaje total proporciona la batería?
2. b) Explica por qué las celdas se conectan en serie y no en paralelo.
3. c) El motor de arranque necesita una corriente de $120\ \text{A}$ durante $2\ \text{s}$. Calcula la carga eléctrica que lo atraviesa ($Q = I \times t$).

Un LED necesita al menos $1.8\ \text{V}$ para encenderse y cada pila de limón proporciona unos $0.9\ \text{V}$.

1. a) ¿Cuántas pilas de limón conectadas en serie necesitas como mínimo para encender el LED? Justifica la respuesta.
2. b) Dibuja en tu cuaderno el montaje con $3$ limones, indicando qué electrodo (cobre o zinc) de cada limón se conecta con cuál del siguiente.
3. c) Si uno de los tres limones se conecta con la polaridad al revés que los demás, ¿qué voltaje total da el conjunto? Razona si el LED se encenderá.

Puedes hacerlo en papel y enviar una foto con tu respuesta.

La electrólisis es el proceso inverso al de la pila: una corriente eléctrica obliga a ocurrir a una reacción química que por sí sola no se produciría. Completa el esquema con las palabras que faltan: «En la pila, una reacción química $\dots$ corriente eléctrica; en la electrólisis, la corriente eléctrica $\dots$ una reacción química».

Al pasar corriente continua por agua (con unas gotas de ácido para que conduzca la corriente) aparecen burbujas de dos gases distintos en los electrodos, como se muestra en la figura.

1. a) Escribe la ecuación ajustada de la descomposición del agua.
2. b) Nombra los dos gases que se desprenden.

Compara la pila y la electrólisis respondiendo a estas tres preguntas para cada proceso:

1. a) ¿Qué proceso produce corriente eléctrica y cuál la consume?
2. b) ¿En cuál la reacción química es espontánea y en cuál está forzada por la corriente?
3. c) ¿Qué conversión de energía ocurre en cada uno?

Pon además un ejemplo real de cada proceso.

Para electrolizar agua en el laboratorio hay que añadirle unas gotas de ácido sulfúrico o una pizca de sulfato de sodio.

1. a) Explica qué papel juegan los iones disueltos en la conducción de la corriente por el agua.
2. b) Predice qué observarías si intentaras electrolizar agua destilada completamente pura con una pila de $9\ \text{V}$, y justifícalo.
3. c) Propón sendas pruebas para identificar el gas de cada tubo, sabiendo que el oxígeno reaviva una astilla incandescente y que el hidrógeno arde con un pequeño «pop» al acercarle una llama.

La pila Daniell tiene un electrodo de zinc sumergido en disolución de sulfato de zinc y un electrodo de cobre en disolución de sulfato de cobre, conectados entre sí, como se muestra en la figura.

Mientras la pila funciona, el electrodo de zinc pierde masa y el de cobre la gana.

1. a) ¿Qué metal está pasando a la disolución en forma de iones?
2. b) ¿Qué metal se está depositando y de dónde salen sus átomos?
3. c) Explica por dónde «viajan» los electrones que hacen brillar la bombilla conectada a la pila.

En la pila Daniell ocurren estas dos semirreacciones: en el electrodo de zinc, $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\ e^-$; en el electrodo de cobre, $Cu^{2+} + 2\ e^- \rightarrow Cu$.

1. a) Suma las dos semirreacciones y escribe la reacción global de la pila.
2. b) ¿Qué electrodo actúa como polo negativo, es decir, el que cede electrones al circuito?
3. c) Explica, a partir de las semirreacciones, por qué el electrodo de zinc pierde masa y el de cobre la gana mientras la pila funciona.

Las llaves cromadas o los cubiertos plateados se fabrican por electrodeposición: el objeto de acero se conecta al polo negativo de una fuente y se sumerge en una disolución que contiene iones del metal (cromo o plata), que se deposita sobre él formando una capa muy fina. Explica dos razones por las que conviene recubrir el acero con esos metales.

Para platear una cuchara se conecta la cuchara al polo negativo de una fuente y una lámina de plata al polo positivo, ambas sumergidas en una disolución de nitrato de plata ($AgNO_3$), como se muestra en la figura.

1. a) ¿Sobre cuál de los dos electrodos se deposita la plata?
2. b) La disolución iría perdiendo iones de plata si no fuera porque la lámina se va disolviendo: explica qué papel juega la lámina conectada al polo positivo.
3. c) Razona qué le ocurriría a la cuchara si la conectáramos por error al polo positivo.

Clasifica estas pilas y baterías en «de un solo uso» o «recargables»: la pila alcalina de un control remoto, la batería de ion-litio de un celular, la batería de plomo de un carro y la pila de botón de un reloj. Explica con tus palabras qué significa que una batería sea recargable.

Cuando conectas el celular al cargador, la reacción química de su batería se produce «hacia atrás». Explica, usando la idea de proceso inverso, qué hace el cargador con la corriente eléctrica y en qué se parece la recarga de una batería a una electrólisis.

La batería del celular funciona «en las dos direcciones».

1. a) Describe la conversión de energía que tiene lugar cuando el celular está en uso (descarga) y la que tiene lugar cuando está conectado al cargador (carga).
2. b) Razona por qué decimos que la recarga de la batería es, en el fondo, un proceso de electrólisis.

Una casa aislada tiene paneles solares que de día cargan una batería, y de noche la batería alimenta las luces.

1. a) Describe la cadena completa de transformaciones de energía desde que la luz llega al panel hasta que una bombilla luce por la noche.
2. b) Sitúa en esa cadena un proceso que funciona como una pila y otro que funciona como una electrólisis, y explica cada uno.
3. c) En cada paso se pierde algo de energía en forma de calor: razona por qué ningún tramo de la cadena rinde el $100\ \%$ y qué principio general sobre la energía se cumple siempre.

En la electrólisis del agua, $2\ H_2O \rightarrow 2\ H_2 + O_2$, el volumen de hidrógeno que se recoge siempre es el doble que el de oxígeno, como se muestra en la figura.

Explica, a partir de los coeficientes de la ecuación ajustada, por qué ocurre eso.

En una cuba de electrólisis de agua se han recogido $4\ \text{mol}$ de hidrógeno.

1. a) Usando la ecuación $2\ H_2O \rightarrow 2\ H_2 + O_2$, calcula cuántos moles de oxígeno se han desprendido.
2. b) ¿Cuántos moles de agua se han descompuesto en total?

En el laboratorio se electroliza agua recogiendo los gases en dos tubos graduados invertidos sobre los electrodos, como se muestra en la figura.

Cuando el tubo del hidrógeno contiene $20\ \text{mL}$, ¿qué volumen de oxígeno esperas encontrar en el otro tubo, medido en las mismas condiciones? Explica la proporción usando los coeficientes de la ecuación ajustada.

En una cuba electrolítica se descompone agua y, entre los dos electrodos, se recogen en total $72\ \text{mL}$ de gas, medidos en las mismas condiciones.

1. a) ¿Qué volumen de hidrógeno y qué volumen de oxígeno se han recogido?
2. b) En esas condiciones, $1\ \text{mol}$ de cualquier gas ocupa $24\ \text{L}$: calcula los moles de cada gas.
3. c) Con la masa molar del agua, $18\ \text{g/mol}$, calcula qué masa de agua se ha descompuesto.

El aluminio se obtiene por electrólisis de su óxido fundido (la alúmina), un proceso que consume enormes cantidades de electricidad.

1. a) Explica, con la idea de «reacción forzada por la corriente», por qué fabricar aluminio es tan caro energéticamente.
2. b) Reciclar una lata consume solo el $5\ \%$ de la energía que cuesta fabricar aluminio nuevo. Por cada $100\ \text{kWh}$ que costaría fabricar aluminio primario, calcula cuánta energía se ahorra si ese aluminio se obtiene reciclando.
3. c) Argumenta, usando ese dato, por qué reciclar latas es una medida importante tanto desde la química como desde el medio ambiente.

El casco de acero de los barcos lleva soldados unos bloques de zinc llamados «ánodos de sacrificio»: es el zinc el que se corroe en lugar del hierro, como se muestra en la figura.

1. a) Teniendo en cuenta lo que ocurre en la pila Daniell, donde el zinc se desgasta cediendo electrones con más facilidad que el cobre, explica por qué un bloque de zinc protege el hierro del casco.
2. b) Razona qué pasaría si los bloques fueran de cobre en lugar de zinc.
3. c) ¿Por qué hay que revisar esos bloques y sustituirlos cada cierto tiempo?

Una pila alcalina cuesta $\$10$ y dura un solo uso. Una pila recargable cuesta $\$80$ y admite $500$ recargas; el cargador y la electricidad de todas esas recargas cuestan en total unos $\$120$.

1. a) Calcula cuánto cuestan $500$ usos con pilas alcalinas y cuánto con la pila recargable.
2. b) Además del ahorro económico, razona qué ventaja ambiental tiene la recargable pensando en los residuos que se generan.
3. c) Las pilas gastadas no deben tirarse al cubo de la basura normal: explica por qué desde el punto de vista de la química que contienen.