Ejercicio resuelto de Pilas galvánicas · Química · Aragón · 2026

Las pilas electroquímicas hacen posible que la energía química se convierta en electricidad, dando vida a muchos dispositivos que usamos a diario. Desde un simple reloj hasta un teléfono móvil, o desde unos cascos inalámbricos a un patinete eléctrico, todos dependen de este ingenioso proceso químico. Estudiar estas pilas permite descubrir cómo la química se transforma en energía útil y ayudan a entender el papel de la ciencia en la tecnología moderna. Para explicar estos procesos, un profesor construye con sus alumnos una pila electroquímica con electrodos de plomo y plata como la que se muestra en la figura.



Responda razonadamente a las siguientes cuestiones sobre dicha pila:

a) Determine el potencial de la pila en condiciones estándar y el sentido en el que se moverán los electrones. [0,5 puntos]

b) ¿Qué electrodo se comporta como ánodo y cuál como cátodo? Indique el proceso que tiene lugar en cada uno de ellos. [1 punto]

c) Si el puente salino está formado por KNO${}_3$, indique hacia qué electrodo se van a mover cada uno de sus iones. [0,5 puntos]

Datos: ${\epsilon }^o({\mathrm{A}\mathrm{g}}^{+}\mathrm{/}{\mathrm{A}\mathrm{g}}^0)=+\mathrm{0,80}$ V; ${\epsilon }^o({\mathrm{P}\mathrm{b}}^{2+}\mathrm{/}{\mathrm{P}\mathrm{b}}^0)=-\mathrm{0,13}$ V.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Determine}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{potencial}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{pila}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{condiciones}}\mathbf{\text{est}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{ndar}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{sentido}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{mover}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{electrones.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Para que la pila funcione espontáneamente su fuerza electromotriz debe ser positiva. Eso se deduce de la relación entre la energía libre y el potencial:

$\mathrm{\Delta }{G}^o=-nF\mathrm{\Delta }{\epsilon }^o\Rightarrow \mathrm{\Delta }{G}^o<0⟺\mathrm{\Delta }{\epsilon }^o>0$

$\mathrm{\Delta }{\epsilon }^o={\epsilon }^o(\text{reducci}\acute{\text{o}}\text{n})-{\epsilon }^o(\text{oxidaci}\acute{\text{o}}\text{n})$

Solo hay una manera de que esa diferencia salga positiva con los dos pares dados: el de mayor potencial es el que se reduce. La plata vale $+\mathrm{0,80}$ V y el plomo $-\mathrm{0,13}$ V, así que se reduce la plata y se oxida el plomo:

$\mathrm{\Delta }{\epsilon }^o=\mathrm{0,80}-(-\mathrm{0,13})=+\mathrm{0,93}\mathrm{V}$

El plomo del electrodo 1 es quien pierde los electrones, y esos electrones recorren el hilo conductor exterior hasta el electrodo 2, donde reducen a los cationes $\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}$. Los electrones circulan, por tanto, $\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{electrodo}}\mathbf{\text{1}}\mathbf{\text{al}}\mathbf{\text{electrodo}}\mathbf{\text{2}}$.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{¿Qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{electrodo}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{comporta}}\mathbf{\text{como}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nodo}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{como}}\mathbf{\text{c}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{todo?}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{proceso}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{tiene}}\mathbf{\text{lugar}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{uno}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{ellos.}}\mathbf{\text{[1}}\mathbf{\text{punto]}}$

Los nombres de los electrodos se asignan por el proceso que ocurre en ellos, no por su signo: en el ánodo siempre se da la oxidación y en el cátodo la reducción.

El $\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nodo}}$ es el electrodo 1, el del par $\mathrm{P}{\mathrm{b}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{P}{\mathrm{b}}^0$, porque es el que se oxida:

$\mathrm{P}{\mathrm{b}}^0(\mathrm{s})\to \mathrm{P}{\mathrm{b}}^{2+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+2e^{-}$

El $\mathbf{\text{c}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{todo}}$ es el electrodo 2, el del par $\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}\mathrm{/}\mathrm{A}{\mathrm{g}}^0$, donde se produce la reducción:

$\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+e^{-}\to \mathrm{A}{\mathrm{g}}^0(\mathrm{s})$

En la práctica esto se observa como un desgaste de la lámina de plomo, que se va disolviendo, y un depósito de plata metálica sobre el otro electrodo.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Si}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{puente}}\mathbf{\text{salino}}\mathbf{\text{est}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{formado}}\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{KNO₃,}}\mathbf{\text{indique}}\mathbf{\text{hacia}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{electrodo}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{van}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{mover}}\mathbf{\text{cada}}\mathbf{\text{uno}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{sus}}\mathbf{\text{iones.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La función del puente salino es mantener la electroneutralidad de las dos disoluciones, que de otro modo se cargarían y detendrían la pila casi al instante. Los iones migran, pues, hacia donde hace falta compensar carga.

En el $\mathbf{\text{c}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{todo}}$ (electrodo 2) desaparecen cationes $\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}$ al depositarse como plata metálica, de modo que la disolución tendería a quedar con exceso de carga negativa. Hacia allí se desplazan los cationes ${\mathrm{K}}^{+}$.

En el $\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nodo}}$ (electrodo 1) aparecen cationes $\mathrm{P}{\mathrm{b}}^{2+}$ nuevos, y la disolución tendería a cargarse positivamente. Hacia allí se desplazan los aniones $\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3^{-}$.

La regla general que resume ambos casos es que los aniones del puente van siempre al ánodo y los cationes al cátodo.