Ejercicio resuelto de Pilas galvánicas · Química · Navarra · 2025

De acuerdo con los potenciales estándar de reducción dados,

i) Razone si respectivas piezas de litio, cobre, plata y estaño podrían ser oxidadas al ser sumergidas en una disolución acuosa de cloruro de hidrógeno 1 M, produciendo el correspondiente cloruro del metal e hidrógeno. [0,50 puntos]

ii) Si se dispusiera de láminas de dichos metales y disoluciones 1 M de cloruro de litio, sulfato de cobre (II), nitrato de plata (I) y sulfato de estaño (II), indique el voltaje de la celda galvánica que nos proporcionaría el mayor voltaje. [0,50 puntos]

iii) Ajuste las semirreacciones que se producirían en dicha celda galvánica y la reacción global identificando las reacciones que se producen en ánodo y cátodo. [0,50 puntos]

iv) Dibuje un esquema de dicha celda galvánica indicando claramente el flujo de los iones y de los electrones en el conductor. [0,50 puntos]

Datos: $E^o({\text{Li}}^{+}\mathrm{/}\text{Li})=-\mathrm{3,04}\text{ V}$; $E^o({\text{Cu}}^{2+}\mathrm{/}\text{Cu})=+\mathrm{0,34}\text{ V}$; $E^o({\text{Ag}}^{+}\mathrm{/}\text{Ag})=+\mathrm{0,80}\text{ V}$; $E^o({\text{Sn}}^{2+}\mathrm{/}\text{Sn})=-\mathrm{0,40}\text{ V}$ y $E^o({\text{H}}^{+}\mathrm{/}{\text{H}}_2)=\mathrm{0,00}\text{ V}$.

$\mathbf{\text{i)}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{respectivas}}\mathbf{\text{piezas}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{litio,}}\mathbf{\text{cobre,}}\mathbf{\text{plata}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{esta}}\widetilde{\mathbf{\text{n}}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{podr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{an}}\mathbf{\text{ser}}\mathbf{\text{oxidadas}}\mathbf{\text{al}}\mathbf{\text{ser}}\mathbf{\text{sumergidas}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{disoluci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{acuosa}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cloruro}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{hidr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno}}\mathbf{\text{1}}\mathbf{\text{M,}}\mathbf{\text{produciendo}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{correspondiente}}\mathbf{\text{cloruro}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{metal}}\mathbf{\text{e}}\mathbf{\text{hidr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

El ácido clorhídrico solo puede oxidar a un metal si la reacción global sale espontánea, es decir, si al reducirse los protones a hidrógeno la fem resulta positiva:

$E_{\text{pila}}^0=E^0({\mathrm{H}}^{+}\mathrm{/}{\mathrm{H}}_2)-E^0({\mathrm{M}}^{\mathrm{n}+}\mathrm{/}\mathrm{M})=\mathrm{0,00}-E^0({\mathrm{M}}^{\mathrm{n}+}\mathrm{/}\mathrm{M})$

Eso ocurre cuando el potencial de reducción del metal es $\mathbf{\text{negativo}}$. Recorriendo la lista:

Litio, $E^0=-\mathrm{3,04}$ V, y estaño, $E^0=-\mathrm{0,40}$ V: la fem sale $+\mathrm{3,04}$ V y $+\mathrm{0,40}$ V, positiva en ambos casos, así que $\mathbf{\text{s}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}$ se oxidan y se disuelven desprendiendo hidrógeno.

Cobre, $E^0=+\mathrm{0,34}$ V, y plata, $E^0=+\mathrm{0,80}$ V: la fem sale negativa, $-\mathrm{0,34}$ V y $-\mathrm{0,80}$ V, y $\mathbf{\text{no}}$ reaccionan. Son metales nobles, y los ácidos no oxidantes como el clorhídrico no los atacan.

$\mathbf{\text{ii)}}\mathbf{\text{indique}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{voltaje}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{celda}}\mathbf{\text{galv}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nica}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{nos}}\mathbf{\text{proporcionar}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{mayor}}\mathbf{\text{voltaje.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Para hacer máxima la fem hay que tomar como cátodo el par de mayor potencial de reducción y como ánodo el de menor:

$E^0(\mathrm{L}{\mathrm{i}}^{+}\mathrm{/}\mathrm{L}\mathrm{i})=-\mathrm{3,04}<E^0(\mathrm{S}{\mathrm{n}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{S}\mathrm{n})=-\mathrm{0,40}<E^0(\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{C}\mathrm{u})=+\mathrm{0,34}<E^0(\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}\mathrm{/}\mathrm{A}\mathrm{g})=+\mathrm{0,80}$

Se combinan, por tanto, el electrodo de litio en cloruro de litio 1 M como ánodo y el de plata en nitrato de plata(I) 1 M como cátodo:

$E_{\text{pila}}^0=(+\mathrm{0,80})-(-\mathrm{3,04})=+\mathrm{3,84}\mathrm{V}$

$\mathbf{\text{iii)}}\mathbf{\text{Ajuste}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{semirreacciones}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{producir}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{an}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{dicha}}\mathbf{\text{celda}}\mathbf{\text{galv}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nica}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{global}}\mathbf{\text{identificando}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{reacciones}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{producen}}\mathbf{\text{en}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nodo}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{c}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{todo.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Ánodo (oxidación):

$\mathrm{L}\mathrm{i}(\mathrm{s})\to \mathrm{L}{\mathrm{i}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+1e^{-}$

Cátodo (reducción):

$\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+1e^{-}\to \mathrm{A}\mathrm{g}(\mathrm{s})$

Las dos intercambian un solo electrón, así que se suman directamente sin multiplicar por nada:

$\mathrm{L}\mathrm{i}(\mathrm{s})+\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{c})\to \mathrm{L}{\mathrm{i}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+\mathrm{A}\mathrm{g}(\mathrm{s})$

$\mathbf{\text{iv)}}\mathbf{\text{Dibuje}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{esquema}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{dicha}}\mathbf{\text{celda}}\mathbf{\text{galv}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nica}}\mathbf{\text{indicando}}\mathbf{\text{claramente}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{flujo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{iones}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{electrones}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{conductor.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La pila se describe de forma abreviada con el ánodo a la izquierda, el cátodo a la derecha y la doble barra del puente salino en medio:

$\mathrm{L}\mathrm{i}(\mathrm{s})\mathrm{\mid }\mathrm{L}\mathrm{i}\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{a}\mathrm{c},1\mathrm{M})\mathrm{\parallel }\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3(\mathrm{a}\mathrm{c},1\mathrm{M})\mathrm{\mid }\mathrm{A}\mathrm{g}(\mathrm{s})$

El montaje son dos vasos, uno con la lámina de litio en su disolución de cloruro de litio y otro con la de plata en nitrato de plata, unidos por un puente salino y por un hilo conductor con un voltímetro intercalado.

Los $\mathbf{\text{electrones}}$ recorren el hilo exterior desde el ánodo de litio, que es el polo negativo y donde se producen, hasta el cátodo de plata, donde se consumen al depositarse el metal.

Los $\mathbf{\text{iones}}$ circulan por el puente salino en el sentido que compensa las cargas: los aniones hacia el vaso del ánodo, que se enriquece en $\mathrm{L}{\mathrm{i}}^{+}$, y los cationes hacia el del cátodo, que pierde $\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}$. Sin el puente salino la separación de cargas detendría la pila de inmediato.