Ejercicio resuelto de Pilas galvánicas · Química · 2025

Haciendo uso de los potenciales estándar de reducción de los halógenos que se proporcionan:

a) Justifique cuál, de las diferentes especies de este grupo, es la más oxidante y cuál la más reductora. (0,5 puntos)

b) Escriba las siguientes reacciones ajustadas y razone si serán o no espontáneas: (1 punto)

b.1) Reacción de reducción de dicloro por el ion bromuro [ion bromo(1-)].

b.2) Reacción de reducción de dibromo por el ion fluoruro [ion flúor(1-)].

c) ¿Será un recipiente de cobre un buen material para contener dibromo? Justifique su respuesta. (0,5 puntos)

Datos: potenciales estándar de reducción: $E^0({\text{F}}_2\mathrm{/}{\text{F}}^{-})=+\mathrm{2,87}\text{ V}$; $E^0({\text{Cl}}_2\mathrm{/}{\text{Cl}}^{-})=+\mathrm{1,36}\text{ V}$; $E^0({\text{Br}}_2\mathrm{/}{\text{Br}}^{-})=+\mathrm{1,07}\text{ V}$; $E^0({\text{I}}_2\mathrm{/}{\text{I}}^{-})=\mathrm{0,54}\text{ V}$; $E^0({\text{Cu}}^{2+}\mathrm{/}\text{Cu})=+\mathrm{0,34}\text{ V}$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l,}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{diferentes}}\mathbf{\text{especies}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{este}}\mathbf{\text{grupo,}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{oxidante}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{reductora.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Un potencial estándar de reducción alto significa que ese par tiene mucha tendencia a captar electrones, es decir, que su forma oxidada es un buen oxidante. Ordenando los halógenos por su potencial:

$E^0({\mathrm{F}}_2\mathrm{/}{\mathrm{F}}^{-})=+\mathrm{2,87}\mathrm{V}>E^0(\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2\mathrm{/}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-})=+\mathrm{1,36}\mathrm{V}>E^0(\mathrm{B}{\mathrm{r}}_2\mathrm{/}\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-})=+\mathrm{1,07}\mathrm{V}>E^0({\mathrm{I}}_2\mathrm{/}{\mathrm{I}}^{-})=\mathrm{0,54}\mathrm{V}$

La especie $\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{oxidante}}$ es la que corresponde al potencial más alto, el ${\mathrm{F}}_2$: es la que más fácilmente se reduce a ${\mathrm{F}}^{-}$.

La especie $\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{reductora}}$ es la contraria: la forma reducida del par de menor potencial, el ion yoduro ${\mathrm{I}}^{-}$, que es el que con más facilidad cede electrones y se oxida a ${\mathrm{I}}_2$.

El orden coincide con la variación de la electronegatividad en el grupo, que disminuye al bajar: cuanto más electronegativo es el halógeno, más ávido de electrones y mejor oxidante en su forma molecular.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Escriba}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{siguientes}}\mathbf{\text{reacciones}}\mathbf{\text{ajustadas}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{razone}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{ser}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{espont}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{neas:}}\mathbf{\text{(1}}\mathbf{\text{punto)}}$

El criterio es el signo del potencial de la reacción global, calculado como la diferencia entre el potencial de la especie que se reduce y el de la que se oxida:

$E^0=E_{\text{reducci}\acute{\text{o}}\text{n}}^0-E_{\text{oxidaci}\acute{\text{o}}\text{n}}^0$

Si sale positivo, $\mathrm{\Delta }{G}^0=-nF{E}^0<0$ y el proceso es espontáneo.

$\mathbf{\text{b.1)}}\mathbf{\text{Reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{reducci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{dicloro}}\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{ion}}\mathbf{\text{bromuro}}\mathbf{\text{[ion}}\mathbf{\text{bromo(1-)].}}$

Se reduce el $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$ y se oxida el $\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}$:

$\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+2e^{-}\to 2\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}2\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}\to \mathrm{B}{\mathrm{r}}_2+2e^{-}$

$\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+2\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}\to 2\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}+\mathrm{B}{\mathrm{r}}_2$

$E^0=\mathrm{1,36}-\mathrm{1,07}=+\mathrm{0,29}\mathrm{V}>0$

Es $\mathbf{\text{espont}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nea}}$: el cloro, más oxidante, desplaza al bromo de sus sales.

$\mathbf{\text{b.2)}}\mathbf{\text{Reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{reducci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{dibromo}}\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{ion}}\mathbf{\text{fluoruro}}\mathbf{\text{[ion}}\mathbf{\text{fl}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{or(1-)].}}$

Se reduce el $\mathrm{B}{\mathrm{r}}_2$ y se oxida el ${\mathrm{F}}^{-}$:

$\mathrm{B}{\mathrm{r}}_2+2e^{-}\to 2\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}2{\mathrm{F}}^{-}\to {\mathrm{F}}_2+2e^{-}$

$\mathrm{B}{\mathrm{r}}_2+2{\mathrm{F}}^{-}\to 2\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}+{\mathrm{F}}_2$

$E^0=\mathrm{1,07}-\mathrm{2,87}=-\mathrm{1,80}\mathrm{V}<0$

$\mathbf{\text{No}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{espont}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nea}}$. El fluoruro es un reductor pésimo, y de hecho lo que ocurriría de manera espontánea es justo lo contrario, que el flúor desplazase al bromuro.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{¿Ser}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{recipiente}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cobre}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{buen}}\mathbf{\text{material}}\mathbf{\text{para}}\mathbf{\text{contener}}\mathbf{\text{dibromo?}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{su}}\mathbf{\text{respuesta.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Hay que comprobar si el bromo es capaz de oxidar al cobre metálico:

$\mathrm{B}{\mathrm{r}}_2+2e^{-}\to 2\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}{E}^0=+\mathrm{1,07}\mathrm{V}$

$\mathrm{C}\mathrm{u}\to \mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}+2e^{-}{E}^0(\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{C}\mathrm{u})=+\mathrm{0,34}\mathrm{V}$

$\mathrm{C}\mathrm{u}+\mathrm{B}{\mathrm{r}}_2\to \mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}+2\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}$

$E^0=\mathrm{1,07}-\mathrm{0,34}=+\mathrm{0,73}\mathrm{V}>0$

El potencial es positivo, así que la reacción es espontánea: el bromo atacaría las paredes del recipiente disolviendo el cobre como bromuro de cobre(II).

Por tanto, el cobre $\mathbf{\text{no}}$ es un buen material para contener dibromo. Habría que usar un recipiente de vidrio o de un material inerte frente a los halógenos.