Pilas electroquímicas

1. 10.4 Celdas electroquímicas
¿Puede utilizarse el intercambio de electrones para
producir corriente eléctrico?
Química

2. A.17 Realiza un dibujo y nombra todas las partes que
componen una pila formada por dos electrodos de Fe y Cu
sabiendo que el Fe actúa como ánodo. Escribe, además, las
semirreacciones que tienen lugar si ambos elementos forman
cationes divalentes.

3. LA PILA DE DANIELL
Fuente

4. Es la diferencia de potencial
entre el ánodo y el cátodo (E)
Potencial de una celda electroquímica
El potencial global de la celda
es la suma de los potenciales
de los electrodos
Pero no se puede medir
potenciales aislados
Se necesita un electrodo de
referencia

5. El electrodo de referencia (E0= 0V) es el de hidrógeno.
Consiste en una lámina de Pt en contacto con H2 gas a 1 atm de
presión sumergida en una disolución 1 M de iones H3O+
Electrodo Estándar de Hidrógeno
A.18 A partir de la animación siguiente construye la tabla:
Reacción E (V)
Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s)
Zn2+ (aq) + 2e- → Zn (s)
Fe2+ (aq) + 2e- → Fe (s)
Ag+ (aq) + e- → Ag (s)
Al3+ (aq) + 3e- → Al (s)
Fe3+ (aq) + e- → Fe2+ (s)
Fe3+ (aq) + 2e- → Fe+ (s)
Fuente: Salvador Hurtado

6. TABLA POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN (25 C)
Semirreacción E0 (v) Semirreacción E0 (v)
Li+ + e- → Li -3,05 O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OH- 0,40
K+ + e- → K -2,93 I2 + 2e- → 2 I- 0,54
Ba2+ + 2e- → Ba -2,90 O2 + 2 H+ + 2e- → H2O2 0,68
Ca2+ + 2e- → Ca -2,87 Fe3+ + e- → Fe2+ 0,77
Na+ + e- → Na -2,71 Ag+ + e- → Ag 0,80
Mg2+ + 2e- → Mg -2,37 NO3- + 2 H+ + e- → NO2 + H2O 0,81
Al3++ 3e- → Al -1,66 NO3- + 4 H+ + 3e- → NO + 2 H2O 0,96
Zn2+ + 2e- → Zn -0,76 Br2 + 2e- → 2 Br- 1,07
2 CO2 + 2e- → C2O4
2- -0,49 O2 + 4 H+ + 4e- → 2 H2O 1,23
Fe2+ + 2e- → Fe -0,44 Cr2O7
2- +14H+ + 6e- → 2Cr3+ +7H2O 1,33
Ni2+ + 2e- → Ni -0,25 Cl2 + 2e- → 2 Cl- 1,36
Pb2+ + 2e- → Pb -0,13 PbO2 + 4 H+ + 2e- → Pb2+ + 2 H2O 1,45
2 H+ + 2e- → H2 0,00 Au3++ 3 e- → Au 1,50
S + 2H+ + 2e- → H2S 0,14 MnO4- + 8H+ + 5e- →Mn2++ 4 H2O 1,51
Sn4+ + 2e- → Sn2+ 0,15 H2O2 + 2 H+ + 2e- → 2 H2O 1,77
Cu2+ + 2e- → Cu 0,34 F2 + 2e- →2 F- 2,87

7. La semirreacción de reducción la experimenta el que tenga
mayor potencial del reducción.
Los potenciales de reducción son: oxid. + nº e-→ reduc. Invertir
la reacción → Cambia el signo → Potencial de oxidación
Si ↑ potencial → poder oxidante ↑
El oxidante más fuerte el flúor, el reductor más fuerte el litio
Las reacciones son reversibles
Los electrodos puedes actuar como cátodos o ánodos
Los potenciales de electrodo no dependen de los coeficientes
estequiométricos
Consideraciones sobre los potenciales

8. A.19 Se construye una celda (o pila) comunicando mediante un
hilo metálico una lámina de cinc y otra de plata. La lámina de
plata está sumergida en una disolución de nitrato de plata, y la
de cinc, en una de nitrato de cinc (II), comunicándose ambas
disoluciones mediante un puente salino que contiene nitrato de
potasio.
a) Dibuja y nombra todas las partes que la componen,
indicando el ánodo, el cátodo y el sentido en el que circulan
los electrones.
b) Calcula el potencial de la celda así construida.

9. A.20 Una celda electroquímica presenta la siguiente notación:
Li(s) |Li+ (aq, 1 M) || Sn2+(aq, 1 M)|Sn(s)
A partir de los valores de los potenciales estándar de reducción,
escribe las semirreacciones que tienen lugar y calcula su
potencial. Si las concentraciones de las especies químicas
disueltas se redujesen a la mitad, ¿cuánto valdría el potencial de
la celda?
El efecto de la concentración
𝐸 = 𝐸0 −
0,0592
𝑛
· log 𝑄

10. A.21 Contesta las preguntas siguientes:
a) ¿Qué magnitud química daba cuenta de la espontaneidad de
las reacciones?
b) ¿Está relacionada de alguna forma con el potencial de la
celda?
c) Escribe el criterio a seguir para clasificar según la
espontaneidad de las reacciones.
Espontaneidad de las reacciones

11. A.22 Se sumerge un alambre de cobre en una disolución acuosa
de AgNO3 1M. ¿Se producirá la reacción: Ag+ + Cu → Ag + Cu2+?
¿Y si el alambre fuese de oro?

12. A.23 Justifica por qué el oro no se oxida a Au3+ en contacto con el
aire?