Ejercicio resuelto de Varios · Química · Islas Canarias · 2026

Responda a las siguientes cuestiones sobre reacciones de oxidación-reducción:

a) Indique cuales de las siguientes reacciones son espontáneas. Escriba las ecuaciones correspondientes: (1,2 puntos)

a.1) Oxidación del ion bromuro por yodo (diyodo).

a.2) Reducción de cloro (dicloro) por ion bromuro.

a.3) Oxidación de ioduro con cloro (dicloro).

a.4) Justifique cuál de las anteriores es la especie más oxidante y cuál es la más reductora.

b) Justifique si es o no posible que el $\text{Au}(s)$ sea oxidado por un oxidante fuerte como el $\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7$ e indique la reacción correspondiente. (0,8 puntos)

Datos: $E^{\circ}(\text{I}_2/\text{I}^{-}) = 0{,}53\ \text{V}$; $E^{\circ}(\text{Br}_2/\text{Br}^{-}) = 1{,}07\ \text{V}$; $E^{\circ}(\text{Cl}_2/\text{Cl}^{-}) = 1{,}36\ \text{V}$; $E^{\circ}(\text{Au}^{3+}/\text{Au}) = 1{,}50\ \text{V}$; $E^{\circ}(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}/\text{Cr}^{3+}) = 1{,}33\ \text{V}$.

$\textbf{a) Indique cuales de las siguientes reacciones son espontáneas. Escriba las ecuaciones correspondientes: (1,2 puntos)}$

Una reacción redox es espontánea cuando su potencial es positivo, y este se calcula restando al potencial del par que se reduce el del par que se oxida.

$E^{\circ}=E^{\circ}_{\text{reducción}}-E^{\circ}_{\text{oxidación}}$

a.1) Oxidación del ion bromuro por yodo: el yodo se reduciría y el bromuro se oxidaría.

$\mathrm{I_2}+2\,\mathrm{Br^-}\rightarrow 2\,\mathrm{I^-}+\mathrm{Br_2}$

$E^{\circ}=0{,}53-1{,}07=-0{,}54\ \text{V}<0\ \Rightarrow\ \text{no espontánea}$

a.2) Reducción del cloro por ion bromuro: se reduce el cloro y se oxida el bromuro.

$\mathrm{Cl_2}+2\,\mathrm{Br^-}\rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-}+\mathrm{Br_2}$

$E^{\circ}=1{,}36-1{,}07=+0{,}29\ \text{V}>0\ \Rightarrow\ \text{espontánea}$

a.3) Oxidación del yoduro con cloro: se reduce el cloro y se oxida el yoduro.

$\mathrm{Cl_2}+2\,\mathrm{I^-}\rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-}+\mathrm{I_2}$

$E^{\circ}=1{,}36-0{,}53=+0{,}83\ \text{V}>0\ \Rightarrow\ \text{espontánea}$

a.4) La especie más oxidante es la que tiene el potencial de reducción más alto, el $\textbf{cloro}$ ($1{,}36\ \text{V}$), capaz de oxidar tanto al bromuro como al yoduro. La más reductora es la forma reducida del par de menor potencial, el $\textbf{ion yoduro}$ ($0{,}53\ \text{V}$), que es el que con más facilidad cede electrones.

$\textbf{b) Justifique si es o no posible que el } \boldsymbol{\mathrm{Au}(s)}\textbf{ sea oxidado por un oxidante fuerte como el } \boldsymbol{\mathrm{K_2Cr_2O_7}}\textbf{ e indique la reacción correspondiente. (0,8 puntos)}$

Se plantea la reacción suponiendo que el oro se oxida y el dicromato se reduce, y se calcula su potencial.

$2\,\mathrm{Au}+\mathrm{Cr_2O_7^{2-}}+14\,\mathrm{H^+}\rightarrow 2\,\mathrm{Au^{3+}}+2\,\mathrm{Cr^{3+}}+7\,\mathrm{H_2O}$

$E^{\circ}=1{,}33-1{,}50=-0{,}17\ \text{V}<0$

El potencial resulta negativo, de modo que la reacción $\textbf{no es espontánea}$: el dicromato, pese a ser un oxidante fuerte, no puede oxidar al oro, porque el par $\mathrm{Au^{3+}}/\mathrm{Au}$ tiene un potencial de reducción todavía mayor. Esa es precisamente la razón de que el oro sea un metal noble y resista la corrosión.