Ejercicio resuelto de Varios · Química · Aragón · 2021

Teniendo en cuenta los siguientes potenciales de reducción estándar: $\varepsilon^{o}(\text{Br}_2/\text{Br}^-) = +1{,}07\ \text{V}$; $\varepsilon^{o}(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = +0{,}34\ \text{V}$; $\varepsilon^{o}(\text{H}^+/\text{H}_2) = 0{,}0\ \text{V}$; $\varepsilon^{o}(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0{,}44\ \text{V}$.

Conteste a las siguientes preguntas razonando la respuesta:

a) ¿Qué semisistema es el más oxidante y cuál es el más reductor? (1 punto)

b) ¿Se podría disolver Cu con ácido clorhídrico? (0,5 puntos)

c) ¿Qué ocurriría al introducir unas virutas de hierro en una disolución de sulfato de cobre(II)? (0,5 puntos)

$\textbf{a) ¿Qué semisistema es el más oxidante y cuál es el más reductor? (1 punto)}$

El poder oxidante de un par mide su tendencia a captar electrones, y eso es justamente lo que cuantifica el potencial estándar de reducción: cuanto más positivo, mejor oxidante.

De los cuatro pares dados, el mayor potencial es el del bromo:

$\varepsilon^o(\mathrm{Br_2/Br^-}) = +1{,}07\ \mathrm{V}$

El semisistema más oxidante es, por tanto, el $\mathrm{Br_2/Br^-}$.

El poder reductor es lo contrario: cede electrones con más facilidad quien menos tendencia tiene a captarlos, es decir, el par de potencial más negativo:

$\varepsilon^o(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = -0{,}44\ \mathrm{V}$

El semisistema más reductor es el $\mathrm{Fe^{2+}/Fe}$.

$\textbf{b) ¿Se podría disolver Cu con ácido clorhídrico? (0,5 puntos)}$

Disolver el cobre en el ácido significa oxidarlo mientras los protones se reducen a hidrógeno:

$\mathrm{Cu} + 2\,\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Cu^{2+}} + \mathrm{H_2}$

La reacción solo ocurre si la fem es positiva:

$\Delta \varepsilon^o = \varepsilon^o(\mathrm{H^+/H_2}) - \varepsilon^o(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = 0 - (+0{,}34) = -0{,}34\ \mathrm{V}$

Sale negativa, así que el proceso no es espontáneo: el cobre no se disuelve en ácido clorhídrico. Es lo propio de un metal noble, con potencial de reducción positivo, al que no atacan los ácidos no oxidantes.

$\textbf{c) ¿Qué ocurriría al introducir unas virutas de hierro en una disolución de sulfato de cobre(II)? (0,5 puntos)}$

La reacción que cabría esperar es que el hierro ceda electrones al $\mathrm{Cu^{2+}}$:

$\mathrm{Fe} + \mathrm{Cu^{2+}} \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}} + \mathrm{Cu}$

$\Delta \varepsilon^o = \varepsilon^o(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) - \varepsilon^o(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = 0{,}34 - (-0{,}44) = +0{,}78\ \mathrm{V}$

La fem es positiva, luego la reacción es espontánea y sí se produce. Las virutas de hierro se van disolviendo mientras sobre ellas se deposita una capa de cobre metálico, de color rojizo, y el azul del sulfato de cobre se va desvaneciendo a medida que se consume el $\mathrm{Cu^{2+}}$.