Reaccions redox i electroquímica: exercicis de la PAU de Química resolts

Plantejament Es demana quin procés patiria el ferro sense tractar i què el causa, si la medalla fa d’ànode o de càtode en el recobriment d’or, i un esquema de la cel·la amb el nom i la polaritat dels elèctrodes i la reacció a la medalla.

1. Sense tractament, el ferro es corroeix: s’oxida i forma òxids de ferro (el rovell). Els principals agents causants són l’oxigen de l’aire i l’aigua (la humitat).

   $\mathrm{Fe(s)\rightarrow Fe^{2+}(aq)+2\,e^-}\quad(\text{oxidació})$

2. Per recobrir la corona d’or, els ions $\mathrm{Au^{3+}}$ de la dissolució han de guanyar electrons i dipositar-se com a or metàl·lic sobre la medalla: és una reducció. La reducció té lloc al càtode, així que la medalla actua com a càtode. Aquesta és la reacció a la medalla:

   $\mathrm{Au^{3+}(aq)+3\,e^-\rightarrow Au(s)}$

3. En una cel·la electrolítica el càtode es connecta al pol negatiu del generador (polaritat −) i l’ànode, al pol positiu (polaritat +). Al càtode, la medalla, arriben els electrons que redueixen els $\mathrm{Au^{3+}}$; a l’ànode té lloc l’oxidació.

4. Esquema (vegeu la figura): un recipient amb la dissolució d’$\mathrm{AuCl_3}$ (ions $\mathrm{Au^{3+}}$ i $\mathrm{Cl^-}$) i dos elèctrodes submergits connectats a un generador de corrent continu: la medalla, que és el càtode (−), i l’altre elèctrode, que és l’ànode (+). Els electrons circulen pel fil, de l’ànode al generador i del generador a la medalla.

ResultatSense tractament el ferro es corroeria (s’oxidaria a òxids de ferro) per l’acció de l’oxigen de l’aire i l’aigua. La medalla és el càtode (pol −), perquè hi té lloc la reducció $\mathrm{Au^{3+}(aq)+3\,e^-\rightarrow Au(s)}$; l’altre elèctrode és l’ànode (pol +).

La pauta oficial dona: Corrosió del ferro (oxidació a òxids de ferro) per l’oxigen de l’aire i l’aigua; la medalla és el càtode (−): $\mathrm{Au^{3+}(aq)+3\,e^-\rightarrow Au(s)}$; ànode (+)

Plantejament Es demana el temps, en hores, per dipositar $6{,}0\,\mathrm{g}$ d’or amb un corrent de $0{,}3\,\mathrm{A}$.

1. Mols d’or que s’han de dipositar.

   $n(\mathrm{Au})$${}= \frac{6{,}0\,\mathrm{g}}{196{,}97\,\mathrm{g\,mol^{-1}}}$${}= 0{,}03046\,\mathrm{mol}$

2. Cada $\mathrm{Au^{3+}}$ necessita 3 electrons; la càrrega és el nombre de mols d’electrons per la constant de Faraday.

   $Q$${}= 3\,n(\mathrm{Au})\,F$${}= 3\cdot0{,}03046\,\mathrm{mol}\cdot96\,500\,\mathrm{C\,mol^{-1}}$${}= 8\,818{,}6\,\mathrm{C}$

3. Temps, amb $Q=I\,t$:

   $t$${}= \frac{Q}{I}=\frac{8\,818{,}6\,\mathrm{C}}{0{,}3\,\mathrm{A}}$${}= 2{,}9395\cdot10^{4}\,\mathrm{s}$

4. En hores:

   $t$${}= \frac{2{,}9395\cdot10^{4}\,\mathrm{s}}{3\,600\,\mathrm{s\,h^{-1}}}$${}= 8{,}165\,\mathrm{h}$

Plantejament El ferro(II) pot cedir un electró al ceri(IV). Sumem les semireaccions i comparem els potencials estàndard de reducció.

1. Fe²⁺ perd un electró i actua com a reductor; Ce⁴⁺ el guanya i actua com a oxidant.

   $\mathrm{Fe^{2+}\rightarrow Fe^{3+}+e^-}$$\mathrm{Ce^{4+}+e^-\rightarrow Ce^{3+}}$

2. En sumar, l’electró es cancel·la i la càrrega total és la mateixa als dos membres.

   $\mathrm{Fe^{2+}+Ce^{4+}}$${}\rightarrow \mathrm{Fe^{3+}+Ce^{3+}}$

3. El potencial positiu implica una energia lliure estàndard negativa.

   $E^\circ$${}= E^\circ_{\mathrm{Ce^{4+}/Ce^{3+}}}$${}-E^\circ_{\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}}$${}= 1{,}44-0{,}77$${}= 0{,}67\,\mathrm V$${}> 0$

Plantejament Relacionem la solubilitat amb el producte de solubilitat en el model de dissociació 1:1. Per als additius, identifiquem l’ió comú o la retirada de sulfur.

1. Cada mol de FeS dissolt produeix un mol de cada ió. El càlcul de l’examen omet equilibris àcid-base del sulfur i activitats.

   $\mathrm{FeS(s)\rightleftharpoons Fe^{2+}+S^{2-}}$$K_{ps}=s^2$

2. Prenem l’arrel positiva.

   $s$${}= \sqrt{8{,}00\cdot10^{-19}}$${}= 8{,}9443\cdot10^{-10}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$

3. Na₂S aporta sulfur, desplaça cap al sòlid i redueix la solubilitat. AgNO₃ aporta Ag⁺, que retira sulfur com Ag₂S i afavoreix la dissolució del FeS.

   $\mathrm{2Ag^++S^{2-}\rightarrow Ag_2S(s)}$$\mathrm{FeS(s)+2Ag^+}$${}\rightarrow \mathrm{Fe^{2+}+Ag_2S(s)}$

Plantejament Calculem primer la concentració analítica i després la dissociació àcida de l’amoni. Adoptem l’aproximació de l’examen de volum final igual a 100,0 mL.

1. El nitrat d’amoni es dissocia completament; el nitrat és espectador.

   $M$${}= 2\cdot14+4\cdot1+3\cdot16$${}= 80\,\mathrm{g\,mol^{-1}}$$c_0$${}= \frac{14{,}25}{80\cdot0{,}1000}$${}= 1{,}7813\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$

2. Plantegem la primera dissociació sense arrodonir c₀. Negligim la contribució de l’aigua a l’hidroni davant de la de l’àcid.

   $\mathrm{NH_4^+}$${}+\mathrm{H_2O\rightleftharpoons NH_3}$${}+\mathrm{H_3O^+}$$\frac{x^2}{1{,}7813-x}=5{,}62\cdot10^{-10}$

3. L’arrel positiva és la concentració d’amoníac i aproximadament la d’hidroni; l’amoni restant és c₀−x.

   $x=3{,}1639\cdot10^{-5}$$[\mathrm{NH_4^+}]=1{,}7812\quad\mathrm{mol\,L^{-1}}$

4. Utilitzem el producte iònic de l’aigua per a l’hidròxid. El medi s’acidifica: facilita el ferro i dificulta el fòsfor, segons l’enunciat. L’aigua és el dissolvent; la seva molaritat no es determina amb les dades aportades.

   $[\mathrm{OH^-}]$${}= \frac{10^{-14}}{x}$${}= 3{,}1606\cdot10^{-10}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}$$\mathrm{pH}=-\log x=4{,}4998$

Plantejament Relacionem la velocitat amb les col·lisions eficaces i amb la quantitat de catalitzador biològic actiu. L’equilibri i la rapidesa són qüestions diferents.

1. En augmentar la temperatura, dins de l’interval indicat, augmenta la fracció de col·lisions que supera la barrera d’activació. La reacció s’accelera.

   $k=Ae^{-E_a/(RT)}$

2. Més oxigen disponible permet més trobades amb el reactiu i augmenta la velocitat en el model de l’exercici; no deduïm un ordre de reacció sense dades experimentals.

3. L’acidificació redueix la població bacteriana i amb ella la quantitat d’enzims actius; per tant, disminueix la velocitat. Els enzims ofereixen una ruta de menor energia d’activació.

Plantejament Al càtode es redueix oxigen a aigua en medi àcid. La càrrega transferida permet trobar els mols d’electrons i d’oxigen.

1. Igualem primer oxigen i hidrogen i després la càrrega. Es necessiten quatre electrons per molècula d’O₂.

   $\mathrm{O_2+4H^++4e^-\rightarrow2H_2O}$

2. Transformem l’hora en segons i calculem la càrrega.

   $Q=It=0{,}25\cdot3600=900\,\mathrm C$

3. Apliquem Faraday i la proporció de quatre electrons. Suposem eficiència faràdica completa per a aquesta reducció.

   $m(\mathrm{O_2})$${}= \frac{Q}{4F}\,M(\mathrm{O_2})$${}= \frac{900\cdot32}{4\cdot96500}$${}= 0{,}074611\,\mathrm g$

Plantejament Un doble enllaç permet poliaddició; un monòmer amb alcohol i àcid permet policondensació. Després comprovem substituents i fórmula dels isòmers.

1. El propè s’uneix per obertura del doble enllaç. El metil queda com a ramificació del polímer.

   $n\,\mathrm{CH_2{=}CH-CH_3}$${}\rightarrow [-\mathrm{CH_2-CH(CH_3)}-]_n\quad(\mathrm{PP})$

2. L’àcid 3-hidroxibutanoic forma enllaços èster entre el seu OH i el COOH d’una altra molècula, alliberant aigua per enllaç format.

   $\mathrm{HO-CH(CH_3)-CH_2-COOH}$${}\rightarrow [-\mathrm{O-CH(CH_3)-CH_2-C(=O)}-]_n\quad(\mathrm{PHA})$

3. C3 té quatre grups diferents: H, OH, CH₃ i CH₂COOH. Per això és un centre estereogènic i el monòmer és quiral.

   $\mathrm{CH_3-CH^*(OH)}$${}-\mathrm{CH_2-COOH}$

4. Com a isòmer de cadena escollim l’àcid 3-hidroxi-2-metilpropanoic (cadena ramificada, amb l’OH encara al carboni 3); com a isòmer de posició, l’àcid 2-hidroxibutanoic (la mateixa cadena, amb l’OH al carboni 2). Tots dos tenen la mateixa fórmula molecular.

   $\mathrm{HO-CH_2-CH(CH_3)-COOH}$$\mathrm{CH_3-CH_2-CH(OH)-COOH}$$\mathrm{C_4H_8O_3}$

Plantejament Es demanen les semireaccions del zinc i del coure amb l’àcid clorhídric i, amb els potencials estàndard, quin dels dos metalls produeix les bombolles d’hidrogen.

1. El metall s’oxidaria a catió i els $\mathrm{H^+}$ de l’àcid es reduirien a hidrogen gasós. Per al zinc:

   $\mathrm{Zn(s)\rightarrow Zn^{2+}(aq)+2\,e^-}$$\mathrm{2\,H^+(aq)+2\,e^-\rightarrow H_2(g)}$

2. Per al coure, les semireaccions anàlogues:

   $\mathrm{Cu(s)\rightarrow Cu^{2+}(aq)+2\,e^-}$$\mathrm{2\,H^+(aq)+2\,e^-\rightarrow H_2(g)}$

3. Una reacció redox és espontània si $E^\circ$${}= E^\circ_{\text{reducció}}$${}-E^\circ_{\text{oxidació}}$${}> 0$, amb els potencials de reducció de la taula. Amb el zinc, la reacció és espontània:

   $E^\circ=0{,}00-(-0{,}76)=+0{,}76\,\mathrm{V}>0$$\mathrm{Zn(s)+2\,H^+(aq)}$${}\rightarrow \mathrm{Zn^{2+}(aq)+H_2(g)}$

4. Amb el coure, la reacció global no és espontània:

   $E^\circ=0{,}00-0{,}34=-0{,}34\,\mathrm{V}<0$$\mathrm{Cu(s)+2\,H^+(aq)}$${}\rightarrow \mathrm{Cu^{2+}(aq)+H_2(g)}$

5. Els $\mathrm{H^+}$ només poden oxidar els metalls que tenen un potencial de reducció més petit que el seu ($0{,}00\,\mathrm{V}$): el zinc sí, el coure no.

Plantejament En la cel·la electrolítica el corrent obliga el coure de l’ànode a oxidar-se i els $\mathrm{H^+}$ a reduir-se a $\mathrm{H_2}$. Es demanen el temps, en hores, per obtenir $2{,}8\,\mathrm{L}$ d’$\mathrm{H_2}$ i la massa de coure que reacciona.

1. Semireaccions: a l’ànode (+) s’oxida el coure i al càtode (−) es redueixen els $\mathrm{H^+}$. Per cada mol d’$\mathrm{H_2}$ circulen 2 mol d’electrons i reacciona 1 mol de Cu.

   $\mathrm{Cu(s)\rightarrow Cu^{2+}(aq)+2\,e^-}$$\mathrm{2\,H^+(aq)+2\,e^-\rightarrow H_2(g)}$

2. Mols d’hidrogen, amb l’equació dels gasos ideals ($T=25+273{,}15=298{,}15\,\mathrm{K}$).

   $n(\mathrm{H_2})$${}= \frac{P\,V}{R\,T}=\frac{1{,}0\,\mathrm{atm}\cdot2{,}8\,\mathrm{L}}{0{,}082\,\mathrm{atm\,L\,K^{-1}\,mol^{-1}}\cdot298{,}15\,\mathrm{K}}$${}= 0{,}1145\,\mathrm{mol}$

3. Càrrega necessària: 2 mol d’electrons per mol d’$\mathrm{H_2}$.

   $Q$${}= 2\,n(\mathrm{H_2})\,F$${}= 2\cdot0{,}1145\,\mathrm{mol}\cdot96\,500\,\mathrm{C\,mol^{-1}}$${}= 2{,}210\cdot10^{4}\,\mathrm{C}$

4. Temps, amb $Q=I\,t$, i en hores:

   $t$${}= \frac{Q}{I}=\frac{2{,}210\cdot10^{4}\,\mathrm{C}}{2{,}0\,\mathrm{A}}$${}= 1{,}105\cdot10^{4}\,\mathrm{s}$${}= \frac{1{,}105\cdot10^{4}\,\mathrm{s}}{3\,600\,\mathrm{s\,h^{-1}}}$${}= 3{,}07\,\mathrm{h}$

5. Massa de coure: reacciona el mateix nombre de mols que d’hidrogen es desprèn.

   $m(\mathrm{Cu})$${}= 0{,}1145\,\mathrm{mol}\cdot63{,}5\,\mathrm{g\,mol^{-1}}$${}= 7{,}27\,\mathrm{g}$

Plantejament El potencial de reducció més gran correspon a la plata, que es redueix; el coure s’oxida.

1. Ànode de coure negatiu: oxidació. Càtode de plata positiu: reducció. Duplicar la semireacció de plata equilibra els electrons.

   $\begin{aligned}\mathrm{Cu(s)}&\mathrm{\rightarrow Cu^{2+}(aq)+2e^-}\\\mathrm{2Ag^+(aq)+2e^-}&\mathrm{\rightarrow2Ag(s)}\\\mathrm{Cu(s)+2Ag^+(aq)}&\mathrm{\rightarrow Cu^{2+}(aq)+2Ag(s)}\end{aligned}$

2. La pila és a la figura: dos vasos amb les làmines submergides en els seus nitrats 1,00 M, unides per un cable amb un voltímetre. El pont salí en U, amb KNO₃, tanca el circuit; no s’hi fa servir un clorur perquè precipitaria AgCl.

3. Electrons pel circuit extern de Cu a Ag. Els anions del pont migren cap al compartiment del coure i els cations cap al de plata, evitant l’acumulació de càrrega. Material: dos vasos, làmines, solucions, tub en U amb taps porosos o gel, electròlit, cables i voltímetre.

ResultatÀnode Cu (−), càtode Ag (+); electrons Cu → Ag. Reacció global: $\mathrm{Cu+2Ag^+\rightarrow Cu^{2+}+2Ag}$.

La pauta oficial dona: Ànode (Cu): Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻; càtode (Ag): Ag⁺ + e⁻ → Ag; global: Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag

Plantejament Restar els potencials estàndard de reducció sense multiplicar-los pels coeficients estequiomètrics.

1. Força electromotriu estàndard: reducció del càtode menys reducció de l’ànode.

   $E^\circ=0{,}80-0{,}34=0{,}46\ \mathrm V$

2. La barra simple separa fases; la doble representa el pont salí. A l’esquerra s’escriu l’ànode.

   $\mathrm{Cu(s)|Cu^{2+}(aq,1{,}00\,M)||Ag^+(aq,1{,}00\,M)|Ag(s)}$

3. La làmina de coure es dissol en formar Cu²⁺ i perd massa.

Plantejament El crom es diposita al càtode per reducció del $\mathrm{Cr^{3+}}$, amb 3 mols d’electrons per mol de crom. Calculem el volum de la capa, la seva massa i els mols de crom; d’aquí, la càrrega necessària ($Q=n_{e^-}F$) i el temps ($t=Q/I$).

1. Reacció d’electrodeposició (al càtode):

   $\mathrm{Cr^{3+}(aq)+3\,e^-\rightarrow Cr(s)}$

2. Volum de la capa ($0{,}1\ \mathrm{mm}=0{,}01\ \mathrm{cm}$):

   $V$${}= 1\,400\ \mathrm{cm^2}\cdot0{,}01\ \mathrm{cm}$${}= 14\ \mathrm{cm^3}$

3. Massa i mols de crom:

   $m=14\ \mathrm{cm^3}\cdot7{,}1\ \mathrm{g\,cm^{-3}}=99{,}4\ \mathrm{g}$$n(\mathrm{Cr})$${}= \frac{99{,}4\ \mathrm{g}}{52{,}0\ \mathrm{g\,mol^{-1}}}$${}= 1{,}91\ \mathrm{mol}$

4. Càrrega necessària (3 mol d’electrons per mol de crom):

   $Q$${}= 3\cdot1{,}91\ \mathrm{mol}\cdot9{,}65\cdot10^{4}\ \mathrm{C\,mol^{-1}}$${}= 5{,}53\cdot10^{5}\ \mathrm{C}$

5. Temps d’electròlisi:

   $t$${}= \frac{Q}{I}=\frac{5{,}53\cdot10^{5}\ \mathrm{C}}{20{,}0\ \mathrm{A}}$${}= 2{,}77\cdot10^{4}\ \mathrm{s}$${}= \frac{2{,}77\cdot10^{4}\ \mathrm{s}}{3\,600\ \mathrm{s\,h^{-1}}}$${}= 7{,}69\ \mathrm{h}$

Plantejament Un ànode de sacrifici s’ha d’oxidar abans que el ferro. S’oxida més fàcilment el metall amb el potencial de reducció més baix, així que busquem a la taula els metalls amb $E^\circ$ més petit que el del parell $\mathrm{Fe^{2+}/Fe}$.

1. Potencial del ferro i comparació amb els altres metalls:

   $E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe})=-0{,}44\ \mathrm{V}$

2. Tenen un potencial més baix el zinc, l’alumini i el magnesi; s’oxiden abans que el ferro i el protegeixen. El coure i el cobalt tenen potencials més alts i no servirien (el ferro s’oxidaria abans).

   $E^\circ(\mathrm{Mg^{2+}/Mg})$${}= -2{,}37$${}< E^\circ(\mathrm{Al^{3+}/Al})$${}= -1{,}66$${}< E^\circ(\mathrm{Zn^{2+}/Zn})$${}= -0{,}76$${}< -0{,}44\ \mathrm{V}$

3. Per exemple, el zinc es dissol en comptes del ferro:

   $\mathrm{Zn(s)\rightarrow Zn^{2+}(aq)+2\,e^-}$

4. Oxidant: espècie que es redueix, és a dir, que capta electrons d’una altra espècie que s’oxida. Per exemple:

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

5. Reductor: espècie que s’oxida, és a dir, que cedeix electrons a una altra espècie que es redueix. Per exemple:

   $\mathrm{Fe(s)\rightarrow Fe^{2+}(aq)+2\,e^-}$

6. Els principals agents de la corrosió a la vida quotidiana són l’oxigen de l’aire i l’aigua (la humitat), que actuen junts sobre el metall.

   $\mathrm{O_2(g)}$${}+\mathrm{2\,H_2O(l)+4\,e^-}$${}\rightarrow \mathrm{4\,OH^-(aq)}$

Plantejament En una pila, la reacció espontània és la que dona una FEM positiva: es redueix (càtode) el parell amb el potencial de reducció més alt i s’oxida (ànode) el que el té més baix. Cal igualar els electrons de les dues semireaccions abans de sumar-les.

1. Fórmules de les sals: sulfat de coure(II) i clorur d’alumini.

   $\mathrm{CuSO_4}$$\mathrm{AlCl_3}$

2. El coure té el potencial de reducció més alt: farà de càtode. L’alumini, amb el més baix, farà d’ànode.

   $E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu})$${}= 0{,}34\ \mathrm{V}$${}> E^\circ(\mathrm{Al^{3+}/Al})$${}= -1{,}68\ \mathrm{V}$

3. Càtode (reducció):

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

4. Ànode (oxidació):

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

5. Multipliquem la reducció per 3 i l’oxidació per 2 (6 electrons a cada una) i sumem:

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

6. Notació de la pila (ànode a l’esquerra, càtode a la dreta, pont salí al mig):

   $\mathrm{Al(s)\,|\,Al^{3+}(aq,\ 1{,}0\ M)\,\|\,Cu^{2+}(aq,\ 1{,}0\ M)\,|\,Cu(s)}$

7. Força electromotriu estàndard:

   $E^\circ$${}= E^\circ_{\text{càtode}}$${}-E^\circ_{\text{ànode}}$${}= 0{,}34-(-1{,}68)$${}= 2{,}02\ \mathrm{V}$

Plantejament Una pila Daniell d’aquest tipus necessita dues semicel·les separades, unides per fora per un fil conductor i per dins per un pont salí que tanca el circuit sense barrejar les solucions.

1. Material: dos vasos de precipitats, les dues plaques metàl·liques (elèctrodes), un fil conductor amb pinces, un voltímetre (opcional, per mesurar la FEM) i un tub en U per al pont salí.

   $\text{Al}\ |\ \text{vas 1}$$\text{Cu}\ |\ \text{vas 2}$

2. En un vas posem la solució $1{,}0\ \mathrm{M}$ de sulfat de coure(II) i hi submergim parcialment la placa de coure; en l’altre, la solució $1{,}0\ \mathrm{M}$ de clorur d’alumini amb la placa d’alumini.

   $\mathrm{Cu}\ \text{en}\ \mathrm{CuSO_4(aq)}$$\mathrm{Al}\ \text{en}\ \mathrm{AlCl_3(aq)}$

3. Unim les dues plaques amb el fil (i el voltímetre). Omplim el tub en U amb la solució d’un electròlit que no reaccioni amb els altres ions, per exemple $\mathrm{KCl}$ o $\mathrm{KNO_3}$, i el col·loquem amb un extrem a cada vas: és el pont salí.

   $\text{pont salí: }\mathrm{KNO_3(aq)}$

4. El dibuix ha de mostrar els dos vasos amb les plaques, el fil exterior amb el voltímetre, el pont salí, el sentit dels electrons (de l’alumini cap al coure, per fora) i quin és l’ànode ($-$, alumini) i quin el càtode ($+$, coure).

   $e^-:\ \mathrm{Al}\ (-)\ \longrightarrow\ \mathrm{Cu}\ (+)$

ResultatEs munten dues semicel·les: una placa de coure en un vas amb $\mathrm{CuSO_4}$ $1{,}0\ \mathrm{M}$ i una placa d’alumini en un altre vas amb $\mathrm{AlCl_3}$ $1{,}0\ \mathrm{M}$. Les plaques s’uneixen amb un fil conductor (amb un voltímetre, si es vol mesurar la FEM) i les dues solucions, amb un pont salí (tub en U amb $\mathrm{KCl}$ o $\mathrm{KNO_3}$ en solució). Els electrons circulen per fora de l’alumini (ànode, $-$) al coure (càtode, $+$).

La pauta oficial dona: Dos vasos amb les solucions i les plaques, fil conductor (voltímetre) i pont salí; dibuix del muntatge

Plantejament L’ió hipoclorit és la base conjugada d’un àcid feble i reacciona amb l’aigua (hidròlisi bàsica). Calculem la concentració de $\mathrm{ClO^-}$ a partir del percentatge en massa i la densitat, obtenim $K_b$ a partir de $K_a$ i, amb la taula d’equilibri, $[\mathrm{OH^-}]$ i el pH.

1. Reacció de l’ió hipoclorit amb l’aigua:

   $\mathrm{ClO^-(aq)}$${}+\mathrm{H_2O(l)\rightleftharpoons HClO(aq)}$${}+\mathrm{OH^-(aq)}$

2. Concentració: $1\ \mathrm{L}$ de solució pesa $1\,000\ \mathrm{g}$, i el 0,1 % és $\mathrm{NaClO}$, és a dir, $1{,}00\ \mathrm{g}$. Com que el $\mathrm{NaClO}$ es dissocia del tot, $[\mathrm{ClO^-}]_0=[\mathrm{NaClO}]$:

   $[\mathrm{ClO^-}]_0$${}= \frac{1{,}00\ \mathrm{g}}{74{,}5\ \mathrm{g\,mol^{-1}}\cdot1{,}00\ \mathrm{L}}$${}= 0{,}0134\ \mathrm{M}$

3. Constant de basicitat de l’ió hipoclorit:

   $K_b$${}= \frac{K_w}{K_a}$${}= \frac{1{,}0\cdot10^{-14}}{3{,}2\cdot10^{-8}}$${}= 3{,}13\cdot10^{-7}$

4. Taula en mol/L (inicial, equilibri) amb $x=[\mathrm{OH^-}]$:

   $\begin{array}{lccc} & \mathrm{ClO^-} & \mathrm{HClO} & \mathrm{OH^-}\\ \text{inicial} & 0{,}0134 & 0 & 0\\ \text{equilibri} & 0{,}0134-x & x & x\end{array}$

5. Com que $K_b$ és molt petita, $0{,}0134-x\approx0{,}0134$ (després es comprova que $x$ n’és el 0,5 %):

   $K_b$${}= \frac{x^2}{0{,}0134}$${}= 3{,}13\cdot10^{-7}$${}\Longrightarrow x=\sqrt{3{,}13\cdot10^{-7}\cdot0{,}0134}$${}= 6{,}48\cdot10^{-5}\ \mathrm{M}$

6. Concentració d’ions oxoni i pH:

   $[\mathrm{H_3O^+}]$${}= \frac{K_w}{[\mathrm{OH^-}]}$${}= \frac{1{,}0\cdot10^{-14}}{6{,}48\cdot10^{-5}}$${}= 1{,}54\cdot10^{-10}\ \mathrm{M}$${}\Longrightarrow \mathrm{pH}=$${}-\log\,(1{,}54\cdot10^{-10})$${}= 9{,}81$