Pilas galvánicas y potenciales

a) Semirreacciones.$$\text{Oxidación (ánodo):}\quad \text{Ni}(s) \longrightarrow \text{Ni}^{2+}(ac) + 2e^-$$$$\text{Reducción (cátodo):}\quad \text{Ag}^+(ac) + 1e^- \longrightarrow \text{Ag}(s) \qquad (\times 2)$$Multiplicando la segunda por 2 para igualar electrones y sumando se recupera la reacción global del enunciado. Notación de la pila:$$\text{Ni}(s)\,|\,\text{Ni}^{2+}(ac)\;\|\;\text{Ag}^+(ac)\,|\,\text{Ag}(s)$$b) El cátodo es de plata.

En el cátodo ocurre la reducción, y aquí lo que se reduce es el $\text{Ag}^+$, que se deposita como plata metálica sobre el electrodo. Por tanto, el cátodo es el electrodo de plata, sumergido en la disolución de $\text{Ag}^+$ (y va ganando masa mientras la pila funciona).

El ánodo, en cambio, es el de níquel, que se va disolviendo y pierde masa.

c) Del ánodo (Ni) al cátodo (Ag).

Los electrones se producen en la oxidación del níquel y se consumen en la reducción de la plata. Por tanto, salen del electrodo de níquel y llegan al de plata:$$\text{Ni} \;(\text{ánodo},\ \text{polo} -) \;\longrightarrow\; \text{Ag} \;(\text{cátodo},\ \text{polo} +)$$(Dentro de la disolución, el circuito lo cierra el puente salino: sus aniones migran hacia la semicelda del ánodo y sus cationes hacia la del cátodo, manteniendo la neutralidad eléctrica.)

d) La reacción es espontánea.$$E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 0{,}80 - (-0{,}23) = \mathbf{+1{,}03\ V}$$Al ser positivo, la energía de Gibbs es negativa:$$\Delta G^\circ = -n\,F\,E^\circ = -2\cdot 96500\cdot 1{,}03 = -1{,}99\cdot 10^{5}\ \text{J} = -199\ \text{kJ} < 0$$Luego la reacción es espontánea en el sentido escrito, que es justo lo que hace que la pila funcione y suministre energía eléctrica.