Electroquímica

Electrochemistry

Dentro de una pila, un metal que cede electrones con facilidad y unos iones que los aceptan con facilidad están separados y unidos por un hilo, así que los electrones pueden encender una bombilla mientras recorren el hilo. Un dispositivo que obtiene corriente de una reacción redox espontánea como esta es una pila galvánica, y su fuerza electromotriz se calcula con la diferencia entre los potenciales estándar de reducción de los dos electrodos. Al revés, empujar electrones con una fuente externa para provocar una reacción que no ocurriría por sí sola es la electrólisis, y la carga que circula permite saber cuánta sustancia se deposita. En el diagrama de arriba, al cambiar el metal del ánodo cambia la fuerza electromotriz; el de abajo muestra la electrólisis de una disolución de sulfato de cobre para compararla con la pila.

Electrones que se mueven generan electricidad

💡 Como una rueda hidráulica

①Igual que el agua que cae de arriba abajo hace girar una rueda, los electrones que pasan del lado que quiere cederlos al que quiere tomarlos realizan trabajo

②El zinc cede electrones con facilidad y los iones de cobre los toman con facilidad: unidos por un hilo, los electrones van del zinc hacia el cobre

③Cuanto mayor es la diferencia entre lo que cada electrodo atrae a los electrones, mayor es la fuerza electromotriz, como cuando el agua cae desde más altura

④Las pilas secas y las baterías del móvil son pilas galvánicas; el recubrimiento electrolítico y el refinado del cobre son electrólisis

La pila galvánica

Metal del ánodo (el cátodo es Cu)Zn | Cu

🔍 Qué ocurre dentro de la pila

①En el ánodo (−), el metal M cede dos electrones y se disuelve como M²⁺: oxidación

②Esos electrones recorren el hilo hasta el cátodo de cobre (+)

③En el cátodo, el Cu²⁺ de la disolución toma los electrones y se deposita como cobre: reducción

④En el puente salino, el K⁺ se mueve hacia el cátodo, donde se gasta Cu²⁺, y el NO₃⁻ hacia el ánodo, donde se acumula M²⁺, para mantener neutras las dos disoluciones; sin puente, la corriente se detiene enseguida

⑤Con Mg como ánodo la fuerza electromotriz es 2,71 V, y con Pb solo 0,47 V: cuanto más fácilmente cede electrones el metal, mayor es la fuerza electromotriz

Potenciales estándar de electrodo

Cálculo de la fuerza electromotriz

E°_pila = E°_cátodo − E°_ánodo

El electrodo con mayor potencial estándar de reducción es el cátodo (+); el de menor, el ánodo (−)

Potenciales estándar de reducción

Potenciales estándar de reducción (25 °C)

Semirreacción de reducción	E° (V)
F₂ + 2e⁻ → 2F⁻	+2,87
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0,34
2H⁺ + 2e⁻ → H₂ (SHE)	0,00
Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb	−0,13
Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe	−0,44
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	−0,76
Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg	−2,37
Li⁺ + e⁻ → Li	−3,04

💡 Cómo leer la tabla de potenciales

①Cuanto mayor es E°, más fácil es la reducción: la especie toma electrones con facilidad

②Cuanto menor es E°, más fácilmente se oxida el metal: cede electrones con facilidad

③Al elegir dos semirreacciones, la de arriba es el cátodo y la de abajo el ánodo, y la fuerza electromotriz es la diferencia entre ambas

④Para la pila Zn–Cu, 0,34 − (−0,76) = 1,10 V

⑤Todos los valores son relativos al electrodo estándar de hidrógeno (EEH), fijado en 0,00 V

Electrólisis

Ley de Faraday

m = MItnF

m: masa depositada, M: masa molar, I: intensidad, t: tiempo, n: electrones por ion, F: 96 500 C/mol (la carga de 1 mol de electrones)

Pila galvánica frente a electrólisis

Los dos dispositivos comparados

Aspecto	Pila galvánica	Electrólisis
Conversión de energía	química → eléctrica	eléctrica → química
Espontaneidad	espontánea (E° > 0)	no espontánea (necesita una fuente)
Ánodo (oxidación)	(−) negativo	(+) positivo
Cátodo (reducción)	(+) positivo	(−) negativo
Aplicaciones	pilas secas, pilas de combustible	recubrimiento electrolítico, refinado del cobre

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1

Halla la fuerza electromotriz estándar E° de la pila Zn–Cu. (E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V, E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V)

El Cu, con mayor potencial estándar de reducción, es el cátodo (+); el Zn, con menor, es el ánodo (−).

E°_pila = E°_cátodo − E°_ánodo

Sustituye los dos valores.

E°_pila = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V

▸ 1,10 V

Como E° > 0, la reacción ocurre por sí sola y la pila funciona. Es el valor del diagrama de arriba con el Zn como ánodo.

Ejemplo 2

Se electroliza una disolución de CuSO₄ con una corriente de 2 A durante 5 minutos (300 s). ¿Qué masa de Cu se deposita en el electrodo negativo? (Masa molar del Cu 64 g/mol, F = 96 500 C/mol)

La carga que circula es intensidad × tiempo. Cada Cu²⁺ necesita 2 electrones para pasar a Cu, así que n = 2.

m = MItnF, It = 2 × 300 = 600 C

Sustituye y calcula.

m = 64 × 6002 × 96500 ≈ 0.199 g

▸ unos 0,20 g

600 C de carga son 600 ÷ 96 500 ≈ 0,0062 mol de electrones, y se deposita la mitad, unos 0,0031 mol de Cu. La masa depositada es proporcional a la carga e inversamente proporcional a n.

Resumen

Fórmula clave

E°_pila = E°_cátodo − E°_ánodo

Si E° > 0, la reacción ocurre por sí sola y puede usarse como pila

Problema tipo CSAT, adaptado

¿Qué afirmación sobre las pilas galvánicas y la electrólisis NO es correcta?

①Una pila galvánica convierte energía química en eléctrica

②En una pila galvánica el ánodo es el electrodo negativo

③La electrólisis es una reacción no espontánea que necesita una fuente externa

④En la electrólisis el ánodo es el electrodo negativo

⑤En ambos dispositivos la oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo

▸ ④ En la electrólisis el ánodo es el electrodo negativo

En la electrólisis se arrancan electrones del electrodo unido al polo + de la fuente, así que ese electrodo es el ánodo y es positivo.

Por eso la ④, «en la electrólisis el ánodo es el electrodo negativo», es falsa; el ánodo negativo es propio de la pila galvánica.

🎯 Puntos clave

①E°pila = E°cátodo − E°ánodo, y el electrodo con mayor potencial estándar de reducción es el positivo

②En una pila galvánica la reacción es espontánea, el ánodo es negativo y el cátodo positivo

③En la electrólisis la reacción no es espontánea: el electrodo unido al polo + de la fuente es el ánodo y el unido al −, el cátodo, con los signos al revés que en la pila

④Ley de Faraday: m = MIt / nF

⑤En ambos dispositivos la oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo

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Última actualización 2026-10-17

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