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T7: Equilibrios redox
Potenciales de reducción y espontaneidad
Teoría
2017 · Ordinaria · Titular
3A
Examen

Utilizando los datos que se facilitan, indique razonadamente, si:

a) El Mg(s)\ce{Mg(s)} desplazará al PbX2+\ce{Pb^{2+}} en disolución acuosa.b) El Sn(s)\ce{Sn(s)} reaccionará con una disolución acuosa de HCl\ce{HCl} 1 M1 \text{ M} disolviéndose.c) El SOX4X2−\ce{SO4^{2-}} oxidará al SnX2+\ce{Sn^{2+}} en disolución ácida a SnX4+\ce{Sn^{4+}}.

Datos: E∘(MgX2+/Mg)=−2,356 VE^\circ(\ce{Mg^{2+}/Mg}) = -2,356 \text{ V}; E∘(PbX2+/Pb)=−0,125 VE^\circ(\ce{Pb^{2+}/Pb}) = -0,125 \text{ V}; E∘(SnX4+/SnX2+)=+0,154 VE^\circ(\ce{Sn^{4+}/Sn^{2+}}) = +0,154 \text{ V}; E∘(SnX2+/Sn)=−0,137 VE^\circ(\ce{Sn^{2+}/Sn}) = -0,137 \text{ V}; E∘(SOX4X2− / SOX2(g))=+0,170 VE^\circ(\ce{SO4^{2-} / SO2(g)}) = +0,170 \text{ V}; E∘(HX+/HX2)=0,0 VE^\circ(\ce{H+/H2}) = 0,0 \text{ V}.

RedoxPotencial de reducción
a) Verdadero. El Mg(s)\ce{Mg(s)} desplazará al PbX2+\ce{Pb^{2+}} en disolución acuosa.

Para que el Mg(s)\ce{Mg(s)} desplace al PbX2+\ce{Pb^{2+}}, el Mg\ce{Mg} debe oxidarse y el PbX2+\ce{Pb^{2+}} debe reducirse. Las semirreacciones involucradas son:

Mg(s)→MgX2+(aq)+2 eX−Eoxidacioˊn∘=−E∘(MgX2+/Mg)=−(−2,356 V)=+2,356 V\ce{Mg(s) -> Mg^{2+}(aq) + 2e-} \quad E^\circ_{\text{oxidación}} = -E^\circ(\ce{Mg^{2+}/Mg}) = -(-2,356 \text{ V}) = +2,356 \text{ V}
PbX2+(aq)+2 eX−→Pb(s)Ereduccioˊn∘=E∘(PbX2+/Pb)=−0,125 V\ce{Pb^{2+}(aq) + 2e- -> Pb(s)} \quad E^\circ_{\text{reducción}} = E^\circ(\ce{Pb^{2+}/Pb}) = -0,125 \text{ V}

La reacción global es:

Mg(s)+PbX2+(aq)→MgX2+(aq)+Pb(s)\ce{Mg(s) + Pb^{2+}(aq) -> Mg^{2+}(aq) + Pb(s)}

El potencial estándar de la celda es la suma de los potenciales de oxidación y reducción:

Ecelda∘=Eoxidacioˊn∘(Mg/MgX2+)+Ereduccioˊn∘(PbX2+/Pb)=(+2,356 V)+(−0,125 V)=+2,231 VE^\circ_{\text{celda}} = E^\circ_{\text{oxidación}}(\ce{Mg/Mg^{2+}}) + E^\circ_{\text{reducción}}(\ce{Pb^{2+}/Pb}) = (+2,356 \text{ V}) + (-0,125 \text{ V}) = +2,231 \text{ V}

Dado que el potencial de celda estándar es positivo (Ecelda∘>0E^\circ_{\text{celda}} > 0), la reacción es espontánea en las condiciones estándar, lo que significa que el Mg(s)\ce{Mg(s)} desplazará al PbX2+\ce{Pb^{2+}} de la disolución.

b) Verdadero. El Sn(s)\ce{Sn(s)} reaccionará con una disolución acuosa de HCl\ce{HCl} 1 M1 \text{ M} disolviéndose.

La reacción de Sn(s)\ce{Sn(s)} con HCl\ce{HCl} implica la oxidación del Sn\ce{Sn} y la reducción de los iones HX+\ce{H+}. Las semirreacciones son:

Sn(s)→SnX2+(aq)+2 eX−Eoxidacioˊn∘=−E∘(SnX2+/Sn)=−(−0,137 V)=+0,137 V\ce{Sn(s) -> Sn^{2+}(aq) + 2e-} \quad E^\circ_{\text{oxidación}} = -E^\circ(\ce{Sn^{2+}/Sn}) = -(-0,137 \text{ V}) = +0,137 \text{ V}
2 HX+(aq)+2 eX−→HX2(g)Ereduccioˊn∘=E∘(HX+/HX2)=0,0 V\ce{2H+(aq) + 2e- -> H2(g)} \quad E^\circ_{\text{reducción}} = E^\circ(\ce{H+/H2}) = 0,0 \text{ V}

La reacción global es:

Sn(s)+2 HX+(aq)→SnX2+(aq)+HX2(g)\ce{Sn(s) + 2H+(aq) -> Sn^{2+}(aq) + H2(g)}

El potencial estándar de la celda es:

Ecelda∘=Eoxidacioˊn∘(Sn/SnX2+)+Ereduccioˊn∘(HX+/HX2)=(+0,137 V)+(0,0 V)=+0,137 VE^\circ_{\text{celda}} = E^\circ_{\text{oxidación}}(\ce{Sn/Sn^{2+}}) + E^\circ_{\text{reducción}}(\ce{H+/H2}) = (+0,137 \text{ V}) + (0,0 \text{ V}) = +0,137 \text{ V}

Dado que el potencial de celda estándar es positivo (Ecelda∘>0E^\circ_{\text{celda}} > 0), la reacción es espontánea. Por lo tanto, el Sn(s)\ce{Sn(s)} reaccionará con el HCl\ce{HCl} y se disolverá.

c) Verdadero. El SOX4X2−\ce{SO4^{2-}} oxidará al SnX2+\ce{Sn^{2+}} en disolución ácida a SnX4+\ce{Sn^{4+}}.

Para que el SOX4X2−\ce{SO4^{2-}} oxide al SnX2+\ce{Sn^{2+}} a SnX4+\ce{Sn^{4+}}, el SnX2+\ce{Sn^{2+}} debe oxidarse y el SOX4X2−\ce{SO4^{2-}} debe reducirse. Las semirreacciones son:

SnX2+(aq)→SnX4+(aq)+2 eX−Eoxidacioˊn∘=−E∘(SnX4+/SnX2+)=−(+0,154 V)=−0,154 V\ce{Sn^{2+}(aq) -> Sn^{4+}(aq) + 2e-} \quad E^\circ_{\text{oxidación}} = -E^\circ(\ce{Sn^{4+}/Sn^{2+}}) = -(+0,154 \text{ V}) = -0,154 \text{ V}
SOX4X2−(aq)+4 HX+(aq)+2 eX−→SOX2(g)+2 HX2O(l)Ereduccioˊn∘=E∘(SOX4X2− / SOX2(g))=+0,170 V\ce{SO4^{2-}(aq) + 4H+(aq) + 2e- -> SO2(g) + 2H2O(l)} \quad E^\circ_{\text{reducción}} = E^\circ(\ce{SO4^{2-} / SO2(g)}) = +0,170 \text{ V}

La reacción global es:

SOX4X2−(aq)+SnX2+(aq)+4 HX+(aq)→SOX2(g)+SnX4+(aq)+2 HX2O(l)\ce{SO4^{2-}(aq) + Sn^{2+}(aq) + 4H+(aq) -> SO2(g) + Sn^{4+}(aq) + 2H2O(l)}

El potencial estándar de la celda es:

Ecelda∘=Eoxidacioˊn∘(SnX2+/SnX4+)+Ereduccioˊn∘(SOX4X2−/SOX2)=(−0,154 V)+(+0,170 V)=+0,016 VE^\circ_{\text{celda}} = E^\circ_{\text{oxidación}}(\ce{Sn^{2+}/Sn^{4+}}) + E^\circ_{\text{reducción}}(\ce{SO4^{2-}/SO2}) = (-0,154 \text{ V}) + (+0,170 \text{ V}) = +0,016 \text{ V}

Dado que el potencial de celda estándar es positivo (Ecelda∘>0E^\circ_{\text{celda}} > 0), la reacción es espontánea. Por lo tanto, el SOX4X2−\ce{SO4^{2-}} oxidará al SnX2+\ce{Sn^{2+}} a SnX4+\ce{Sn^{4+}} en disolución ácida.