T7: Equilibrios redox

Pilas \text{electroquímicas}

Problema

2026 · Ordinaria · Suplente

Se construye una pila con un electrodo de cinc \text{metálico} sumergido en una disolución de $\ce{Zn(NO3)2}$ y otro electrodo de plata \text{metálica} sumergido en una disolución de $\ce{AgNO3}$ .

a) Identifique y escriba las semirreacciones de oxidación y reducción de la pila.b) Escriba la \text{notación} de la pila.c) Escriba la \text{reacción} global ajustada y calcule el potencial \text{estándar} de la pila.d) Razone si se disolverá un trozo de plata \text{metálica} en una disolución de

\ce{Zn(NO3)2}

Datos: $\ce{E^\circ(Zn^{2+}/Zn)= -0,76 \text{ V}}$ ; $\ce{E^\circ(Ag^{+}/Ag)= 0,80 \text{ V}}$

pilas galvánicaspotencial \text{estándar}reacciones redox

a) Las especies con mayor potencial de reducción estándar actúan como cátodo (se reducen) y las de menor potencial estándar actúan como ánodo (se oxidan). Dado que

\ce{E^\circ(Ag^{+}/Ag) = 0,80 \text{ V}}

es mayor que

\ce{E^\circ(Zn^{2+}/Zn) = -0,76 \text{ V}}

, la plata se reducirá y el cinc se oxidará.

Semirreacción de oxidación (ánodo):

\ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e-}

Semirreacción de reducción (cátodo):

\ce{Ag^{+}(aq) + e- -> Ag(s)}

b) La notación de la pila es:

\ce{Zn(s) | Zn^{2+}(aq) || Ag^{+}(aq) | Ag(s)}

c) Para escribir la reacción global ajustada, se deben igualar el número de electrones transferidos en ambas semirreacciones.

\begin{array}{l} \text{Oxidación:} \quad \ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e-} \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad (E^\circ = -0,76 \text{ V}) \\ \text{Reducción:} \quad \ce{2Ag^{+}(aq) + 2e- -> 2Ag(s)} \quad \quad \quad \quad \quad \quad (E^\circ = 0,80 \text{ V}) \end{array}

Reacción global ajustada:

\ce{Zn(s) + 2Ag^{+}(aq) -> Zn^{2+}(aq) + 2Ag(s)}

El potencial estándar de la pila se calcula como la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el potencial de reducción del ánodo.

\ce{E^\circ_{pila} = E^\circ_{cátodo} - E^\circ_{ánodo} = E^\circ(Ag^{+}/Ag) - E^\circ(Zn^{2+}/Zn)}

\ce{E^\circ_{pila} = 0,80 \text{ V} - (-0,76 \text{ V}) = 1,56 \text{ V}}

d) Para determinar si un trozo de plata metálica se disolverá en una disolución de

\ce{Zn(NO3)2}

, se debe considerar la reacción en la que la plata metálica se oxida y el

\ce{Zn^{2+}}

se reduce:

\ce{2Ag(s) + Zn^{2+}(aq) -> 2Ag^{+}(aq) + Zn(s)}

En esta reacción hipotética, la plata metálica actuaría como ánodo (oxidación) y el ión $\ce{Zn^{2+}}$ como cátodo (reducción). Los potenciales estándar serían:

\begin{array}{l} \text{Oxidación:} \quad \ce{Ag(s) -> Ag^{+}(aq) + e-} \quad (E^\circ_{oxidación} = -0,80 \text{ V}) \\ \text{Reducción:} \quad \ce{Zn^{2+}(aq) + 2e- -> Zn(s)} \quad (E^\circ_{reducción} = -0,76 \text{ V}) \end{array}

El potencial estándar de esta reacción sería:

\ce{E^\circ_{reacción} = E^\circ_{cátodo} - E^\circ_{ánodo} = E^\circ(Zn^{2+}/Zn) - E^\circ(Ag^{+}/Ag)}

\ce{E^\circ_{reacción} = -0,76 \text{ V} - 0,80 \text{ V} = -1,56 \text{ V}}

Dado que el potencial estándar de la reacción ( $\ce{E^\circ_{reacción}}$ ) es negativo ( $\ce{-1,56 \text{ V}}$ ), esta reacción no es espontánea en las condiciones estándar. Por lo tanto, un trozo de plata metálica no se disolverá en una disolución de $\ce{Zn(NO3)2}$ .