Ejercicio resuelto de Pilas galvánicas · Química · 2022

A la vista de la tabla siguiente, que recoge diferentes semisistemas redox ordenados en orden decreciente de potencial estándar de reducción:

$\text{Semisistema redox}$ ${\text{F}}_2(g)+2e^{-}\rightleftharpoons 2{\text{F}}^{-}(ac)$ ${\text{Cl}}_2(g)+2e^{-}\rightleftharpoons 2{\text{Cl}}^{-}(ac)$ ${\text{O}}_2(g)+4{\text{H}}^{+}(ac)+4e^{-}\rightleftharpoons 2{\text{H}}_2\text{O}$ ${\text{Br}}_2(g)+2e^{-}\rightleftharpoons 2{\text{Br}}^{-}(ac)$ ${\text{Ag}}^{+}(ac)+e^{-}\rightleftharpoons \text{Ag}(s)$ ${\text{Cu}}^{2+}(ac)+2e^{-}\rightleftharpoons \text{Cu}(s)$ $2{\text{H}}^{+}(ac)+2e^{-}\rightleftharpoons {\text{H}}_2(g)$ ${\text{Pb}}^{2+}(ac)+2e^{-}\rightleftharpoons \text{Pb}(s)$ ${\text{Sn}}^{2+}(ac)+2e^{-}\rightleftharpoons \text{Sn}(s)$ ${\text{Ni}}^{2+}(ac)+2e^{-}\rightleftharpoons \text{Ni}(s)$ ${\text{Fe}}^{2+}(ac)+2e^{-}\rightleftharpoons \text{Fe}(s)$ ${\text{Cr}}^{3+}(ac)+3e^{-}\rightleftharpoons \text{Cr}(s)$ ${\text{Zn}}^{2+}(ac)+2e^{-}\rightleftharpoons \text{Zn}(s)$ ${\text{Al}}^{3+}(ac)+3e^{-}\rightleftharpoons \text{Al}(s)$ ${\text{Mg}}^{2+}(ac)+2e^{-}\rightleftharpoons \text{Mg}(s)$ ${\text{Na}}^{+}(ac)+e^{-}\rightleftharpoons \text{Na}(s)$

a) Indique cuáles de las siguientes reacciones se producirán espontáneamente en disolución acuosa en condiciones estándar (0,3 puntos por apartado):

i) $\text{Pb}(s)+{\text{Zn}}^{2+}(ac)\to {\text{Pb}}^{2+}(ac)+\text{Zn}(s)$

ii) $\text{Fe}(s)+2{\text{H}}^{+}(ac)\to {\text{Fe}}^{2+}(ac)+{\text{H}}_2(g)$

iii) $2{\text{Cl}}_2(g)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)\to 4{\text{Cl}}^{-}(ac)+{\text{O}}_2(g)+4{\text{H}}^{+}(ac)$

iv) $3{\text{Ni}}^{2+}(ac)+2\text{Cr}(s)\to 2{\text{Cr}}^{3+}(ac)+3\text{Ni}(s)$

v) ${\text{Cu}}^{2+}(ac)+2\text{Ag}(s)\to \text{Cu}(s)+2{\text{Ag}}^{+}(ac)$

b) i) De entre todos los cationes de la tabla, indique cuál tiene mayor y cuál menor poder oxidante. (0,2 puntos)

ii) De entre los aniones, indique cuál tiene mayor y cuál menor poder reductor. (0,2 puntos)

iii) Indique cuál es el halógeno más oxidante y cuál el metal más reductor. (0,1 puntos)

La tabla está ordenada de mayor a menor potencial de reducción, y eso basta para responder a todo sin usar un solo número. La regla es que una reacción redox es espontánea cuando la especie que $\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{reduce}}$ pertenece a un par situado $\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{encima}}$ del par que se oxida:

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

Dicho de otro modo: cada especie oxidada de la tabla es capaz de oxidar a todas las especies reducidas que estén por debajo de ella, y a ninguna de las que estén por encima.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{i)}}\mathbf{\text{Pb(s)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{Zn²⁺(ac)}}\mathbf{\text{→}}\mathbf{\text{Pb²⁺(ac)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{Zn(s)}}\mathbf{\text{(0,3}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se reduciría el $\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{2+}$ y se oxidaría el plomo. Pero el par $\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{Z}\mathrm{n}$ está $\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{debajo}}$ del $\mathrm{P}{\mathrm{b}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{P}\mathrm{b}$, así que la fuerza electromotriz sería negativa.

$\mathbf{\text{No}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{espont}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nea}}$. Sí lo sería la reacción inversa: el cinc desplaza al plomo de sus disoluciones.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{ii)}}\mathbf{\text{Fe(s)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{H⁺(ac)}}\mathbf{\text{→}}\mathbf{\text{Fe²⁺(ac)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{H₂(g)}}\mathbf{\text{(0,3}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se reduce el ${\mathrm{H}}^{+}$, cuyo par está por encima del $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{F}\mathrm{e}$.

$\mathbf{\text{S}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{espont}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nea}}$. Es la regla general de que todo metal situado por debajo del hidrógeno en la serie desplaza el hidrógeno de los ácidos, disolviéndose con desprendimiento de gas.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{iii)}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{Cl₂(g)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{H₂O(l)}}\mathbf{\text{→}}\mathbf{\text{4}}\mathbf{\text{Cl⁻(ac)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{O₂(g)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{4}}\mathbf{\text{H⁺(ac)}}\mathbf{\text{(0,3}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se reduce el cloro a cloruro y se oxida el agua a oxígeno. El par $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2\mathrm{/}\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}$ está por encima del ${\mathrm{O}}_2\mathrm{/}{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

$\mathbf{\text{S}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{espont}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nea}}$. Es la razón de que el cloro disuelto en agua acabe liberando oxígeno, aunque en la práctica el proceso sea lento.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{iv)}}\mathbf{\text{3}}\mathbf{\text{Ni²⁺(ac)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{Cr(s)}}\mathbf{\text{→}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{Cr³⁺(ac)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{3}}\mathbf{\text{Ni(s)}}\mathbf{\text{(0,3}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se reduce el $\mathrm{N}{\mathrm{i}}^{2+}$, cuyo par está por encima del $\mathrm{C}{\mathrm{r}}^{3+}\mathrm{/}\mathrm{C}\mathrm{r}$.

$\mathbf{\text{S}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{espont}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nea}}$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{v)}}\mathbf{\text{Cu²⁺(ac)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{Ag(s)}}\mathbf{\text{→}}\mathbf{\text{Cu(s)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{Ag⁺(ac)}}\mathbf{\text{(0,3}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Se reduciría el $\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}$ y se oxidaría la plata, pero el par del cobre está $\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{debajo}}$ del de la plata.

$\mathbf{\text{No}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{espont}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nea}}$. Lo que sí ocurre es lo contrario: al introducir una lámina de cobre en una disolución de nitrato de plata, la plata se deposita en forma de cristales y la disolución se tiñe de azul por el $\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}$ formado.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{i)}}\mathbf{\text{De}}\mathbf{\text{entre}}\mathbf{\text{todos}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{cationes}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{tabla,}}\mathbf{\text{indique}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{tiene}}\mathbf{\text{mayor}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{menor}}\mathbf{\text{poder}}\mathbf{\text{oxidante.}}\mathbf{\text{(0,2}}\mathbf{\text{puntos)}}$

El poder oxidante de un catión crece con su potencial de reducción, así que basta mirar cuál está más arriba y cuál más abajo entre los cationes de la lista.

Mayor poder oxidante: el $\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}$, el catión que ocupa la posición más alta.

Menor poder oxidante: el $\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{+}$, el último de la tabla. De hecho es tan poco oxidante que el sodio metálico no se puede obtener por vía química y hay que recurrir a la electrólisis.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{ii)}}\mathbf{\text{De}}\mathbf{\text{entre}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{aniones,}}\mathbf{\text{indique}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{tiene}}\mathbf{\text{mayor}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{menor}}\mathbf{\text{poder}}\mathbf{\text{reductor.}}\mathbf{\text{(0,2}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Con los aniones el criterio se invierte: son la forma $\mathbf{\text{reducida}}$ de su par, de modo que el mejor reductor es el que pertenece al par de $\mathbf{\text{menor}}$ potencial, es decir, el que está más abajo.

De los tres haluros de la tabla, el par $\mathrm{B}{\mathrm{r}}_2\mathrm{/}\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}$ es el más bajo, así que el mayor poder reductor lo tiene el $\mathrm{B}{\mathrm{r}}^{-}$.

Y el menor, el ${\mathrm{F}}^{-}$, que procede del par más alto de todos: es prácticamente imposible oxidarlo, lo que es coherente con que el flúor sea el elemento más electronegativo.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{iii)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{hal}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{oxidante}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{metal}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{reductor.}}\mathbf{\text{(0,1}}\mathbf{\text{puntos)}}$

El halógeno más oxidante es el $\mathbf{\text{fl}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{or}}$, ${\mathrm{F}}_2$, que encabeza la tabla.

El metal más reductor es el $\mathbf{\text{sodio}}$, $\mathrm{N}\mathrm{a}$, que la cierra.

Los dos extremos son coherentes entre sí y con lo visto en los apartados anteriores: el par de mayor potencial da el mejor oxidante en su forma oxidada, y el de menor potencial, el mejor reductor en su forma reducida.