Ejercicio resuelto de Pilas galvánicas · Química · 2020

Sean los electrodos ${\text{K}}^{+}\mathrm{/}\text{K}$ y ${\text{Zn}}^{2+}\mathrm{/}\text{Zn}$. Se pide:

a) Realice el esquema de una pila indicando cátodo y ánodo. [0,60 puntos]

b) Escriba las semirreacciones correspondientes y la reacción global. Calcule el potencial estándar de la pila. [0,90 puntos]

c) ¿Qué tipo de especie química se utilizaría para la construcción del puente salino? Justifique la respuesta. [0,50 puntos]

Datos: potenciales normales de reducción estándar: $E^0({\text{K}}^{+}\mathrm{/}\text{K})=-\mathrm{2,93}\text{ V}$; $E^0({\text{Zn}}^{2+}\mathrm{/}\text{Zn})=-\mathrm{0,76}\text{ V}$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Realice}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{esquema}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{pila}}\mathbf{\text{indicando}}\mathbf{\text{c}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{todo}}\mathbf{\text{y}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nodo.}}\mathbf{\text{[0,60}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Lo primero es decidir qué par se reduce y cuál se oxida, y eso lo fijan los potenciales: en el cátodo va siempre el par de mayor potencial de reducción, porque es el que tiene más tendencia a captar electrones.

$E^0(\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{Z}\mathrm{n})=-\mathrm{0,76}\mathrm{V}>E^0({\mathrm{K}}^{+}\mathrm{/}\mathrm{K})=-\mathrm{2,93}\mathrm{V}$

Aunque los dos potenciales son negativos, lo que cuenta es cuál es mayor. Así que el cinc se reduce y el potasio se oxida. La pila consta de estas piezas:

Elemento	Descripción Ánodo (polo negativo)	electrodo de potasio sumergido en una disolución 1 M de una sal de K⁺ Cátodo (polo positivo)	electrodo de cinc sumergido en una disolución 1 M de una sal de Zn²⁺ Circuito externo	hilo conductor que une ambos electrodos, con un voltímetro intercalado Puente salino	tubo en U con un electrolito inerte que conecta las dos disoluciones

Los electrones circulan del ánodo al cátodo por el circuito externo, es decir, del electrodo de potasio al de cinc.

La notación de la pila, con el ánodo a la izquierda:

$\mathrm{K}(s)\mathrm{\mid }{\mathrm{K}}^{+}(1\mathrm{M})\mathrm{\parallel }\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{2+}(1\mathrm{M})\mathrm{\mid }\mathrm{Z}\mathrm{n}(s)$

Conviene advertir que esta pila es un ejercicio teórico y no se puede montar en disolución acuosa: el potasio metálico reacciona violentamente con el agua, reduciéndola a hidrógeno. Precisamente su potencial tan negativo es lo que anticipa esa reactividad.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Escriba}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{semirreacciones}}\mathbf{\text{correspondientes}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{global.}}\mathbf{\text{Calcule}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{potencial}}\mathbf{\text{est}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{ndar}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{pila.}}\mathbf{\text{[0,90}}\mathbf{\text{puntos]}}$

En el ánodo, oxidación. Como cada átomo de potasio cede un solo electrón y el cinc capta dos, hay que multiplicarla por 2 para igualar el intercambio:

$2\mathrm{K}(s)\to 2{\mathrm{K}}^{+}(ac)+2e^{-}$

En el cátodo, reducción:

$\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{2+}(ac)+2e^{-}\to \mathrm{Z}\mathrm{n}(s)$

Sumando, la reacción global:

$2\mathrm{K}(s)+\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{2+}(ac)\to 2{\mathrm{K}}^{+}(ac)+\mathrm{Z}\mathrm{n}(s)$

$E_{\text{pila}}^0=E_{\text{c}\acute{\text{a}}\text{todo}}^0-E_{\acute{\text{a}}\text{nodo}}^0=(-\mathrm{0,76})-(-\mathrm{2,93})$

$E_{\text{pila}}^0=+\mathrm{2,17}\mathrm{V}$

Sale positiva, lo que confirma que el proceso es espontáneo. Es un potencial muy alto, consecuencia de lo reductor que es el potasio: está entre los metales más activos que existen.

El potencial $\mathbf{\text{no}}$ se multiplica por 2 al duplicar la semirreacción del potasio: es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de sustancia que reaccione.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{¿Qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{tipo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{especie}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{mica}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{utilizar}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{para}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{construcci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{puente}}\mathbf{\text{salino?}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{respuesta.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Un $\mathbf{\text{electrolito}}\mathbf{\text{inerte}}$, es decir, una sal muy soluble cuyos iones no reaccionen con las disoluciones de las semiceldas ni se depositen en los electrodos, y a poder ser con catión y anión de movilidad parecida.

Lo habitual es una disolución concentrada de nitrato de potasio, cloruro de potasio o nitrato de amonio, inmovilizada en agar-agar dentro de un tubo en U.

La justificación está en su función: mantener la neutralidad eléctrica de ambas disoluciones. En la semicelda del ánodo aparecen cationes al disolverse el metal, y esa disolución acumularía carga positiva; en la del cátodo desaparecen cationes al depositarse, y quedaría un exceso de carga negativa. Esa separación de carga se opondría al paso de más electrones y la pila se pararía. El puente lo impide cediendo aniones hacia el ánodo y cationes hacia el cátodo.

Si el electrolito no fuera inerte, se estropearía el experimento: por ejemplo, un puente de cloruro de potasio precipitaría el catión de la semicelda si formara con él una sal insoluble, y en ese caso habría que recurrir al nitrato.