Ejercicio resuelto de Números de oxidación · Química · 2021

B2. Con los datos de los potenciales normales de reducción de los halógenos:
$(\mathcal{E}^0_{\mathrm{Cl_2}/\mathrm{Cl^-}}=+1{,}36\,V\ ;\quad \mathcal{E}^0_{\mathrm{Br_2}/\mathrm{Br^-}}=+1{,}07\,V;\quad \mathcal{E}^0_{\mathrm{I}/\mathrm{I^-}}=+0{,}54\,V)$

a) Escribir las siguientes reacciones e indicar cuáles serán espontáneas: (1,50)
i) Oxidación del ion bromuro por yodo.
ii) Reducción de cloro por ion bromuro.
iii) Oxidación de yoduro con cloro.
b) Justificar cuál es la especie más oxidante y cuál es la más reductora. (0,50)

$\textbf{a) Escribir las siguientes reacciones e indicar cuáles serán espontáneas: i) Oxidación del ion bromuro por yodo. ii) Reducción de cloro por ion bromuro. iii) Oxidación de yoduro con cloro. (1,50)}$

En cada caso se identifica qué par se reduce y qué par se oxida a partir del enunciado, y se calcula la fuerza electromotriz restando al potencial del que se reduce el del que se oxida. Será espontánea si resulta positiva.

$E^0_{\text{reacción}}=E^0_{\text{cátodo}}-E^0_{\text{ánodo}}$

i) Que el yodo oxide al bromuro significa que el yodo se reduce y el bromuro se oxida:

$\text{Oxidación}:\ 2\,\mathrm{Br^-}\rightarrow \mathrm{Br_2}+2\,e^-\qquad E^0=+1{,}07\ \text{V}$

$\text{Reducción}:\ \mathrm{I_2}+2\,e^-\rightarrow 2\,\mathrm{I^-}\qquad E^0=+0{,}54\ \text{V}$

$\mathrm{I_2}+2\,\mathrm{Br^-}\rightarrow 2\,\mathrm{I^-}+\mathrm{Br_2};\qquad E^0=0{,}54-1{,}07=-0{,}53\ \text{V}<0$

ii) Que el bromuro reduzca al cloro significa que el cloro se reduce y el bromuro se oxida:

$\mathrm{Cl_2}+2\,\mathrm{Br^-}\rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-}+\mathrm{Br_2};\qquad E^0=1{,}36-1{,}07=+0{,}29\ \text{V}>0$

iii) Que el cloro oxide al yoduro significa que el cloro se reduce y el yoduro se oxida:

$\mathrm{Cl_2}+2\,\mathrm{I^-}\rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-}+\mathrm{I_2};\qquad E^0=1{,}36-0{,}54=+0{,}82\ \text{V}>0$

Reacción	$E^0$ (V)	¿Espontánea? i) $\mathrm{I_2}+2\,\mathrm{Br^-}\rightarrow 2\,\mathrm{I^-}+\mathrm{Br_2}$	$-0{,}53$	no ii) $\mathrm{Cl_2}+2\,\mathrm{Br^-}\rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-}+\mathrm{Br_2}$	$+0{,}29$	sí iii) $\mathrm{Cl_2}+2\,\mathrm{I^-}\rightarrow 2\,\mathrm{Cl^-}+\mathrm{I_2}$	$+0{,}82$	sí

Son espontáneas la segunda y la tercera, y no lo es la primera. El resultado sigue una regla sencilla: un halógeno oxida a los iones haluro de los halógenos que están por debajo de él en el grupo, pero no a los de los que están por encima.

$\textbf{b) Justificar cuál es la especie más oxidante y cuál es la más reductora. (0,50)}$

Una especie es oxidante si tiende a reducirse, y eso lo mide el potencial de reducción: cuanto más alto, más oxidante es la forma oxidada del par. Recíprocamente, cuanto más bajo sea el potencial, más reductora será la forma reducida.

$E^0(\mathrm{Cl_2}/\mathrm{Cl^-})=+1{,}36>E^0(\mathrm{Br_2}/\mathrm{Br^-})=+1{,}07>E^0(\mathrm{I_2}/\mathrm{I^-})=+0{,}54$

El par del cloro tiene el potencial más alto, de modo que su forma oxidada es la que con más facilidad capta electrones. El par del yodo tiene el más bajo, y por tanto su forma reducida es la que con más facilidad los cede.

La especie más oxidante es el cloro molecular, $\mathrm{Cl_2}$, y la más reductora el ion yoduro, $\mathrm{I^-}$. Es coherente con el apartado anterior: el cloro oxida a los otros dos haluros y el yoduro es oxidado por los otros dos halógenos. La tendencia refleja que el poder oxidante de los halógenos disminuye al bajar en el grupo.