Pilas. Notación y ejercicios

Montaje de una pila

Las celdas galvánicas o pilas, como se conocen comúnmente, son aparatos que transforman la energía liberada en una reacción redox espontánea en electricidad. 

 

El montaje de una pila consta de las siguientes partes:

• Electrodos (Ánodo y Cátodo): dos materiales diferentes donde ocurren las reacciones químicas.

Ánodo: donde se pierden electrones (oxidación).

Cátodo: donde se ganan electrones (reducción).

• Electrolito: sustancia (líquida, gel o pasta) que contiene iones y permite la conducción de carga dentro de la pila.

   

• Puente Salino: conexión entre las dos partes de la pila que permite el paso de iones para mantener la neutralidad eléctrica. Evita que se acumulen cargas y que la reacción se detenga.

   

• Conductor externo: cable que conecta los dos electrodos, permitiendo que los electrones fluyan desde el ánodo (donde se liberan) hasta el cátodo, generando la corriente eléctrica.

   

• Voltímetro: mide la diferencia de potencial (voltaje) que se genera en la pila. 

   

Un ejemplo de pila es la pila Daniel, formada por un ánodo de Zn, sumergido en una disolución de ZnSO4 y un cátodo de Cu, sumergido en una disolución de CuSO4.

Cuando la pila se conecta, se produce la oxidación en el ánodo. El Zn se convierte en Zn2+ pierde electrones, que circularán a través del cable conductor hasta el cátodo, donde los iones Cu2+ que lo rodean captarán esos electrones para convertirse en Cu elemental. Por tanto, el electrodo de Zn se consume, haciéndose cada vez más fino, y el de cobre se engrosa. 

El puente salino conecta el ánodo y el cátodo manteniendo neutras las disoluciones.
Cuando el proceso redox comienza, las dos disoluciones son neutras. A medida que pasa el tiempo, la disolución del ánodo se carga de iones Zn, positivos y la del cátodo pierde iones Cu2-, cargándose negativamente. El puente salino contiene iones positivos y negativos que migran a las distintas disoluciones, neutralizándolas. 
Además, cierra el circuito, permitiendo que la corriente eléctrica circule. 

No solo existe la pila Daniel. Existen infinidad de pilas compuestas por infinidad de celdas distintas, normalmente compuestas por una misma sustancia en su estado sólido y disuelto. Pero, a veces, la reacción redox involucra especies que no son sólidos o buenos conductores. En estos casos, se necesita un material sólido conductor al que conectar el cable. Suelen ser materiales inertes, como platino o grafito. Un ejemplo puede ser:

En el cátodo, el Fe3+ se reduce a Fe2+ captando los electrones que llegan a la disolución a través del electrodo. Como ninguna de las dos especies es sólida, se usa un electrodo inerte (en este caso de platino). 

Notación de una pila

Hacer un dibujo cada vez que queramos describir una pila es bastante incómodo. La notación de una pila, de forma abreviada, se escribe:

Zn (s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu (s) (Pila Daniel)

• A la izquierda se escribe la reacción que ocurre en el ánodo (Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-)
• A la derecha, la reacción que ocurre en el cátodo (Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s)) 
• Las líneas verticales simples | representan un cambio de estado.
• Las líneas verticales dobles || representan el puente salino, y la separación entre ánodo y cátodo.

Ejemplo resuelto: Veamos el ejemplo de una pila que contenga un electrodo inerte:

Zn (s) | Zn2+ (aq) || H+ (aq) |H2 (g) | Pt (s)

En este caso, en el cátodo hay 2 líneas verticales porque hay 3 fases distintas. Los cationes H+ acuosos que se reducen a H2 gaseoso gracias a los electrones que llegan a través del electrodo inerte, sólido, de platino. El electrodo inerte se escribe al principio en el ánodo o al final en el cátodo.

Otro ejemplo podría ser:

Pt | Fe2+ (aq), Fe3+ (aq) || Ag+(aq) | Ag (s)

Fíjate como las especies del ánodo se separan con comas y no con líneas verticales, porque no hay ningún cambio de estado entre ellas. 

Fuerza electromotriz de una pila

El voltaje que genera una pila es de la diferencia de potencial entre los dos electrodos que la forman. Se mide con un voltímetro y se suele representar por epsilon (ε).
 

Para determinar el potencial individual de cada electrodo en una pila se necesita un electrodo de referencia con un potencial asignado convencionalmente como cero. El electrodo estándar de hidrógeno (EEH) cumple esta función. Consiste en una placa de platino que adsorbe hidrógeno gaseoso a 1 atm de presión, todo sumergido en una disolución de HCl 1,0 M a 25°C (condiciones estándar). El potencial de reducción de la reacción del hidrógeno en estas condiciones se define como cero.

Comparando el EEH con otros electrodos podemos crear una tabla de potenciales normales de reducción. En ella se ordenan todos los potenciales de reducción de mayor a menor. Puedes consultar la tabla en libros y numerosas fuentes online. 

Ahora que sabemos que cada electrodo tiene un potencial asociado según su reacción con el EEH, podemos calcular la fuerza electromotriz de una pila según la expresión:

O, en general, para valorar cualquier proceso redox, aunque no sea una pila:

Ejemplo resuelto: Calcula el voltaje generado por la pila Daniel:

Datos: E° (Zn2+/Zn) = -0,76 V; E° (Cu2+/Cu) = 0,34 V

El cátodo equivale al proceso de reducción. Siempre se reduce la especie con un mayor potencial de reducción. En este caso el Cu (0,34 > -0,76). 

Espontaneidad de las reacciones redox 

La espontaneidad de cualquier proceso depende de la variación de energía libre de Gibbs que se genera. 

En un proceso redox, la energía libre de Gibbs viene dada por la expresión:

ΔG°=-nFE°

Donde:

• n = número de electrones que van del ánodo al cátodo
• F= constante de Faraday (96490 C)
• E°= potencial estándar de la pila

La reacción es espontánea si ΔG° <0. Teniendo en cuenta que n y F siempre son positivas, la reacción solo será espontánea si E° es también positiva. 

Ejemplo resuelto: Indique si el Cr3+ (aq) reducirá al MnO4- (ac) a Mn2+ (aq), con formación de Cr2O72- (aq) en medio ácido. Justifique la respuesta. Suponga que los reactivos y los productos se encuentran en condiciones estándar.

DATOS: E ° (Cr2O72- / Cr3+) = +1,33 V; E° (MnO4 - / Mn2+)=1,51 V

Para que la reacción ocurra, debe ser espontánea. Es decir, el potencial estándar de la pila debe ser positivo. Comprobémoslo. 

El ion permanganato tiene un potencial de reducción mayor. Por tanto, se reducirá, oxidando al ion cromo en el proceso. 

El potencial es positivo y, por tanto, la reacción redox en la pila es espontánea. 

Ejercicios resueltos

1. Hasta los años 70 era muy común utilizar cañerías de plomo en los hogares. A partir de los años 80 las tuberías de cobre fueron reemplazando a las de plomo en la mayoría de los hogares. Un estudiante de química quiere eliminar obstrucciones de calcio en una tubería de cobre utilizando ácido nítrico.¿Podemos utilizar ácido nítrico para eliminar la obstrucción de cal sin oxidar la cañería de cobre? 

Datos: E° [HNO3/NO2] = + 0,80 V; E° [Cu2+/Cu] = + 0,34 V.

Solución

El ácido nítrico tiene un mayor potencial de reducción que el cobre. Por tanto, podría ocurrir que el ácido se reduzca, oxidando el cobre de la cañería. Para comprobarlo, debemos ver si éste es un proceso espontáneo. 

El potencial redox del proceso es positivo. Por tanto, la oxidación del cobre es espontánea. No debe usarse ácido nítrico para limpiar las tuberías porque se dañarían. 

2. Se construye una pila formada por un electrodo de Cr (s) sumergido en una disolución de Cr3+ (ac), un electrodo de Ni (s) sumergido en una disolución de Ni2+ (ac) y un puente salino: 

a) Escribe las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, y la reacción 

b) Escribe la notación de la pila e indique en qué sentido circula la corriente en el conductor eléctrico.

c) Determina el potencial de dicha pila.

d) Razona si es una buena elección utilizar una varilla de Cr(s) para agitar una disolución de NiSO4. 

Datos. E° (V): Cr3+/Cr = – 0,74; Ni2+/Ni = – 0,25

Solución

a) Escribe las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, y la reacción 

Como el níquel tiene un mayor potencial de reducción, será la especie que se reduzca. Así que en el cátodo estará el níquel y en el ánodo, el cromo:

Ánodo (oxidación): Cr (s) Cr3+ (aq) + 3 e- 

Cátodo (reducción): Ni2+ (aq) + 2e- Ni (s)

 

Para que la reacción global tenga los electrones ajustados, multiplicamos la primera ecuación por 2, la segunda por 3, y sumamos las dos expresiones:

 

Ánodo (oxidación): 2 Cr (s) 2 Cr3+ (aq) + 6 e- 

Cátodo (reducción): 3 Ni2+ (aq) + 6e- 3 Ni (s)

Reacción global: 2 Cr (s) + 3 Ni2+ (aq) 2 Cr3+ (aq) + 3 Ni (s)

 

b) Escribe la notación de la pila e indique en qué sentido circula la corriente en el conductor eléctrico.

Los electrones en una pila circulan desde el ánodo hasta el cátodo. Es decir, desde el cromo sólido hasta el níquel. 

 

Cr (s) | Cr3+ (aq) || Ni2+ (aq) + Ni (s)

 

c) Determina el potencial de dicha pila.

El cálculo del potencial de la pila se hace según la expresión:

 

 

d) Razona si es una buena elección utilizar una varilla de Cr(s) para agitar una disolución de NiSO4. 

No, no lo es. El potencial del proceso redox en el que el catión níquel se reduce oxidando el cromo es positivo. Eso quiere decir que va a producirse de forma espontánea. 

Al remover una disolución de Ni2+ con una varilla de cromo, la varilla se oxidará, desintegrándose en el proceso. 

3. Se construye una pila formada por un electrodo de zinc, sumergido en una disolución 1 M de Zn(NO3)2 y conectado por un puente salino con un electrodo de cobre, sumergido en una disolución 1 M de Cu(NO3)2.

a) Ajuste las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, y la reacción iónica global. 

b) Escriba la notación de la pila y detalle para qué sirve el puente salino. 

c) Indique en qué sentido circula la corriente en el conductor eléctrico. 

d) Indique en qué electrodo se deposita cobre. 

Datos. E°(V): Zn2+ /Zn = -0,76; Cu2+/Cu = 0,34.

4. Dadas las dos reacciones no ajustadas: 

a) Justifica por qué una de las dos no se puede producir. 

b) Ajusta las reacciones de oxidación y reducción que puede producirse. 

c) Ajusta la reacción iónica global de la reacción que puede producirse. 

d) Razona si esta reacción es espontánea. 

Datos: E° (Br2/Br- ) = 1,06 V; E° (Cl2/Cl- ) = 1,36 V; E°= (Zn2+/Zn) = -0,76 V; E° (NO3-/NO) = +0,96 V

Solución

a) Justifica por qué una de las dos no se puede producir. 

Fijándonos en los números de oxidación de cada especie:

El primer proceso no puede ocurrir. Hay dos reducciones sin ninguna oxidación. 

 

b) Ajusta las reacciones de oxidación y reducción que puede producirse. 

Semirreacciones ajustadas:

 

c) Ajusta la reacción iónica global de la reacción que puede producirse. 

Reacción global ajustada:

 

d) Razona si esta reacción es espontánea. El proceso será espontáneo si el potencial de la reacción es positivo:

Al ser el potencial, positivo, el proceso será espontáneo.