T7: Equilibrios redox · Celdas galvánicas y potenciales de reducción

Celdas galvánicas y potenciales de reducción

Teoría

2017 · Ordinaria · Reserva

A partir de los siguientes datos: $E^\circ(\ce{Cl2/Cl-})=1,36\text{ V}$ ; $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn})=-0,76\text{ V}$ ; $E^\circ(\ce{Fe^3+/Fe^2+})=0,77\text{ V}$ ; $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu})=0,34\text{ V}$ . $E^\circ(\ce{H+/H2})=0,0\text{ V}$ .

a) Indique, razonando la respuesta, si el

\ce{Cl2}

puede o no oxidar el catión

\ce{Fe(II)}

\ce{Fe(III)}

.b) Calcule la fuerza electromotriz (

\Delta E^\circ

) de la siguiente pila:

\ce{Zn(s) | Zn^2+(ac) || H+(ac) | H2(g) | Pt}

.c) Si el voltaje de la siguiente pila:

\ce{Cd(s) | Cd^2+(ac) || Cu^2+(ac) | Cu(s)}

, es

\Delta E^\circ=0,743\text{V}

, ¿Cuál es el valor del potencial de reducción estándar del electrodo

\ce{Cd^2+/Cd}

potencial estándarfuerza electromotriz

a) El

\ce{Cl2}

actúa como agente oxidante, reduciéndose, mientras que el

\ce{Fe^2+}

se oxida a

\ce{Fe^3+}

. Las semirreacciones y sus potenciales de reducción estándar son:

\text{Oxidación (ánodo): }

\ce{Fe^2+(ac) -> Fe^3+(ac) + e-}

\quad E_{\text{oxidación}}^\circ = -E^\circ(

\ce{Fe^3+/Fe^2+}

) = -0,77\text{ V}

\text{Reducción (cátodo): }

\ce{Cl2(g) + 2e- -> 2Cl-(ac)}

\quad E_{\text{reducción}}^\circ = E^\circ(

\ce{Cl2/Cl-}

) = 1,36\text{ V}

La reacción global para que el $\ce{Cl2}$ oxide al $\ce{Fe^2+}$ es:

\ce{2Fe^2+(ac) + Cl2(g) -> 2Fe^3+(ac) + 2Cl-(ac)}

La diferencia de potencial estándar de la reacción es el potencial del reductor menos el potencial del oxidante, o lo que es lo mismo, la resta de los potenciales de reducción:

\Delta E^\circ = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}

\Delta E^\circ = E^\circ(\ce{Cl2/Cl-}) - E^\circ(\ce{Fe^3+/Fe^2+})

\Delta E^\circ = 1,36\text{ V} - 0,77\text{ V} = 0,59\text{ V}

Dado que el valor de $\Delta E^\circ$ es positivo ( $0,59 \text{ V} > 0$ ), la reacción es espontánea y el $\ce{Cl2}$ sí puede oxidar el catión $\ce{Fe(II)}$ a $\ce{Fe(III)}$ .

b) La notación de la pila es

\ce{Zn(s) | Zn^2+(ac) || H+(ac) | H2(g) | Pt}

El electrodo de la izquierda ( $\ce{Zn/Zn^2+}$ ) es el ánodo (donde ocurre la oxidación) y el de la derecha ( $\ce{H+/H2}$ ) es el cátodo (donde ocurre la reducción).

\text{Ánodo (oxidación): }

\ce{Zn(s) -> Zn^2+(ac) + 2e-}

\text{Cátodo (reducción): }

\ce{2H+(ac) + 2e- -> H2(g)}

Los potenciales de reducción estándar son:

E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0,76\text{ V}

E^\circ(\ce{H+/H2}) = 0,0\text{ V}

La fuerza electromotriz de la pila ( $\Delta E^\circ$ ) se calcula como la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el del ánodo:

\Delta E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}

\Delta E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ(\ce{H+/H2}) - E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn})

\Delta E^\circ_{\text{pila}} = 0,0\text{ V} - (-0,76\text{ V}) = 0,76\text{ V}

c) La pila es

\ce{Cd(s) | Cd^2+(ac) || Cu^2+(ac) | Cu(s)}

y su voltaje es

\Delta E^\circ = 0,743\text{ V}

En esta pila, el electrodo de cadmio ( $\ce{Cd/Cd^2+}$ ) actúa como ánodo (oxidación) y el electrodo de cobre ( $\ce{Cu^2+/Cu}$ ) actúa como cátodo (reducción).El potencial de reducción estándar del cobre es $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = 0,34\text{ V}$ .Aplicamos la fórmula para la fuerza electromotriz de una pila:

\Delta E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}

0,743\text{ V} = E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) - E^\circ(\ce{Cd^2+/Cd})

0,743\text{ V} = 0,34\text{ V} - E^\circ(\ce{Cd^2+/Cd})

Despejamos el potencial de reducción estándar del cadmio:

E^\circ(\ce{Cd^2+/Cd}) = 0,34\text{ V} - 0,743\text{ V}

E^\circ(\ce{Cd^2+/Cd}) = -0,403\text{ V}