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T7: Equilibrios redox
Potenciales de reducción y espontaneidad
Teoría
2019 · Extraordinaria · Reserva
3A
Examen

Explique, mediante las correspondientes reacciones, qué sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro(II) se introduce una lámina de:

a) Cobalto.b) Zinc.c) ¿Y si la disolución fuese de nitrato de hierro(II)?

Potenciales estándar de reducción: E∘(FeX2+/Fe)=−0,40 VE^\circ(\ce{Fe^2+/Fe}) = -0,40 \text{ V}; E∘(CoX2+/Co)=−0,28 VE^\circ(\ce{Co^2+/Co}) = -0,28 \text{ V}; E∘(ZnX2+/Zn)=−0,76 VE^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0,76 \text{ V}.

RedoxPotencial estándar
a) Cobalto en disolución de sulfato de hierro(II). Los potenciales de reducción estándar son: E∘(FeX2+/Fe)=−0,40 VE^\circ(\ce{Fe^2+/Fe}) = -0,40 \text{ V} E∘(CoX2+/Co)=−0,28 VE^\circ(\ce{Co^2+/Co}) = -0,28 \text{ V} Para que la reacción sea espontánea, el metal introducido (Co\ce{Co}) debe ser un mejor reductor que el metal de la disolución (Fe\ce{Fe}). Es decir, Co\ce{Co} debe oxidarse y FeX2+\ce{Fe^2+} debe reducirse. Semirreacción de oxidación (ánodo): Co(s)→CoX2+(aq)+2 eX−\ce{Co(s) -> Co^2+(aq) + 2e-} Semirreacción de reducción (cátodo): FeX2+(aq)+2 eX−→Fe(s)\ce{Fe^2+(aq) + 2e- -> Fe(s)} El potencial de celda se calcula como Ecelda∘=Ereduccioˊn∘−Eoxidacioˊn∘E^\circ_{celda} = E^\circ_{reducción} - E^\circ_{oxidación} (donde los potenciales son de reducción). En este caso, Ecelda∘=E∘(FeX2+/Fe)−E∘(CoX2+/Co)=−0,40 V−(−0,28 V)=−0,12 VE^\circ_{celda} = E^\circ(\ce{Fe^2+/Fe}) - E^\circ(\ce{Co^2+/Co}) = -0,40 \text{ V} - (-0,28 \text{ V}) = -0,12 \text{ V}. Dado que el potencial de celda estándar es negativo (Ecelda∘<0E^\circ_{celda} < 0), la reacción no es espontánea en la dirección propuesta. Por lo tanto, no se produce ninguna reacción significativa cuando se introduce una lámina de cobalto en una disolución de sulfato de hierro(II).b) Zinc en disolución de sulfato de hierro(II). Los potenciales de reducción estándar son: E∘(FeX2+/Fe)=−0,40 VE^\circ(\ce{Fe^2+/Fe}) = -0,40 \text{ V} E∘(ZnX2+/Zn)=−0,76 VE^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0,76 \text{ V} Para que la reacción sea espontánea, el metal introducido (Zn\ce{Zn}) debe oxidarse y las iones de la disolución (FeX2+\ce{Fe^2+}) deben reducirse. Semirreacción de oxidación (ánodo): Zn(s)→ZnX2+(aq)+2 eX−\ce{Zn(s) -> Zn^2+(aq) + 2e-} Semirreacción de reducción (cátodo): FeX2+(aq)+2 eX−→Fe(s)\ce{Fe^2+(aq) + 2e- -> Fe(s)} El potencial de celda es Ecelda∘=E∘(FeX2+/Fe)−E∘(ZnX2+/Zn)=−0,40 V−(−0,76 V)=+0,36 VE^\circ_{celda} = E^\circ(\ce{Fe^2+/Fe}) - E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0,40 \text{ V} - (-0,76 \text{ V}) = +0,36 \text{ V}. Dado que el potencial de celda estándar es positivo (Ecelda∘>0E^\circ_{celda} > 0), la reacción es espontánea. El zinc se oxidará a iones ZnX2+\ce{Zn^2+} y los iones FeX2+\ce{Fe^2+} se reducirán a hierro metálico, que se depositará sobre la lámina de zinc. La reacción global es: Zn(s)+FeX2+(aq)→ZnX2+(aq)+Fe(s)\ce{Zn(s) + Fe^2+(aq) -> Zn^2+(aq) + Fe(s)}c) ¿Y si la disolución fuese de nitrato de hierro(II)? El ion nitrato (NOX3X−\ce{NO3-}) es un ion espectador en estas condiciones y no participa en las reacciones redox de los metales y el ion hierro(II). La identidad del anión de la sal (sulfato o nitrato) no influye en la capacidad del FeX2+\ce{Fe^2+} para ser reducido ni en la capacidad de los metales Co\ce{Co} o Zn\ce{Zn} para oxidarse, siempre que el anión no sea un agente oxidante o reductor en sí mismo bajo las condiciones dadas. Por lo tanto, los resultados serían los mismos que en los apartados a) y b). Es decir, si la disolución fuese de nitrato de hierro(II): - Al introducir una lámina de cobalto, no ocurriría reacción espontánea. - Al introducir una lámina de zinc, el zinc se oxidaría y el FeX2+\ce{Fe^2+} se reduciría a Fe\ce{Fe} metálico, con la misma reacción global y potencial de celda positivo.