Ejercicio resuelto de Varios · 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: $\varepsilon^{o}(\mathrm{Ag}^{+}/\mathrm{Ag}^{0}) = +0{,}80$ V; $\varepsilon^{o}(\mathrm{Pb}^{2+}/\mathrm{Pb}^{0}) = -0{,}13$ V.

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

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:

$\Delta G^o = -n\,F\,\Delta\varepsilon^o \quad \Rightarrow \quad \Delta G^o < 0 \iff \Delta\varepsilon^o > 0$

$\Delta\varepsilon^o = \varepsilon^o(\text{reducción}) - \varepsilon^o(\text{oxidación})$

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 $+0{,}80$ V y el plomo $-0{,}13$ V, así que se reduce la plata y se oxida el plomo:

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

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 $\mathrm{Ag^+}$. Los electrones circulan, por tanto, $\textbf{del electrodo 1 al electrodo 2}$.

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

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 $\textbf{ánodo}$ es el electrodo 1, el del par $\mathrm{Pb^{2+}/Pb^0}$, porque es el que se oxida:

$\mathrm{Pb^0(s)} \rightarrow \mathrm{Pb^{2+}(ac)} + 2\,e^-$

El $\textbf{cátodo}$ es el electrodo 2, el del par $\mathrm{Ag^+/Ag^0}$, donde se produce la reducción:

$\mathrm{Ag^+(ac)} + e^- \rightarrow \mathrm{Ag^0(s)}$

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.

$\textbf{c) Si el puente salino está formado por KNO₃, indique hacia qué electrodo se van a mover cada uno de sus iones. [0,5 puntos]}$

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 $\textbf{cátodo}$ (electrodo 2) desaparecen cationes $\mathrm{Ag^+}$ 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 $\textbf{ánodo}$ (electrodo 1) aparecen cationes $\mathrm{Pb^{2+}}$ nuevos, y la disolución tendería a cargarse positivamente. Hacia allí se desplazan los aniones $\mathrm{NO_3^-}$.

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