Ejercicio resuelto de Varios · Química · Aragón · 2020

Utilice los datos de potenciales redox estándar para deducir si habrá una reacción espontánea cuando:

a) se borbotea $\text{Cl}_2$ (g) a través de una disolución de $\text{FeCl}_2$. (1 punto)

b) se añade una viruta de Zn metálico a una disolución de HCl. (1 punto)

Ajuste las ecuaciones correspondientes, tanto en su forma iónica como en su forma molecular, e identifique al oxidante y al reductor.

Datos: $\varepsilon^{o}(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-) = +1{,}36\ \text{V}$; $\varepsilon^{o}(\text{H}^+/\text{H}_2) = 0{,}0\ \text{V}$; $\varepsilon^{o}(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = +0{,}77\ \text{V}$; $\varepsilon^{o}(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}) = -0{,}76\ \text{V}$.

$\textbf{a) Se borbotea Cl₂ (g) a través de una disolución de FeCl₂. (1 punto)}$

Una reacción redox es espontánea cuando su fem es positiva:

$\Delta \varepsilon^o = \varepsilon^o(\text{reducción}) - \varepsilon^o(\text{oxidación}) > 0$

Aquí el cloro solo puede reducirse a cloruro y el $\mathrm{Fe^{2+}}$ solo puede oxidarse a $\mathrm{Fe^{3+}}$:

$\Delta \varepsilon^o = \varepsilon^o(\mathrm{Cl_2/Cl^-}) - \varepsilon^o(\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}) = 1{,}36 - 0{,}77 = +0{,}59\ \mathrm{V}$

Como sale positiva, sí hay reacción.

Semirreacción de reducción:

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

Semirreacción de oxidación, multiplicada por 2 para igualar los electrones:

$\left(\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow \mathrm{Fe^{3+}} + e^-\right) \times 2$

Ecuación iónica global:

$\mathrm{Cl_2} + 2\,\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-} + 2\,\mathrm{Fe^{3+}}$

Y en forma molecular, devolviendo los cloruros que acompañan al hierro:

$\mathrm{Cl_2} + 2\,\mathrm{FeCl_2} \rightarrow 2\,\mathrm{FeCl_3}$

El $\mathrm{Cl_2}$ gana electrones, se reduce y es el agente oxidante. El $\mathrm{Fe^{2+}}$ los pierde, se oxida y es el agente reductor.

$\textbf{b) Se añade una viruta de Zn metálico a una disolución de HCl. (1 punto)}$

Ahora el cinc sería el que se oxida y los protones del ácido los que se reducen:

$\Delta \varepsilon^o = \varepsilon^o(\mathrm{H^+/H_2}) - \varepsilon^o(\mathrm{Zn^{2+}/Zn}) = 0 - (-0{,}76) = +0{,}76\ \mathrm{V}$

También es positiva, así que hay reacción: la viruta de cinc se disuelve con desprendimiento de hidrógeno.

Semirreacción de reducción:

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

Semirreacción de oxidación:

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

Ecuación iónica global:

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

Y en forma molecular:

$\mathrm{Zn(s)} + 2\,\mathrm{HCl(ac)} \rightarrow \mathrm{ZnCl_2(ac)} + \mathrm{H_2(g)}$

El $\mathrm{H^+}$ gana electrones, se reduce y es el agente oxidante. El cinc los pierde, se oxida y es el agente reductor.