T7: Equilibrios redox · Reacciones redox, potencial estándar de celda — QUIMICA PEvAU Andaluc%25252525252525252525C3%25252525252525252525ADa 2026

Reacciones redox, potencial estándar de celda

Problema

2026 · Extraordinaria · Suplente

Cuando se introduce una tira de magnesio en una disolución de ácido clorhídrico se observa que el metal comienza a disolverse y se forman burbujas de gas hidrógeno.

a) Identifique y escriba las semirreacciones de oxidación y reducción que ocurren en este proceso.b) ¿Cuántos electrones se transfieren en la reacción global?c) Calcule el potencial estándar de la celda.d) Explique si se formarán burbujas en la disolución si se sustituye el magnesio por un anillo de oro.

Datos: $E^\circ(\ce{Mg^{2+}/Mg})= -2,37 \text{ V}$ ; $E^\circ(\ce{H+/H2})= 0,00 \text{ V}$ ; $E^\circ(\ce{Au^{3+}/Au})= 1,52 \text{ V}$

Reacciones redoxPotencial electroquímico

a) El magnesio metálico (

\ce{Mg}

) se oxida a ion magnesio (

\ce{Mg^2+}

), y los iones hidrógeno (

\ce{H+}

) del ácido clorhídrico se reducen a gas hidrógeno (

\ce{H2}

). Oxidación (ánodo):

\ce{Mg(s) \rightarrow Mg^2+(aq) + 2e-}

Reducción (cátodo):

\ce{2H+(aq) + 2e- \rightarrow H2(g)}

b) En la semirreacción de oxidación del magnesio se liberan 2 electrones, y en la semirreacción de reducción del hidrógeno se aceptan 2 electrones. Para la reacción global, el número de electrones transferidos es 2.c) El potencial estándar de la celda se calcula como la suma del potencial de reducción de la especie que se reduce y el potencial de oxidación de la especie que se oxida. Alternativamente, se puede expresar como la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el potencial de reducción del ánodo. La reducción es

\ce{H+/H2}

(

E^\circ = 0,00 \text{ V}

). La oxidación es

\ce{Mg/Mg^2+}

(el potencial de oxidación es el opuesto al potencial de reducción,

-E^\circ(\ce{Mg^{2+}/Mg}) = -(-2,37 \text{ V}) = +2,37 \text{ V}

E^\circ_{\text{celda}} = E^\circ_{\text{reducción}} + E^\circ_{\text{oxidación}}

E^\circ_{\text{celda}} = E^\circ(\ce{H+/H2}) - E^\circ(\ce{Mg^{2+}/Mg})

E^\circ_{\text{celda}} = 0,00 \text{ V} - (-2,37 \text{ V}) = +2,37 \text{ V}

d) Si se sustituye el magnesio por un anillo de oro, la posible reacción sería la oxidación del oro y la reducción del ión hidrógeno. La semirreacción de reducción de los iones hidrógeno es

\ce{2H+(aq) + 2e- \rightarrow H2(g)}

, con

E^\circ = 0,00 \text{ V}

. El potencial de oxidación del oro sería el opuesto al potencial de reducción de

\ce{Au^{3+}/Au}

, es decir,

-E^\circ(\ce{Au^{3+}/Au}) = -1,52 \text{ V}

. El potencial estándar de la celda resultante sería:

E^\circ_{\text{celda}} = E^\circ(\ce{H+/H2}) - E^\circ(\ce{Au^{3+}/Au})

E^\circ_{\text{celda}} = 0,00 \text{ V} - (1,52 \text{ V}) = -1,52 \text{ V}

Dado que el potencial estándar de la celda es negativo ( $E^\circ < 0$ ), la reacción entre el oro y el ácido clorhídrico no es espontánea. Por lo tanto, no se formarán burbujas de gas hidrógeno en la disolución si se utiliza un anillo de oro.