QuímicaFácilCuestión · 2 pts

Pilas galvánicas y potenciales

Andalucía · 2026 · Reserva 4 · Opción A

Enunciado

(2 puntos: 0,5 puntos cada apartado)

Dados los siguientes potenciales de reducción:

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

;

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

;

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

, justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La especie más oxidante es

\text{Ag}^+

.

b) El potencial estándar de una pila formada por

\text{Fe}

\text{Ag}

E^\circ_{\text{pila}} = -1{,}24\ \text{V}

.

c) En la pila formada por

\text{Ag}

\text{Pb}

, el plomo actúa como ánodo.

d) Un alambre de

\text{Pb}

se oxida espontáneamente en una disolución de

\text{Fe}^{2+}

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

\boxed{\;\textbf{a) Verdadera: mayor } E^\circ \qquad \textbf{b) Falsa: } E^\circ_{\text{pila}} = +1{,}24\ \text{V}\;}

\boxed{\;\textbf{c) Verdadera: el Pb se oxida (ánodo)} \qquad \textbf{d) Falsa: } E^\circ = -0{,}31\ \text{V} < 0\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Ordena primero los tres pares de mayor a menor potencial de reducción. Esa lista responde a casi todo:

\underbrace{\text{Ag}^+/\text{Ag}\ (+0{,}80)}_{\text{oxidante más fuerte}} \;>\; \text{Pb}^{2+}/\text{Pb}\ (-0{,}13) \;>\; \underbrace{\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}\ (-0{,}44)}_{\text{reductor más fuerte: Fe}}

Cuanto mayor es $E^\circ$ , más tendencia tiene la forma oxidada a reducirse: es mejor oxidante.
En una pila, se reduce (cátodo) el par de mayor $E^\circ$ y se oxida (ánodo) el de menor.
$E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}$ , y una reacción redox es espontánea si $E^\circ > 0$ (porque $\Delta G^\circ = -nFE^\circ < 0$ ).

Desarrollo

a) Verdadera.

La especie más oxidante es la que tiene más tendencia a reducirse, es decir, la forma oxidada del par con el potencial de reducción más alto. Entre

\text{Fe}^{2+}

\text{Ag}^+

\text{Pb}^{2+}

, el mayor potencial corresponde a

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

luego el

\text{Ag}^+

es el oxidante más fuerte.

b) Falsa.

En la pila Fe–Ag se reduce la plata (mayor

E^\circ

) y se oxida el hierro:

\text{Cátodo (reducción):}\quad \text{Ag}^+ + e^- \longrightarrow \text{Ag} \qquad (\times 2)

\text{Ánodo (oxidación):}\quad \text{Fe} \longrightarrow \text{Fe}^{2+} + 2e^-

E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 0{,}80 - (-0{,}44) = \mathbf{+1{,}24\ V}

El valor absoluto coincide, pero el signo no: el potencial de una pila galvánica que funciona es siempre positivo, porque la reacción que tiene lugar en ella es espontánea (

\Delta G^\circ = -nFE^\circ < 0

). Un valor de

-1{,}24\ \text{V}

correspondería a la reacción inversa, que no es espontánea.

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

c) Verdadera.

Comparamos los dos pares:

E^\circ(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = +0{,}80\ \text{V} \;>\; E^\circ(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}) = -0{,}13\ \text{V}

La plata, con mayor potencial, se reduce (cátodo), y el plomo se oxida:

\text{Ánodo:}\quad \text{Pb} \longrightarrow \text{Pb}^{2+} + 2e^- \qquad\qquad \text{Cátodo:}\quad \text{Ag}^+ + e^- \longrightarrow \text{Ag}\ (\times 2)

El ánodo es el electrodo donde ocurre la oxidación, así que el plomo actúa como ánodo. La pila tiene

E^\circ = 0{,}80 - (-0{,}13) = +0{,}93\ \text{V}

.

d) Falsa.

Si el plomo se oxidara en la disolución de

\text{Fe}^{2+}

, la reacción sería:

\text{Pb}(s) + \text{Fe}^{2+}(ac) \longrightarrow \text{Pb}^{2+}(ac) + \text{Fe}(s)

con el

\text{Fe}^{2+}

reduciéndose (cátodo) y el

\text{Pb}

oxidándose (ánodo):

E^\circ = E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) - E^\circ(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}) = -0{,}44 - (-0{,}13) = -0{,}31\ \text{V} < 0

Como

E^\circ < 0

\Delta G^\circ = -nFE^\circ > 0

: la reacción no es espontánea. El

\text{Fe}^{2+}

es un oxidante más débil que el

\text{Pb}^{2+}

y no es capaz de oxidar al plomo. (Sería espontánea la reacción contraria: el hierro metálico sí reduce al

\text{Pb}^{2+}

Consejo

En b) la trampa es el signo. Si restas al revés ( $E^\circ_{\text{ánodo}} - E^\circ_{\text{cátodo}}$ ) te sale el $-1{,}24$ del enunciado. Escribe siempre cátodo menos ánodo y recuerda que una pila que funciona tiene $E^\circ > 0$ .

En d) plantea la reacción completa que se pregunta, calcula su $E^\circ$ y concluye por el signo (o por $\Delta G^\circ$ ). Decir solo "el plomo no se oxida" sin números ni razonamiento no puntúa.

Y no multipliques los potenciales por los coeficientes: $E^\circ$ es intensivo, no depende de cuántos moles intervengan.

Paso 1 de 3

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