Ejercicio resuelto de Varios · Química · Aragón · 2022

Considere los siguientes potenciales de reducción estándar de la familia de los halógenos: $\varepsilon^{o}(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-) = +1{,}36\ \text{V}$; $\varepsilon^{o}(\text{Br}_2/\text{Br}^-) = +1{,}07\ \text{V}$; $\varepsilon^{o}(\text{I}_2/\text{I}^-) = +0{,}53\ \text{V}$.

Conteste a las siguientes preguntas razonando la respuesta:

a) ¿Qué especie ejercería de agente más oxidante? Escriba su semirreacción ajustada. (0,5 puntos)

b) ¿Qué especie se oxidaría más fácilmente? Escriba su semirreacción ajustada. (0,5 puntos)

c) ¿Se produciría reacción al borbotear $\text{Cl}_2$ en una disolución con $\text{Br}^-$? (0,5 puntos)

d) ¿Se produciría reacción al añadir unos cristales de $\text{I}_2$ a una disolución con $\text{Cl}^-$? (0,5 puntos)

$\textbf{a) ¿Qué especie ejercería de agente más oxidante? Escriba su semirreacción ajustada. (0,5 puntos)}$

Un agente oxidante es el que oxida a otra especie reduciéndose él mismo, de modo que será tanto mejor oxidante cuanto mayor sea su tendencia a captar electrones, es decir, cuanto más positivo sea su potencial estándar de reducción.

El mayor de los tres es el del cloro, $+1{,}36$ V, así que el $\mathrm{Cl_2}$ es el agente más oxidante:

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

Es coherente con la tendencia del grupo: el carácter oxidante de los halógenos disminuye al bajar en él.

$\textbf{b) ¿Qué especie se oxidaría más fácilmente? Escriba su semirreacción ajustada. (0,5 puntos)}$

Oxidarse es ceder electrones, justo lo contrario, así que se oxidará con más facilidad la especie de menor potencial de reducción. El menor es el del yodo, $+0{,}53$ V, y quien cede electrones en ese par es el ion yoduro:

$2\,\mathrm{I^-} \rightarrow \mathrm{I_2} + 2\,e^-$

$\textbf{c) ¿Se produciría reacción al borbotear Cl₂ en una disolución con Br⁻? (0,5 puntos)}$

La reacción que habría que plantear es:

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

Es espontánea si la fem resulta positiva. Aquí se reduce el cloro y se oxida el bromuro:

$\Delta \varepsilon^o = \varepsilon^o(\mathrm{Cl_2/Cl^-}) - \varepsilon^o(\mathrm{Br_2/Br^-}) = 1{,}36 - 1{,}07 = +0{,}29\ \mathrm{V}$

Como $\Delta \varepsilon^o > 0$, sí se produce reacción: el cloro desplaza al bromo de sus sales y la disolución se colorea por el $\mathrm{Br_2}$ formado.

$\textbf{d) ¿Se produciría reacción al añadir unos cristales de I₂ a una disolución con Cl⁻? (0,5 puntos)}$

Ahora habría que reducir el yodo y oxidar el cloruro:

$\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{Cl^-} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{Cl_2}$

$\Delta \varepsilon^o = \varepsilon^o(\mathrm{I_2/I^-}) - \varepsilon^o(\mathrm{Cl_2/Cl^-}) = 0{,}53 - 1{,}36 = -0{,}83\ \mathrm{V}$

La fem es negativa, así que no hay reacción. Los cristales de yodo se quedarían sin reaccionar: es el proceso inverso del apartado anterior y, si uno es espontáneo, el otro no puede serlo.