Ejercicio resuelto de Varios · Química · Islas Canarias · 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: $E^0(\text{F}_2/\text{F}^-) = +2{,}87\ \text{V}$; $E^0(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-) = +1{,}36\ \text{V}$; $E^0(\text{Br}_2/\text{Br}^-) = +1{,}07\ \text{V}$; $E^0(\text{I}_2/\text{I}^-) = 0{,}54\ \text{V}$; $E^0(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = +0{,}34\ \text{V}$.

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

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:

$E^0(\mathrm{F_2}/\mathrm{F^-}) = +2{,}87 \ \mathrm{V} > E^0(\mathrm{Cl_2}/\mathrm{Cl^-}) = +1{,}36 \ \mathrm{V} > E^0(\mathrm{Br_2}/\mathrm{Br^-}) = +1{,}07 \ \mathrm{V} > E^0(\mathrm{I_2}/\mathrm{I^-}) = 0{,}54 \ \mathrm{V}$

La especie $\textbf{más oxidante}$ es la que corresponde al potencial más alto, el $\mathrm{F_2}$: es la que más fácilmente se reduce a $\mathrm{F^-}$.

La especie $\textbf{más reductora}$ 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.

$\textbf{b) Escriba las siguientes reacciones ajustadas y razone si serán o no espontáneas: (1 punto)}$

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:

$E^0 = E^0_{\text{reducción}} - E^0_{\text{oxidación}}$

Si sale positivo, $\Delta G^0 = -n\,F\,E^0 < 0$ y el proceso es espontáneo.

$\textbf{b.1) Reacción de reducción de dicloro por el ion bromuro [ion bromo(1-)].}$

Se reduce el $\mathrm{Cl_2}$ y se oxida el $\mathrm{Br^-}$:

$\mathrm{Cl_2} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-} \qquad 2\,\mathrm{Br^-} \rightarrow \mathrm{Br_2} + 2\,e^-$

$\mathrm{Cl_2} + 2\,\mathrm{Br^-} \rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-} + \mathrm{Br_2}$

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

Es $\textbf{espontánea}$: el cloro, más oxidante, desplaza al bromo de sus sales.

$\textbf{b.2) Reacción de reducción de dibromo por el ion fluoruro [ion flúor(1-)].}$

Se reduce el $\mathrm{Br_2}$ y se oxida el $\mathrm{F^-}$:

$\mathrm{Br_2} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{Br^-} \qquad 2\,\mathrm{F^-} \rightarrow \mathrm{F_2} + 2\,e^-$

$\mathrm{Br_2} + 2\,\mathrm{F^-} \rightarrow 2\,\mathrm{Br^-} + \mathrm{F_2}$

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

$\textbf{No es espontánea}$. 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.

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

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

$\mathrm{Br_2} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{Br^-} \qquad E^0 = +1{,}07 \ \mathrm{V}$

$\mathrm{Cu} \rightarrow \mathrm{Cu^{2+}} + 2\,e^- \qquad E^0(\mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu}) = +0{,}34 \ \mathrm{V}$

$\mathrm{Cu} + \mathrm{Br_2} \rightarrow \mathrm{Cu^{2+}} + 2\,\mathrm{Br^-}$

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

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 $\textbf{no}$ es un buen material para contener dibromo. Habría que usar un recipiente de vidrio o de un material inerte frente a los halógenos.