Ejercicio resuelto de Números de oxidación · Química · 2025

En un laboratorio se dispone de $\text{Cl}_2(g)$ y de $\text{I}_2(s)$. Teniendo en cuenta sus potenciales estándar de reducción, identifique qué sustancia o sustancias podría utilizar para obtener, de forma espontánea, las especies indicadas en los apartados a) y b). Ajuste además las reacciones redox y calcule el potencial total o fuerza electromotriz de cada una de las reacciones.

a) Obtener $\text{Ag}^+$ a partir de $\text{Ag}(s)$. (1 punto)

b) Obtener $\text{Cu}^+$ a partir de $\text{Cu}(s)$. (1 punto)

Datos: $E^{o}(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-) = 1{,}36\ \text{V}$; $E^{o}(\text{I}_2/\text{I}^-) = 0{,}54\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Cu}^+/\text{Cu}) = 0{,}52\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = 0{,}80\ \text{V}$.

El criterio es siempre el mismo y conviene fijarlo antes de empezar. Obtener el catión a partir del metal significa $\textbf{oxidar}$ ese metal, y para que la oxidación sea espontánea hace falta una especie que se reduzca y cuyo potencial de reducción sea $\textbf{mayor}$ que el del par metálico, de modo que la fuerza electromotriz salga positiva:

$E^0_{\text{reacción}} = E^0(\text{especie que se reduce}) - E^0(\text{especie que se oxida}) > 0$

Ordenando los cuatro pares de mayor a menor potencial de reducción:

Par redox	$E^0$ (V)
$\mathrm{Cl_2/Cl^-}$	1,36
$\mathrm{Ag^+/Ag}$	0,80
$\mathrm{I_2/I^-}$	0,54
$\mathrm{Cu^+/Cu}$	0,52

Con esta escala a la vista, cada especie oxida a todas las que están por debajo de ella.

$\textbf{a) Obtener Ag⁺ a partir de Ag(s). (1 punto)}$

La plata tiene $E^0 = 0{,}80$ V, y de las dos sustancias disponibles solo el $\textbf{cloro}$ está por encima (1,36 V). El yodo, con 0,54 V, queda por debajo y no serviría: la reacción con $\mathrm{I_2}$ daría $E^0 = 0{,}54 - 0{,}80 = -0{,}26$ V, negativa, es decir, no espontánea.

Con cloro, las semirreacciones son:

Oxidación: $\mathrm{Ag(s)} \rightarrow \mathrm{Ag^+(ac)} + e^-$

Reducción: $\mathrm{Cl_2(g)} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-(ac)}$

Para igualar los electrones se multiplica la oxidación por 2 y se suman:

$2\,\mathrm{Ag(s)} + \mathrm{Cl_2(g)} \rightarrow 2\,\mathrm{Ag^+(ac)} + 2\,\mathrm{Cl^-(ac)}$

$E^0 = 1{,}36 - 0{,}80 = +0{,}56 \text{ V}$

Al ser positivo, el proceso es espontáneo. Recuérdese que el potencial $\textbf{no}$ se multiplica por 2 al ajustar: es una propiedad intensiva.

$\textbf{b) Obtener Cu⁺ a partir de Cu(s). (1 punto)}$

El cobre tiene el potencial más bajo de los cuatro, 0,52 V, así que $\textbf{sirven las dos sustancias}$: tanto el cloro como el yodo están por encima.

Con cloro:

$2\,\mathrm{Cu(s)} + \mathrm{Cl_2(g)} \rightarrow 2\,\mathrm{Cu^+(ac)} + 2\,\mathrm{Cl^-(ac)}$

$E^0 = 1{,}36 - 0{,}52 = +0{,}84 \text{ V}$

Con yodo:

$2\,\mathrm{Cu(s)} + \mathrm{I_2(s)} \rightarrow 2\,\mathrm{Cu^+(ac)} + 2\,\mathrm{I^-(ac)}$

$E^0 = 0{,}54 - 0{,}52 = +0{,}02 \text{ V}$

Las dos son espontáneas, pero la diferencia entre ambas es notable: con cloro la fuerza impulsora es grande, mientras que con yodo el margen es de apenas 0,02 V, tan pequeño que en la práctica cualquier desviación de las condiciones estándar podría invertir el sentido de la reacción.