QuímicaMedio2 pts

Pilas galvánicas y potenciales

Castilla y León · 2025 · Junio

Enunciado

Dados los metales Pb, Li, Ni, Na y Ag responda a las siguientes cuestiones:

a) (0,4 puntos) ¿Cuáles de esos metales se oxidan más fácilmente que el hierro?

b) (0,6 puntos) ¿Cuál es el ion más fácil de reducir? ¿Cuál es el reductor más fuerte? ¿Cuál es el oxidante más fuerte?

c) (1,0 puntos) ¿Qué dos electrodos de los posibles formarían la pila con mayor fuerza electromotriz (fem)? Dibuje un esquema de la pila con todos los elementos necesarios, indicando dicha fem y las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.

Datos:

E^\circ[\text{Pb}^{2+}(aq)/\text{Pb}(s)] = -0{,}13\ \text{V}

;

E^\circ[\text{Li}^{+}(aq)/\text{Li}(s)] = -3{,}05\ \text{V}

;

E^\circ[\text{Ni}^{2+}(aq)/\text{Ni}(s)] = -0{,}25\ \text{V}

;

E^\circ[\text{Fe}^{2+}(aq)/\text{Fe}(s)] = -0{,}44\ \text{V}

;

E^\circ[\text{Na}^{+}(aq)/\text{Na}(s)] = -2{,}71\ \text{V}

;

E^\circ[\text{Ag}^{+}(aq)/\text{Ag}(s)] = 0{,}80\ \text{V}

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Resultado

a) El Li y el Na (potenciales menores que $-0{,}44\ \text{V}$ ).
b) Ion más fácil de reducir y oxidante más fuerte: $\text{Ag}^+$ . Reductor más fuerte: Li.

\boxed{\;\text{c) Li (ánodo) / Ag (cátodo):}\ E^\circ = 3{,}85\ \text{V}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Los potenciales estándar de reducción ordenan las especies por su tendencia a reducirse. Cuanto mayor es

E^\circ

, más fácil es reducir el ion (mejor oxidante es); cuanto menor (más negativo), más fácil es oxidar el metal (mejor reductor es). Conviene ordenar primero los pares:

\text{Li}\ (-3{,}05) < \text{Na}\ (-2{,}71) < \text{Fe}\ (-0{,}44) < \text{Ni}\ (-0{,}25) < \text{Pb}\ (-0{,}13) < \text{Ag}\ (+0{,}80)

La pila de mayor fem es la que combina los dos pares más separados en esa escala: el de mayor potencial actúa de cátodo y el de menor, de ánodo.

Desarrollo

a) Metales que se oxidan más fácilmente que el hierro

Un metal se oxida con más facilidad cuanto menor es el potencial de reducción de su par: su ion tiene poca tendencia a reducirse y, por tanto, el metal la tiene grande a oxidarse. Los metales con

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

son:

$\text{Li}$ : $E^\circ = -3{,}05\ \text{V}$
$\text{Na}$ : $E^\circ = -2{,}71\ \text{V}$

El Pb, el Ni y la Ag tienen potenciales mayores que el del hierro y se oxidan con más dificultad.

b) Ion más fácil de reducir, reductor más fuerte y oxidante más fuerte

Ion más fácil de reducir: el de mayor potencial de reducción, el $\text{Ag}^+$ ( $E^\circ = +0{,}80\ \text{V}$ ).
Reductor más fuerte: la especie que más fácilmente se oxida (cede electrones), el metal del par con menor potencial: el $\text{Li}$ ( $E^\circ = -3{,}05\ \text{V}$ ).
Oxidante más fuerte: la especie que más fácilmente se reduce (capta electrones), el $\text{Ag}^+$ , por la misma razón que en la primera pregunta.

c) Pila de mayor fem

La fem máxima se obtiene con los pares más separados: el

\text{Ag}^+/\text{Ag}

(el mayor potencial) como cátodo y el

\text{Li}^+/\text{Li}

(el menor) como ánodo:

E^\circ_\text{pila} = E^\circ_\text{cátodo} - E^\circ_\text{ánodo} = 0{,}80 - (-3{,}05) = 3{,}85\ \text{V}

Semirreacciones:

\text{Ánodo (oxidación, polo }-\text{):}\quad \text{Li}(s) \longrightarrow \text{Li}^+(aq) + \text{e}^-

\text{Cátodo (reducción, polo }+\text{):}\quad \text{Ag}^+(aq) + \text{e}^- \longrightarrow \text{Ag}(s)

\text{Reacción global:}\quad \text{Li}(s) + \text{Ag}^+(aq) \longrightarrow \text{Li}^+(aq) + \text{Ag}(s)

Como

E^\circ_\text{pila} > 0

, la reacción es espontánea.

Esquema de la pila (dos semipilas unidas):

Elemento	Semipila izquierda (ánodo)	Semipila derecha (cátodo)
Electrodo	Lámina de Li (polo $-$ )	Lámina de Ag (polo $+$ )
Disolución	$\text{Li}^+$ $1\ \text{M}$ (por ejemplo, $\text{LiNO}_3$ )	$\text{Ag}^+$ $1\ \text{M}$ ( $\text{AgNO}_3$ )
Proceso	El Li se disuelve: $\text{Li} \to \text{Li}^+ + \text{e}^-$	Se deposita plata: $\text{Ag}^+ + \text{e}^- \to \text{Ag}$

Un hilo conductor externo une los dos electrodos a través de un voltímetro, que marca $3{,}85\ \text{V}$ . Los electrones circulan por el hilo del ánodo (Li) al cátodo (Ag).
Un puente salino (un tubo en U con una disolución de un electrolito inerte, por ejemplo $\text{KNO}_3$ ) une las dos disoluciones: cierra el circuito y mantiene la neutralidad eléctrica, porque sus aniones ( $\text{NO}_3^-$ ) migran hacia el ánodo, donde se forman cationes $\text{Li}^+$ , y sus cationes ( $\text{K}^+$ ) hacia el cátodo, donde desaparecen cationes $\text{Ag}^+$ .

Notación de la pila:

\text{Li}(s)\,|\,\text{Li}^+(aq,\ 1\ \text{M})\,\|\,\text{Ag}^+(aq,\ 1\ \text{M})\,|\,\text{Ag}(s) \qquad E^\circ = 3{,}85\ \text{V}

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

(En la práctica, el litio reacciona violentamente con el agua y las pilas de litio usan electrolitos no acuosos; la pregunta se responde con los potenciales dados.)

Consejo

Distingue el par de la especie: el oxidante más fuerte es el ion $\text{Ag}^+$ (no la plata metálica, que es un reductor muy débil), y el reductor más fuerte es el metal Li (no el ion $\text{Li}^+$ ).

En el esquema de la pila no olvides nada de lo que puntúa: los dos electrodos con sus disoluciones, el puente salino, el hilo con el voltímetro, el sentido de los electrones y qué electrodo es el ánodo ( $-$ ) y cuál el cátodo ( $+$ ).