Ejercicio - Pilas voltaicas

Solución: Para que una pila galvánica funcione, la reacción que se produzca debe ser espontánea. Esto ocurre cuando el potencial estándar de la pila es positivo: \[ \Delta G^\circ = -nFE^\circ_{\text{pila}} \quad \Rightarrow \quad \text{si } E^\circ_{\text{pila}} > 0, \text{ entonces } \Delta G^\circ < 0 \] El potencial estándar de la pila se calcula mediante la fórmula: \[ E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} \] Cuanto mayor sea la diferencia entre los dos potenciales, mayor será el potencial generado. De los valores dados: \[ E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0{,}44 \, \text{V}, \quad E^\circ(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = 0{,}80 \, \text{V}, \quad E^\circ(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}) = -0{,}13 \, \text{V} \] La mejor combinación es aquella donde: - El electrodo de plata actúa como cátodo (se reduce), - El electrodo de hierro actúa como ánodo (se oxida). Entonces: \[ E^\circ_{\text{pila}} = 0{,}80 - (-0{,}44) = 1{,}24 \, \text{V} \] \[ \boxed{\text{La pila de mayor potencial se forma con plata como cátodo y hierro como ánodo, y } E^\circ_{\text{pila}} = 1{,}24 \, \text{V}} \]

Solución: Se nos pide escribir la reacción redox global de la pila formada por los electrodos de plata y plomo. Los datos son: \[ E^\circ(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = 0{,}80 \, \text{V}, \quad E^\circ(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}) = -0{,}13 \, \text{V} \] La plata, con mayor \( E^\circ \), actuará como cátodo (se reduce): \[ \text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}(s) \] El plomo actuará como ánodo (se oxida): \[ \text{Pb}(s) \rightarrow \text{Pb}^{2+} + 2e^- \] Para equilibrar los electrones, multiplicamos la semirreacción de la plata por 2: \[ 2\text{Ag}^+ + 2e^- \rightarrow 2\text{Ag}(s) \] \[ \text{Pb}(s) \rightarrow \text{Pb}^{2+} + 2e^- \] Sumamos ambas: \[ \text{Pb}(s) + 2\text{Ag}^+(aq) \rightarrow \text{Pb}^{2+}(aq) + 2\text{Ag}(s) \] Ahora calculamos el potencial estándar de la pila: \[ E^\circ_{\text{pila}} = 0{,}80 - (-0{,}13) = 0{,}93 \, \text{V} \] \[ \boxed{ \text{Reacción global: } \text{Pb}(s) + 2\text{Ag}^+(aq) \rightarrow \text{Pb}^{2+}(aq) + 2\text{Ag}(s) \quad \text{con } E^\circ_{\text{pila}} = 0{,}93 \, \text{V} } \]

Solución: La especie más oxidante es aquella que tiene mayor tendencia a reducirse, es decir, la que posee el mayor potencial estándar de reducción \( E^\circ \). Comparando los valores: \[ E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0{,}44 \, \text{V}, \quad E^\circ(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}) = -0{,}13 \, \text{V}, \quad E^\circ(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = 0{,}80 \, \text{V} \] La plata \( \text{Ag}^+ \) tiene el mayor potencial de reducción, por lo tanto: \[ \boxed{\text{La especie más oxidante es } \text{Ag}^+} \] Esto significa que es la que más fácilmente se reduce y, por tanto, la mejor aceptora de electrones.