Ejercicio resuelto de Inorgánica · Química · La Rioja · 2020

Para estudiar la capacidad oxidante del ion paladio(II) se trata una disolución 0,1 M de dicho ion con una pequeña cantidad de cada uno de los siguientes metales:

i) oro ii) sodio iii) cobre iv) platino

a) Escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la reacción global que se produciría entre paladio(II) y cada uno de estos metales. (1 punto)

b) Indique razonadamente si en condiciones estándar el ion paladio(II) oxidará espontáneamente a alguno de estos metales. (1 punto)

Datos: $E^{o}(\text{Na}^+/\text{Na}) = -2{,}71\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = +0{,}34\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Pd}^{2+}/\text{Pd}) = +0{,}95\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Pt}^{2+}/\text{Pt}) = +1{,}18\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Au}^{3+}/\text{Au}) = +1{,}50\ \text{V}$.

$\textbf{a) Escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la reacción global que se produciría entre paladio(II) y cada uno de estos metales. (1 punto)}$

En los cuatro casos la semirreacción de reducción es la misma, la del ion paladio(II):

$\mathrm{Pd^{2+}} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Pd(s)}$

y lo que cambia es el metal que se oxidaría. Igualando en cada caso los electrones intercambiados:

$\textbf{i) Con oro}$, que se oxida a $\mathrm{Au^{3+}}$ cediendo 3 electrones. El mínimo común múltiplo de 3 y 2 es 6:

$2\,\mathrm{Au} \rightarrow 2\,\mathrm{Au^{3+}} + 6\,e^-$

$3\,\mathrm{Pd^{2+}} + 6\,e^- \rightarrow 3\,\mathrm{Pd}$

$2\,\mathrm{Au(s)} + 3\,\mathrm{Pd^{2+}(ac)} \rightarrow 2\,\mathrm{Au^{3+}(ac)} + 3\,\mathrm{Pd(s)}$

$\textbf{ii) Con sodio}$, que cede un solo electrón, de modo que se multiplica por 2:

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

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

$2\,\mathrm{Na(s)} + \mathrm{Pd^{2+}(ac)} \rightarrow 2\,\mathrm{Na^+(ac)} + \mathrm{Pd(s)}$

$\textbf{iii) Con cobre}$, que cede 2 electrones, igual que capta el paladio:

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

$\textbf{iv) Con platino}$, que también cede 2:

$\mathrm{Pt(s)} + \mathrm{Pd^{2+}(ac)} \rightarrow \mathrm{Pt^{2+}(ac)} + \mathrm{Pd(s)}$

$\textbf{b) Indique razonadamente si en condiciones estándar el ion paladio(II) oxidará espontáneamente a alguno de estos metales. (1 punto)}$

El criterio es el signo de la fuerza electromotriz, que es la diferencia entre el potencial del par que se reduce —siempre el del paladio— y el del par que se oxida:

$E^0 = E^0(\mathrm{Pd^{2+}/Pd}) - E^0(\text{metal})$

Metal	$E^0$ del par (V)	$E^0$ de la reacción (V)	¿Espontánea?
Oro	1,50	$0{,}95 - 1{,}50 = -0{,}55$	No
Sodio	$-2{,}71$	$0{,}95 + 2{,}71 = +3{,}66$	Sí
Cobre	0,34	$0{,}95 - 0{,}34 = +0{,}61$	Sí
Platino	1,18	$0{,}95 - 1{,}18 = -0{,}23$	No

El ion paladio(II) oxidará espontáneamente al $\textbf{sodio}$ y al $\textbf{cobre}$, que son los dos metales cuyo potencial de reducción queda por debajo del suyo. No oxidará al oro ni al platino, que están por encima: son metales más nobles que el propio paladio.

La regla general es esta: un catión solo puede oxidar a los metales situados por debajo de él en la serie electroquímica.

Conviene añadir una precisión práctica sobre el sodio. La reacción sería espontánea con un margen enorme, pero no se podría observar tal cual: el sodio reacciona violentamente con el agua de la propia disolución antes de tener ocasión de encontrarse con el paladio.