Ejercicio resuelto de Varios · Química · La Rioja · 2021

a) Represente gráficamente cómo construiría una pila cobre-plata. Dispone para ello de: hilo de plata, hilo de cobre, disolución 1 M de nitrato de cobre(II) y disolución 1 M de nitrato de plata. Indique en el dibujo el sentido en que circulan los electrones. ¿Qué emplearía como puente salino? (1 punto)

b) Escriba ajustada la reacción que se produce, determine la fuerza electromotriz o potencial de la pila e indique cuál de los electrodos es el ánodo y cuál el cátodo. (0,5 puntos)

c) De las cuatro especies siguientes: $\text{Cu}^{2+}$, $\text{Cu}$, $\text{Ag}^+$ y $\text{Ag}$, indique cuál es el reductor más fuerte y cuál el oxidante más fuerte. (0,5 puntos)

Datos: $E^{o}(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = 0{,}34\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = 0{,}80\ \text{V}$.

$\textbf{a) Represente gráficamente cómo construiría una pila cobre-plata. Indique en el dibujo el sentido en que circulan los electrones. ¿Qué emplearía como puente salino? (1 punto)}$

Los potenciales deciden los papeles: se reduce el par de mayor potencial, la plata (0,80 V), y se oxida el de menor, el cobre (0,34 V).

Elemento	Semicelda izquierda	Semicelda derecha
Electrodo	hilo de $\mathrm{Cu(s)}$	hilo de $\mathrm{Ag(s)}$
Disolución	$\mathrm{Cu(NO_3)_2}$ 1 M	$\mathrm{AgNO_3}$ 1 M
Papel	ánodo	cátodo
Proceso	oxidación	reducción
Polaridad	polo negativo	polo positivo
La masa del electrodo	disminuye	aumenta

En el esquema hay que dibujar los dos vasos con su hilo metálico sumergido en la disolución correspondiente, unidos por arriba con un cable y un voltímetro intercalado, y por abajo con el puente salino.

Los $\textbf{electrones}$ circulan por el cable exterior $\textbf{desde el cobre hacia la plata}$, es decir, del polo negativo al positivo. La corriente convencional, por definición, va en sentido contrario.

Como $\textbf{puente salino}$ se emplea un tubo en U relleno de una disolución concentrada de un electrolito $\textbf{inerte}$, normalmente $\mathrm{KNO_3}$ o $\mathrm{KCl}$, retenida en un gel de agar. Su función es doble: cerrar el circuito y mantener la neutralidad eléctrica de ambas disoluciones, para lo cual sus aniones migran hacia el ánodo, donde se acumula carga positiva, y sus cationes hacia el cátodo, donde se está retirando.

Debe ser inerte para que sus iones no reaccionen con nada: el $\mathrm{KCl}$, por ejemplo, no serviría aquí, porque el cloruro precipitaría con la plata.

$\textbf{b) Escriba ajustada la reacción que se produce, determine la fuerza electromotriz o potencial de la pila e indique cuál de los electrodos es el ánodo y cuál el cátodo. (0,5 puntos)}$

Oxidación, en el $\textbf{ánodo}$ (el cobre):

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

Reducción, en el $\textbf{cátodo}$ (la plata). Como solo capta un electrón, hay que multiplicarla por 2:

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

Reacción global:

$\mathrm{Cu(s)} + 2\,\mathrm{Ag^+(ac)} \rightarrow \mathrm{Cu^{2+}(ac)} + 2\,\mathrm{Ag(s)}$

$E^0_{\text{pila}} = E^0(\mathrm{Ag^+/Ag}) - E^0(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = 0{,}80 - 0{,}34$

$E^0_{\text{pila}} = +0{,}46 \text{ V}$

Al ser positivo, el proceso es espontáneo. El potencial no se multiplica por 2 al ajustar la semirreacción de la plata: es una propiedad intensiva.

$\textbf{c) De las cuatro especies siguientes: Cu²⁺, Cu, Ag⁺ y Ag, indique cuál es el reductor más fuerte y cuál el oxidante más fuerte. (0,5 puntos)}$

Conviene separar las especies según su papel posible. Los metales, $\mathrm{Cu}$ y $\mathrm{Ag}$, están en su forma reducida y solo pueden actuar como reductores; los cationes, $\mathrm{Cu^{2+}}$ y $\mathrm{Ag^+}$, están en su forma oxidada y solo pueden actuar como oxidantes.

El $\textbf{reductor más fuerte}$ es el $\textbf{cobre metálico}$: pertenece al par de menor potencial, así que es el que se oxida con más facilidad. De hecho es lo que ocurre en esta pila.

El $\textbf{oxidante más fuerte}$ es el $\textbf{ion plata}$, $\mathrm{Ag^+}$: pertenece al par de mayor potencial y es el que se reduce.

La regla general es esta: cuanto mayor es el potencial de reducción de un par, más fuerte es su forma oxidada como oxidante y más débil su forma reducida como reductor.