T7: Equilibrios redox

Potenciales de reducción

Teoría

2021 · Extraordinaria · Reserva

Indique razonadamente si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Una cucharilla de aluminio se disuelve al introducirla en una disolución de

\ce{CuSO4}

b) Las disoluciones acuosas de

\ce{Fe^{2+}}

no son estables y se oxidan en presencia de oxígeno.c) El cobre no reacciona con

\ce{HCl}

, pero sí con

\ce{HNO3}

Datos: $E^\circ(\ce{Al^{3+}/Al}) = -1,66 \text{ V}; E^\circ(\ce{Cu^{2+}/Cu}) = 0,34 \text{ V}; E^\circ(\ce{Fe^{3+}/Fe^{2+}}) = 0,77 \text{ V}; E^\circ(\ce{O2/H2O}) = 1,23 \text{ V}; E^\circ(\ce{H+/H2}) = 0,00 \text{ V}; E^\circ(\ce{NO3^{-}/NO2}) = 0,80 \text{ V}$

EspontaneidadPotencial normal de reducción

a) Verdadero. Para que la cucharilla de aluminio se disuelva, debe producirse la oxidación espontánea del ÎAl(s)Î¯ a ÎAl^{3+}(aq)Î¯ frente a la reducción de los iones ÎCu^{2+}(aq)Î¯ presentes en la disolución.

\begin{aligned} &\text{Anodo (oxidaci\text{ó}n): } \ce{Al(s) -> Al^{3+}(aq) + 3e-} & E^\circ_{\text{ox}} = 1,66 \text{ V} \\ &\text{C\u00e1todo (reducci\text{ó}n): } \ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- -> Cu(s)} & E^\circ_{\text{red}} = 0,34 \text{ V} \\ &\text{Reacci\text{ó}n global: } \ce{2Al(s) + 3Cu^{2+}(aq) -> 2Al^{3+}(aq) + 3Cu(s)} & E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cat}} + E^\circ_{\text{ox}} \end{aligned}

El potencial de la reacción es $E^\circ_{\text{pila}} = 0,34 \text{ V} + 1,66 \text{ V} = 2,00 \text{ V}$ . Dado que $E^\circ_{\text{pila}} > 0$ , entonces $\Delta G^\circ < 0$ , lo que indica que el proceso es espontáneo y la cucharilla se disolverá.

b) Verdadero. La inestabilidad de las disoluciones de ÎFe^{2+}Î¯ en presencia de oxígeno se debe a la posibilidad de una reacción redox espontánea donde el hierro se oxida a ÎFe^{3+}Î¯ y el oxígeno se reduce.

\begin{aligned} &\text{Anodo (oxidaci\text{ó}n): } \ce{Fe^{2+}(aq) -> Fe^{3+}(aq) + e-} & E^\circ_{\text{ox}} = -0,77 \text{ V} \\ &\text{C\u00e1todo (reducci\text{ó}n): } \ce{O2(g) + 4H+(aq) + 4e- -> 2H2O(l)} & E^\circ_{\text{red}} = 1,23 \text{ V} \\ &\text{Reacci\text{ó}n global: } \ce{4Fe^{2+}(aq) + O2(g) + 4H+(aq) -> 4Fe^{3+}(aq) + 2H2O(l)} & E^\circ_{\text{pila}} = 1,23 - 0,77 \end{aligned}

Calculando el potencial: $E^\circ_{\text{pila}} = 0,46 \text{ V}$ . Al ser $E^\circ_{\text{pila}} > 0$ , la reacción es espontánea ( $\Delta G^\circ < 0$ ), lo que confirma que el ÎFe^{2+}Î¯ se oxida fácilmente a ÎFe^{3+}Î¯ en contacto con el aire.

c) Verdadero. El ÎCuÎ¯ tiene un potencial de reducción (

E^\circ = 0,34 \text{ V}

) mayor que el del electrodo de hidrógeno (

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

), por lo que el ÎH^+Î¯ del ÎHClÎ¯ no puede oxidar al cobre.

\ce{Cu + 2H+ -> Cu^{2+} + H2}

\quad E^\circ_{\text{pila}} = 0,00 - 0,34 = -0,34 \text{ V} < 0 \text{ (no espont\u00e1nea)}

Sin embargo, el ÎHNO3Î¯ contiene el anión ÎNO3^-Î¯, que es un agente oxidante más fuerte que el ÎH^+Î¯. Comparando los potenciales de la reacción con el ÎNO3^-Î¯:

\ce{Cu + 2NO3^- + 4H+ -> Cu^{2+} + 2NO2 + 2H2O} \quad E^\circ_{\text{pila}} = 0,80 - 0,34 = 0,46 \text{ V} > 0

Dado que en este caso $E^\circ_{\text{pila}} > 0$ y $\Delta G^\circ < 0$ , la reacción del cobre con el ácido nítrico sí es espontánea.