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T7: Equilibrios redox
Potenciales de reducción y espontaneidad
Teoría
2025 · Ordinaria · Suplente
2A
Examen

Dados los siguientes potenciales normales de reducción: E∘(CuX2+/Cu)=+0,34 VE^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0,34\text{ V}; E∘(NiX2+/Ni)=−0,25 VE^\circ(\ce{Ni^2+/Ni}) = -0,25\text{ V}; E∘(HNOX3/NO)=+0,96 VE^\circ(\ce{HNO3/NO}) = +0,96\text{ V}. Razone cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Cuando se introduce un trozo de Cu\ce{Cu} metálico en ácido nítrico (HNOX3\ce{HNO3}), el Cu\ce{Cu} pasa a la disolución como iones CuX2+\ce{Cu^2+}.b) Al introducir Ni\ce{Ni} metálico en una disolución de CuX2+\ce{Cu^2+}, el Ni\ce{Ni} se oxida a NiX2+\ce{Ni^2+}.c) Si se añade Ni\ce{Ni} metálico a una disolución de ácido nítrico, el Ni\ce{Ni} no se oxida.d) El HNOX3\ce{HNO3} es la especie más oxidante.
Equilibrios redoxPotencial de reducción
a) Verdadero. El proceso ocurre si el potencial total de la celda es positivo (Epila∘>0E^\circ_{pila} > 0), lo que indica espontaneidad en condiciones estándar.
Oxidacioˊn: Cu→CuX2++2 eX−Eox∘=−0,34 V\text{Oxidación: } \ce{Cu -> Cu^2+ + 2e^-} \quad E^\circ_{ox} = -0,34\text{ V}
Reduccioˊn: NOX3X−+4 HX++3 eX−→NO+2 HX2OEred∘=+0,96 V\text{Reducción: } \ce{NO3^- + 4H^+ + 3e^- -> NO + 2H2O} \quad E^\circ_{red} = +0,96\text{ V}
Global: 3 Cu+2 NOX3X−+8 HX+→3 CuX2++2 NO+4 HX2O\text{Global: } \ce{3Cu + 2NO3^- + 8H^+ -> 3Cu^2+ + 2NO + 4H2O}

El potencial total es Epila∘=Ered∘+Eox∘=0,96 V−0,34 V=0,62 VE^\circ_{pila} = E^\circ_{red} + E^\circ_{ox} = 0,96\text{ V} - 0,34\text{ V} = 0,62\text{ V}. Al ser Epila∘>0E^\circ_{pila} > 0, la reacción es espontánea y el Cu\ce{Cu} se oxida a CuX2+\ce{Cu^2+} pasando a la disolución.

b) Verdadero. Para que el Ni\ce{Ni} se oxide frente al CuX2+\ce{Cu^2+}, el potencial de la reacción debe ser mayor que cero.
Oxidacioˊn: Ni→NiX2++2 eX−Eox∘=+0,25 V\text{Oxidación: } \ce{Ni -> Ni^2+ + 2e^-} \quad E^\circ_{ox} = +0,25\text{ V}
Reduccioˊn: CuX2++2 eX−→CuEred∘=+0,34 V\text{Reducción: } \ce{Cu^2+ + 2e^- -> Cu} \quad E^\circ_{red} = +0,34\text{ V}
Global: Ni+CuX2+→NiX2++Cu\text{Global: } \ce{Ni + Cu^2+ -> Ni^2+ + Cu}

Calculando el potencial: Epila∘=0,34 V+0,25 V=0,59 VE^\circ_{pila} = 0,34\text{ V} + 0,25\text{ V} = 0,59\text{ V}. Dado que Epila∘>0E^\circ_{pila} > 0, el níquel metálico reduce a los iones cobre (II) de forma espontánea.

c) Falso. El Ni\ce{Ni} tiene un potencial de reducción menor que el del ácido nítrico, por lo que el ácido podrá oxidarlo.
Oxidacioˊn: Ni→NiX2++2 eX−Eox∘=+0,25 V\text{Oxidación: } \ce{Ni -> Ni^2+ + 2e^-} \quad E^\circ_{ox} = +0,25\text{ V}
Reduccioˊn: NOX3X−+4 HX++3 eX−→NO+2 HX2OEred∘=+0,96 V\text{Reducción: } \ce{NO3^- + 4H^+ + 3e^- -> NO + 2H2O} \quad E^\circ_{red} = +0,96\text{ V}

El potencial de este proceso es Epila∘=0,96 V+0,25 V=1,21 VE^\circ_{pila} = 0,96\text{ V} + 0,25\text{ V} = 1,21\text{ V}. Como Epila∘>0E^\circ_{pila} > 0, la reacción es espontánea y el Ni\ce{Ni} sí se oxida.

d) Verdadero. El poder oxidante de una especie es mayor cuanto más elevado sea su potencial normal de reducción (Ered∘E^\circ_{red}).
E∘(NOX3X−/NO)=+0,96 V>E∘(CuX2+/Cu)=+0,34 V>E∘(NiX2+/Ni)=−0,25 VE^\circ(\ce{NO3^-/NO}) = +0,96\text{ V} > E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0,34\text{ V} > E^\circ(\ce{Ni^2+/Ni}) = -0,25\text{ V}

Al comparar los valores proporcionados, el sistema del ácido nítrico (NOX3X−\ce{NO3^-} en medio ácido) posee el mayor potencial de reducción, lo que lo convierte en la especie con mayor tendencia a captar electrones y, por tanto, en el oxidante más fuerte.