Ejercicio resuelto de Varios · Química · Castilla y León · 2021

Utilizando los siguientes valores de los potenciales normales de reducción: $E^{o}(\text{Sn}^{2+}/\text{Sn}) = -0{,}14\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = +0{,}34\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0{,}44\ \text{V}$, justifique razonadamente y escriba las reacciones necesarias para su explicación:

a) La espontaneidad o no espontaneidad de la reacción química $\text{Sn}^{2+}(ac) + \text{Cu}(s) \rightarrow \text{Sn}(s) + \text{Cu}^{2+}(ac)$. (Hasta 0,6 puntos)

b) Si se obtendrá o no hidrógeno gaseoso al mezclar estaño metálico y $\text{HCl}(ac)$ 1 M. (Hasta 0,7 puntos)

c) Lo que ocurre al añadir unas limaduras de hierro en una disolución acuosa de $\text{CuSO}_4$. (Hasta 0,7 puntos)

$\textbf{a) La espontaneidad o no espontaneidad de la reacción química Sn²⁺(ac) + Cu(s) → Sn(s) + Cu²⁺(ac). (Hasta 0,6 puntos)}$

Tal como está escrita, el estaño se reduce y el cobre se oxida:

$\mathrm{Sn^{2+}} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Sn} \qquad \mathrm{Cu} \rightarrow \mathrm{Cu^{2+}} + 2\,e^-$

$E^{o}_{\text{pila}} = E^{o}_{\text{cátodo}} - E^{o}_{\text{ánodo}} = -0{,}14 - 0{,}34 = -0{,}48\ \mathrm{V}$

Al salir negativa la fem, también lo es $\Delta G^{o} = -n\,F\,E^{o}$ con signo contrario, es decir, $\Delta G^{o} > 0$: la reacción $\textbf{no es espontánea}$.

Sí lo sería la inversa, en la que el estaño se disolvería y el cobre se depositaría, con una fem de $+0{,}48$ V.

$\textbf{b) Si se obtendrá o no hidrógeno gaseoso al mezclar estaño metálico y HCl(ac) 1 M. (Hasta 0,7 puntos)}$

Que un metal se disuelva en un ácido no oxidante significa que se oxida mientras los protones se reducen a hidrógeno. El par $\mathrm{H^+}/\mathrm{H_2}$ tiene potencial 0,00 V por convenio:

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

$E^{o}_{\text{pila}} = 0{,}00 - (-0{,}14) = +0{,}14\ \mathrm{V}$

La fem es positiva, así que el proceso es espontáneo y $\textbf{sí se desprende hidrógeno}$:

$\mathrm{Sn(s)} + 2\,\mathrm{HCl(ac)} \rightarrow \mathrm{SnCl_2(ac)} + \mathrm{H_2(g)}$

$\textbf{c) Lo que ocurre al añadir unas limaduras de hierro en una disolución acuosa de CuSO₄. (Hasta 0,7 puntos)}$

El hierro tiene el potencial más bajo de los dos, así que se oxida, mientras el ion cobre se reduce:

$\mathrm{Fe(s)} + \mathrm{Cu^{2+}(ac)} \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}(ac)} + \mathrm{Cu(s)}$

$E^{o}_{\text{pila}} = 0{,}34 - (-0{,}44) = +0{,}78\ \mathrm{V}$

La fem es claramente positiva, de modo que la reacción es espontánea. Lo que se observa es que las limaduras se recubren de una capa rojiza de cobre metálico mientras el hierro se va disolviendo, y que el azul característico de la disolución de sulfato de cobre se va apagando a medida que desaparece el $\mathrm{Cu^{2+}}$.