Pilas galvánicas y potenciales

a) Verdadera.

El $\text{HNO}_3$ tiene mayor potencial de reducción que el $\text{Cu}^{2+}$, así que es el nitrato el que se reduce y el cobre el que se oxida:$$\text{Reducción (cátodo):}\quad \text{NO}_3^- + 4\,\text{H}^+ + 3e^- \longrightarrow \text{NO} + 2\,\text{H}_2\text{O} \qquad E^\circ = +0{,}96\ \text{V}$$$$\text{Oxidación (ánodo):}\quad \text{Cu} \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + 2e^- \qquad E^\circ = +0{,}34\ \text{V}$$$$E^\circ_{\text{pila}} = 0{,}96 - 0{,}34 = +0{,}62\ \text{V} > 0 \;\Longrightarrow\; \textbf{espontánea}$$El cobre se disuelve como $\text{Cu}^{2+}$ (de ahí el característico color azul de la disolución; el $\text{NO}$ que se desprende se oxida al aire a $\text{NO}_2$, de color pardo). Ajustando los electrones ($\times 3$ la oxidación y $\times 2$ la reducción):$$3\,\text{Cu} + 2\,\text{NO}_3^- + 8\,\text{H}^+ \longrightarrow 3\,\text{Cu}^{2+} + 2\,\text{NO} + 4\,\text{H}_2\text{O}$$b) Verdadera.$$E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) - E^\circ(\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}) = 0{,}34 - (-0{,}25) = +0{,}59\ \text{V} > 0$$Es espontánea: el níquel, con potencial menor, se oxida a $\text{Ni}^{2+}$ y el $\text{Cu}^{2+}$ se reduce depositándose como cobre metálico sobre la lámina.$$\text{Ni}(s) + \text{Cu}^{2+}(ac) \longrightarrow \text{Ni}^{2+}(ac) + \text{Cu}(s)$$c) Falsa.$$E^\circ_{\text{pila}} = 0{,}96 - (-0{,}25) = +1{,}21\ \text{V} > 0$$La diferencia es aún mayor que con el cobre, así que el níquel sí se oxida (y con más facilidad todavía). Es el par con potencial más bajo de los tres: el reductor más fuerte de la lista.

d) Verdadera.

Cuanto mayor es el potencial normal de reducción, mayor es la tendencia de la especie a captar electrones, es decir, a actuar como oxidante. Con $+0{,}96\ \text{V}$, el $\text{HNO}_3$ es el que tiene el potencial más alto de los tres: es el oxidante más fuerte, y el $\text{Ni}$ (par de menor potencial) el reductor más fuerte.