T7: Equilibrios redox · Potenciales de reducción y espontaneidad

T7: Equilibrios redox

Potenciales de reducción y espontaneidad

Teoría

2025 · Ordinaria · Suplente

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

a) Cuando se introduce un trozo de

\ce{Cu}

metálico en ácido nítrico (

\ce{HNO3}

), el

\ce{Cu}

pasa a la disolución como iones

\ce{Cu^2+}

.b) Al introducir

\ce{Ni}

metálico en una disolución de

\ce{Cu^2+}

, el

\ce{Ni}

se oxida a

\ce{Ni^2+}

.c) Si se añade

\ce{Ni}

metálico a una disolución de ácido nítrico, el

\ce{Ni}

no se oxida.d) El

\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 (

E^\circ_{pila} > 0

), lo que indica espontaneidad en condiciones estándar.

\text{Oxidación: } \ce{Cu -> Cu^2+ + 2e^-} \quad E^\circ_{ox} = -0,34\text{ V}

\text{Reducción: } \ce{NO3^- + 4H^+ + 3e^- -> NO + 2H2O} \quad E^\circ_{red} = +0,96\text{ V}

\text{Global: } \ce{3Cu + 2NO3^- + 8H^+ -> 3Cu^2+ + 2NO + 4H2O}

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

b) Verdadero. Para que el

\ce{Ni}

se oxide frente al

\ce{Cu^2+}

, el potencial de la reacción debe ser mayor que cero.

\text{Oxidación: } \ce{Ni -> Ni^2+ + 2e^-} \quad E^\circ_{ox} = +0,25\text{ V}

\text{Reducción: } \ce{Cu^2+ + 2e^- -> Cu} \quad E^\circ_{red} = +0,34\text{ V}

\text{Global: } \ce{Ni + Cu^2+ -> Ni^2+ + Cu}

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

c) Falso. El

\ce{Ni}

tiene un potencial de reducción menor que el del ácido nítrico, por lo que el ácido podrá oxidarlo.

\text{Oxidación: } \ce{Ni -> Ni^2+ + 2e^-} \quad E^\circ_{ox} = +0,25\text{ V}

\text{Reducción: } \ce{NO3^- + 4H^+ + 3e^- -> NO + 2H2O} \quad E^\circ_{red} = +0,96\text{ V}

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

d) Verdadero. El poder oxidante de una especie es mayor cuanto más elevado sea su potencial normal de reducción (

E^\circ_{red}

E^\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 ( $\ce{NO3^-}$ 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.