Ejercicio resuelto de Varios · Química · Aragón · 2025

Justifique si los siguientes procesos redox son espontáneos o no en condiciones estándar. En cada caso ajuste la ecuación e identifique al oxidante y al reductor.

a) $\mathrm{Zn} + \mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + \mathrm{H}_{2}$ [0,5 puntos]

b) $\mathrm{Cu}^{2+} + \mathrm{Ag} \rightarrow \mathrm{Cu} + \mathrm{Ag}^{+}$ [0,5 puntos]

c) $\mathrm{I}_{2} + \mathrm{Fe}^{2+} \rightarrow \mathrm{I}^{-} + \mathrm{Fe}^{3+}$ [0,5 puntos]

d) $\mathrm{Cr} + \mathrm{Fe}^{3+} \rightarrow \mathrm{Cr}^{3+} + \mathrm{Fe}^{2+}$ [0,5 puntos]

Datos: $\varepsilon^{o}(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}) = +0{,}34$ V; $\varepsilon^{o}(\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}) = -0{,}76$ V; $\varepsilon^{o}(\mathrm{Ag}^{+}/\mathrm{Ag}) = +0{,}80$ V; $\varepsilon^{o}(\mathrm{Fe}^{3+}/\mathrm{Fe}^{2+}) = +0{,}77$ V; $\varepsilon^{o}(\mathrm{I}_{2}/\mathrm{I}^{-}) = +0{,}54$ V; $\varepsilon^{o}(\mathrm{Cr}^{3+}/\mathrm{Cr}) = -0{,}74$ V; $\varepsilon^{o}(\mathrm{H}^{+}/\mathrm{H}_{2}) = 0{,}0$ V.

El criterio es el mismo en los cuatro casos: un proceso redox es espontáneo en condiciones estándar cuando su energía libre es negativa y, como

$\Delta G^o = -n\,F\,\Delta\varepsilon^o$

eso equivale a exigir que la fuerza electromotriz sea positiva:

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

$\textbf{a) Zn + H⁺ → Zn²⁺ + H₂ [0,5 puntos]}$

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

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

$\Delta\varepsilon^o = 0{,}00 - (-0{,}76) = +0{,}76\ \mathrm{V}$

Positiva, luego el proceso $\textbf{es espontáneo}$. El cinc pierde electrones, se oxida y es el reductor; el $\mathrm{H^+}$ los gana, se reduce y es el oxidante.

$\textbf{b) Cu²⁺ + Ag → Cu + Ag⁺ [0,5 puntos]}$

$(\mathrm{Ag} \rightarrow \mathrm{Ag^+} + e^-) \times 2 \qquad \mathrm{Cu^{2+}} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Cu}$

$2\,\mathrm{Ag} + \mathrm{Cu^{2+}} \rightarrow 2\,\mathrm{Ag^+} + \mathrm{Cu}$

$\Delta\varepsilon^o = 0{,}34 - 0{,}80 = -0{,}46\ \mathrm{V}$

Negativa, de modo que $\textbf{no es espontáneo}$: en la práctica una lámina de plata no desplaza al cobre de sus disoluciones, sino al revés. La plata sería el reductor y el $\mathrm{Cu^{2+}}$ el oxidante.

$\textbf{c) I₂ + Fe²⁺ → I⁻ + Fe³⁺ [0,5 puntos]}$

$(\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow \mathrm{Fe^{3+}} + e^-) \times 2 \qquad \mathrm{I_2} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{I^-}$

$\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + 2\,\mathrm{Fe^{3+}}$

$\Delta\varepsilon^o = 0{,}54 - 0{,}77 = -0{,}23\ \mathrm{V}$

Negativa: $\textbf{no es espontáneo}$. El $\mathrm{Fe^{2+}}$ actuaría de reductor y el yodo de oxidante, pero el proceso que ocurre de verdad es el inverso.

$\textbf{d) Cr + Fe³⁺ → Cr³⁺ + Fe²⁺ [0,5 puntos]}$

$\mathrm{Cr} \rightarrow \mathrm{Cr^{3+}} + 3\,e^- \qquad (\mathrm{Fe^{3+}} + e^- \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}}) \times 3$

$\mathrm{Cr} + 3\,\mathrm{Fe^{3+}} \rightarrow \mathrm{Cr^{3+}} + 3\,\mathrm{Fe^{2+}}$

$\Delta\varepsilon^o = 0{,}77 - (-0{,}74) = +1{,}51\ \mathrm{V}$

Positiva y con diferencia la mayor de las cuatro, así que $\textbf{es espontáneo}$. El cromo se oxida y es el reductor; el $\mathrm{Fe^{3+}}$ se reduce y es el oxidante.

Importante: el potencial no se multiplica al ajustar las semirreacciones. Es una propiedad intensiva y no depende de cuántos electrones se intercambien.