10.- espontaneidad de los procesos redox

UNIDAD DIDÁCTICA 8: REDOX (2ª PARTE)

APARTADO 10.- ESPONTANEIDAD DE LOS PROCESOS REDOX

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

1

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 8

REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN

PARTE 2: ELECTROQUÍMICA

10.- ESPONTANEIDAD DE LOS PROCESOS REDOX

ESTUDIA / APRENDE

La forma de calcular la f.e.m. de una pila a partir de los potenciales normales de cada

electrodo.

La determinación de la espontaneidad (f.e.m. de la pila positiva) o no espontaneidad (f.e.m.

negativa) de una reacción redox en el sentido indicado.

El valor y el significado de la Constante de Faraday.

La utilización de la Energía Libre de Gibbs.

A predecir el comportamiento de las diferentes especies químicas en cuanto a su capacidad

de oxidar o reducir según sea su potencial normal de reducción.

El signo y el valor de la f.e.m. de una reacción redox nos indica la tendencia del sistema a reaccionar de igual forma que nos lo permitía averiguar la variación de la Energía Libre de Gibbs.

Si la f.e.m. es positiva significa que la reacción es espontánea en el sentido indicado, mientras que si es negativa no lo es.

En consecuencia, cuando se nos da la representación de una pila podremos determinar si la expresión de la misma es correcta (la reacción es espontánea) o no (la reacción se produciría en sentido contrario), basta con calcular la f.e.m. de la pila y seguir el criterio de espontaneidad indicado anteriormente.

Como ya vimos la f.e.m. normal de una pila se puede calcular a partir de los potenciales normales de electrodo:

E0pila = E0

cátodo(RED) – E0ánodo(RED)

Si al representar la pila el valor de la misma es positiva (potencial de reducción de la semirreacción del cátodo menos potencial de reducción de la semirreacción del ánodo) significa que la reacción, tal y como la hemos escrito, es espontánea (hemos acertado en su forma de escribirla). Si, por el contrario, el resultado es negativo significa que la reacción en la pila no es espontánea y que, por tanto, se da la reacción inversa (los electrodos actúan de forma inversa a como los habíamos escrito).

Cuando se produce una corriente eléctrica se produce un transporte de electrones, cada uno de los cuales

tiene una carga eléctrica igual a 1,610–19 culombios. Es evidente que este valor es muy pequeño en comparación a la carga total que supone sumar la carga que transportan los innumerables electrones que se desplazan en un proceso redox.

Por ello utilizamos un valor constante que nos indica la carga que transporta un mol de electrones (el nº de Avogadro de e–). A este valor lo llamamos CONSTANTE DE FARADAY (F) y equivale a 96500C.

1mol de electrones transporta una carga total de 96500 culombios: F = 96500 C.

Una pila es un proceso espontáneo y por tanto la variación de energía libre de Gibbs (entalpía libre) ∆G0 tiene que tener valor negativo, mientras que hemos visto que el valor de E0

pila es positivo.

En general, para un proceso en el que se intercambian z electrones, se puede escribir que:

∆G0 = – z · F · E0pila

Tenemos que darnos cuenta del signo “menos” que permite que las dos magnitudes tengan signo diferentes.




2

EJEMPLOS

Determina si el cinc puede reducir a los cationes plata.

Datos. Potenciales estándar de reducción: Zn2+/Zn = –0,76 V; Ag+/Ag = +0,80 V.

Las semirreacciones que se producen son:

Ánodo (oxidación): Zn Zn2+ + 2e–; E0ánodo = –0,76V

Cátodo (reducción): Ag+ + 1e– Ag; E0cátodo = +0,80V

Reacción global: (Zn Zn2+ + 2e–) + 2 · (Ag+ + 1e– Ag)

Por lo que la reacción global queda: Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag;

E0pila = E0

cátodo – E0ánodo = 0,80 – (–0,76) = +1,56V

E0pila > 0, la reacción indicada es espontánea y el cinc es capaz de reducir a los iones Ag+.

¿Se podrá oxidar a los iones fluoruro con gas cloro?

La pregunta es si es posible la reacción Cl2 + 2F– F2 + 2Cl–; es decir, saber si el gas cloro puede reducirse a iones cloruro para así oxidar a los iones fluoruro a gas flúor.

Para responder a esta pregunta consultamos la tabla de los potenciales normales de reducción y miramos cuáles son los del cloro y del fluor:

E0 (Cl2/Cl–) = +1,36V; E0 (F2/F–) = +2,87V

Para que la reacción fuera espontánea, se tendría que dar que el potencial de reducción de la pila fuera positivo:

Ánodo (oxidación): F2(g) + 2e– 2F–(aq); E0ánodo = + 2,87V

Cátodo (reducción): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq); E0cátodo = +1,36V

Reacción global: Cl2 + 2F– F2 + 2Cl–; E0pila = E0

cátodo – E0ánodo = 1,36 – 2,87 = –1,51V

Como el criterio de espontaneidad obliga a que sea E0 > 0, la reacción en el sentido indicado no es la espontánea.

Por tanto, la reacción espontánea es la oxidación de los iones cloruro con flúor:

F2 + 2Cl– Cl2 + 2F–

EJERCICIOS RESUELTOS

Deduce razonadamente por qué el hierro(II) puede ser oxidado en medio ácido a hierro(III) por el ion nitrato, y, sin embargo, este mismo ion no puede oxidar al oro en su estado elemental a oro(III). Escribe el proceso en cada caso.

Datos: Potenciales estándar de reducción: NO3–/NO = 0,96V; Fe3+/Fe2+ = +0,77V; Au3+/Au = 1,50 V.

En el primer caso, al ser el potencial de reducción del sistema NO3–/NO mayor que el del sistema Fe3+/Fe2+,

el ion nitrato experimentará la reducción, obligando al ion Fe(II) a oxidarse. Sin embargo, en el segundo caso, el mayor potencial de reducción lo tiene el sistema Au3+/Au, por lo que el ion nitrato no podrá oxidar al oro en su estado elemental a oro(III).

La semirreacciones, el proceso global y el potencial de la reacción de oxidación del hierro son:

Para el primer proceso tendríamos:

Oxidación: Fe2+ Fe3+ + 1e–; E0 = +0,77V

Reducción: NO3– + 4H+ +3e– NO + 2H2O; E0 = +0,96V

Reacción global: 3 · (Fe2+ Fe3+ + 1e–) + NO3– + 4H+ +3e– NO + 2H2O

Que queda: 3Fe2+ + NO3– + 4H+ 3Fe3+ + NO + 2H2O

Potencial: E0 = E0(NO3–/NO) – E0 (Fe3+/Fe2+)= 0,96 – 0,77 = +0,19V




3

Según lo expuesto anteriormente, al ser E0 > 0, la reacción tendrá lugar espontáneamente.

En el segundo caso, las semirreacciones, proceso global y potencial de este son:

Oxidación: Au Au3+ + 3e–; E0 = +1,50V

Reducción: NO3– + 4H+ +3e– NO + 2H2O; E0 = +0,96V

Reacción global: Au + NO3– + 4H+ Au3+ + NO + 2H2O

Potencial: E0 = E0(NO3–/NO) – E0 (Au3+/Au)= 0,96 – 1,50 = –0,54V

Tal y como era de prever, ahora ocurre que E0 < 0, por lo que la reacción no tendrá lugar espontáneamente.

Decir si es espontánea en el sentido indicado la siguiente reacción redox:

Cl2 (g) + 2I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)

Datos: Potenciales estándar de reducción: I2/2I– = 0,54V; Cl2/2Cl– = 1,36V

La reacción dada es la suma de las dos semirreacciones siguientes:

Oxidación: 2I– (aq) + I2 (s) + 2e–

Reducción: Cl2 (g) + 2e– (aq) 2Cl– (aq)

La E0 de esta reacción es:

E0 = E0 (Cl2/Cl–) – E0 (I2/I–) = 1,36 V – 0,54 V = + 0,72 V > 0

Por tanto, la reacción es espontánea en el sentido dado, en el cual el cloro molecular se reduce (en el sentido contrario sería el yodo). Efectivamente, las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las del I2 ya que

E0 (Cl2/Cl–) > E0 (I2/I–)

Cuando reacciona ácido clorhídrico con cinc, se observa un desprendimiento espontáneo de hidrógeno, H2, mientras que la misma reacción pero con plata metálica no tiene lugar. ¿A qué es debido este comportamiento diferente?

Datos: Potenciales estándar de reducción: Zn2+/Zn = –0,76 V; Ag+/Ag = +0,80 V; 2 H+/H2 = 0,00 V.

La reacción del HCl con el Zn viene descrita por el proceso:

2 HCl + Zn ZnCl2 + H2

Que podemos considerar que es la suma de los dos procesos parciales:

Oxidación: Zn Zn2+ + 2e–; E0 = – 0,76V

Reducción: 2H+ +2e– H2; E0 = 0,00V

Reacción global: Zn + 2H+ Zn2+ + 2H2

Potencial: E0 = E0(2H+/H2) – E0 (Zn2+/Zn)= 0,00 – (–0,76) = + 0,76V

Como el criterio de espontaneidad obliga a que sea E0 > 0, la reacción tendrá lugar de manera espontánea.

En el segundo caso tendríamos:

Oxidación: Ag Ag+ + 1e–; E0 = + 0,80V

Reducción: 2H+ +2e– H2; E0 = 0,00V

Reacción global: 2Ag + 2H+ 2Ag+ + 2H2

Potencial: E0 = E0(2H+/H2) – E0 (Ag+/Ag)= 0,00 – 0,80 = – 0,80V

Ahora E0 < 0 y, por tanto, la reacción no será espontánea.




4

Escribe las reacción de pila y determina la f.e.m. que proporcionan las siguientes pilas a 250C:

Zn (s) Zn2+ (1 M) Ag+ (1 M) Ag (s)

Al (s) Al3+ (1 M) Sn2+ (1 M) Sn (s)

Datos: E0 (Zn2+/ Zn) = –0,76V; E0 (Ag+/ Ag) = +0,80V; E0 (Al3+/ Al); E0 (Sn2+/ Sn) = –0,14V

Todas las sustancias están en condiciones estándar, por tanto los potenciales de los electrodos son los correspondientes a sus potenciales normales E0.

a) Zn (s) Zn2+ (1 M) Ag+ (1 M) Ag (s)

Las semirreacciones que se producen en los electrodos son:

(–) Ánodo (oxidación): Zn (s) Zn2+ + 2e– E0ánodo = E0 (Zn2+/ Zn) = –0,76V

(+) Cátodo (reducción): Ag+ + 1e– Ag(s) E0cátodo = E0 (Ag+/ Ag) = +0,80V

Reacción global: Zn (s) (Zn2+ + 2e–) + 2 · (Ag+ + 1e– Ag(s)) Zn (s) + 2 Ag+ Zn2+ + 2Ag(s);

E0pila = E0

cátodo – E0ánodo = 0,80 – (–0,76) = +1,56V

b) Al (s) Al3+ (1 M) Sn2+ (1 M) Sn (s)


(–) Ánodo (oxidación): Al (s) Al3+ + 3e– E0ánodo = E0 (Al3+/ Al) = –1,67V

(+) Cátodo (reducción): Sn2+ + 2e– Sn(s) E0cátodo = E0 (Sn2+/ Sn) = –0,14V

______________________________________________________________________________________________________

Reacción global: 2·(Al (s) Al3+ + 3e–) + 3·( Sn2+ + 2e– Sn(s)) = 2Al (s) + 3 Sn2+ 2 Al3+ + 3 Sn(s);

E0pila = E0

cátodo – E0ánodo = –0,14 – (–1,67) = +1,53V

EJERCICIOS RESUELTOS DE SELECTIVIDAD

Considere los electrodos: Sn2+/Sn, MnO4−/Mn2+ (en medio ácido clorhídrico), Zn2+/Zn y Ce4+/Ce3+.

a) Razone qué dos electrodos forman la pila a la que corresponde el proceso con menor ∆G0.

b) Haga los cálculos pertinentes que le permitan razonar si un recipiente de zinc se deteriora al almacenar en él una disolución de KMnO4 en medio ácido.

c) Ajuste por el método del ion-electrón la ecuación iónica y molecular del proceso redox del apartado b).

Datos. E0 (V): Zn2+/Zn = −0,76; Sn2+/Sn = −0,14; MnO4−/Mn2+ = 1,51; Ce4+/Ce3+ = 1,61.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Septiembre 2020)

a) Como sabemos una pila es un proceso espontáneo y por tanto tiene que tener ∆G0 negativo, por lo que el de menor ∆G0 será el que tenga valor más negativo. Teniendo en cuenta que el valor absoluto de ∆G0 es

directamente proporcional al potencial de la pila E0pila, el ∆G0 de valor más negativo se alcanza con el par

de electrodos en el que el valor del potencial de la pila formado por ellos sea mayor. Es decir con los electrodos en el que la diferencia entre sus potenciales de reducción sea mayor. Esto sucede entre los electrodos Zn2+/Zn y Ce4+/Ce3+ que son el de menor y el de mayor potencial de reducción respectivamente.


(–) Ánodo (oxidación): Zn Zn2+ + 2e– E0ánodo = E0 (Zn2+/ Zn) = –0,76V

(+) Cátodo (reducción): Ce4+ + 1e– Ce3+ E0cátodo = E0 (Ce4+/ Ce3+) = +1,61V

______________________________________________________________________________________________________

Reacción global: (Zn Zn2+ + 2e–) + 2 · (Ce4+ + 1e– Ce3+) Zn (s) + 2 Ce4+ Zn2+ + 2 Ce3+;

E0pila = E0

cátodo – E0ánodo = 1,61 – (–0,76) = +2,37V

b) Para que el recipiente de zinc se deteriore tendría que oxidarse y por tanto el ion permanganato se tendría que reducir. Para saber si el proceso es o no espontáneo se determina el potencial de la pila, y si es positivo




5

el proceso es espontáneo, y si es negativo no lo es. En el cátodo se produce la reducción (MnO4−/Mn2+) y

en el ánodo la oxidación (Zn2+/Zn):

E0pila = E0

cátodo – E0ánodo = 1,51 – (–076) = +2,27V > 0.

Luego, el proceso es espontáneo y el recipiente se deterioraría.

c) Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

202

7 -2 22

4

El cinc en: Zn Zn se oxida

El manganeso en: MnO Mn se reduce

Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2

– 24

Zn Zn

MnO Mn

(oxida

(

ción)

Reducción)

Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Ya están ajustados.

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): 2

– 24 2

Zn Zn

MnO Mn 4H O

Ajuste de átomos de hidrógeno (añadiendo H+) 2

– 24 2

Zn Zn

MnO 8H Mn 4H O

Realizamos el balance de carga:

Ajuste de cargas de cada semirreacción (con electrones) 2

– 24 2

Zn Zn 2e

MnO 8H 5e Mn 4H O

Estas son las semirreacciones de oxidación y de reducción.

Realizamos el balance de carga con las dos semirreacciones obtenidas

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos

2

– 24 2

2

– 24 2

5 Zn Zn 2e

2 MnO 8H 5e Mn 4H O

5Zn Zn 10e

2MnO 16H 10e M

5

2 n 8H O

Sumamos las dos semirreacciones: – 2 2

4 2

– 2 24 2

5Zn 2MnO 16H 10e Zn 10e Mn 8H O

5Zn 2MnO 16

5 2

5 2H Zn Mn 8H O

(Ecuación iónica ajustada)

Para escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden. Teniendo en cuenta que el enunciado indica medio ácido clorhídrico:

4 2 2 25Zn 2KMnO 16HCl ZnCl MnCl 25 2 KCl 8H O

Hemos ajustado los iones K+ y los dos iones Cl–, que ni se oxidan ni se reducen en el KCl




6

Ajuste por el método del ion-electrón la reacción global molecular y calcule el potencial para los siguientes procesos redox:

a) Oxidación de cobre metálico con ácido nítrico, obteniéndose dióxido de nitrógeno.

b) Oxidación de zinc a ion Zn2+ con ácido clorhídrico.

Datos: E0 (Zn2+/ Zn) = –0,76V; E0 (Cu2+/Cu) = 0,34V; E0 (NO3−/NO2) = 0,80 V.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Junio 2019. Coincidentes)

3 3 2 2 2a) Cu HNO Cu(NO ) NO H O

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 2

3 3 2 2

1 2 2 20 5 5 4 2 1 22

23 3 2

Cu H ,NO Cu ,2NO NO H O

Cu H ,NO Cu ,2NO NO H O

2) Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

202

25 4 2

23

El cobre en: Cu Cu se oxida

El nitrógeno en: NO NO se reduce

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2

3 2

Cu Cu

N

(o

O NO

xida

(R

ción

educ

)

ción)

4) Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Están ajustados tanto el cobre como el nitrógeno.


3 2 2

Cu Cu

NO NO H O


3 2 2

Cu Cu

NO 2H NO H O

5) Realizamos el balance de carga:


3 2 2

Cu Cu 2e

NO 2H 1e NO H O

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos

2

3 2 2

2

3 2 2

Cu Cu 2e

2 NO 2H 1e NO H O

Cu Cu 2e

2NO 4H 2e N 2H2 O O

6) Sumamos las dos semirreacciones: 2

3 2 2

23 2 2

Cu 2NO 4H 2e Cu 2e NO 2H O

Cu 2NO 4

2

H Cu NO 2H O2


Si queremos escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden. Tenemos que observar en este caso que no todos los átomos de nitrógeno del HNO3 se reducen. Por dicha razón, el coeficiente del HNO3 hay que ajustarlo por tanteo: el número de H+ revela dicho coeficiente.




7

Ecuación química ('molecular') ajustada:

3 3 2 2 2

3 3 2 2 2

Cu HNO Cu(NO ) NO H O

Cu 4HNO Cu(NO ) 2NO 2H O

El potencial E0 de esta reacción es:

E0 = E0 (NO3−/NO2) – E0 (Cu2+/Cu) = 0,80 V – 0,34 V = + 0,46 V

2 2b) Zn s HCl aq ZnCl aq H g

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 2

2

1 1 2 10 02

2

Zn H ,Cl Zn ,2Cl H

Zn H ,Cl Zn ,2Cl H

2) Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

202

1 0

2

El cinc en: Zn Zn se oxida

El hidrógeno en: H H se reduce

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2

2

(oxidación)Zn Zn

H (ReduccH ión)

4) Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: El cinc ya está ajustado.

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): No hay átomos de oxígeno


2

Zn Zn

H2H

5) Realizamos el balance de carga:


2H

Zn Zn 2e

2H 2e

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos. Están ajustados.

6) Sumamos las dos semirreacciones: 2

2

22

Zn 2H 2e Zn H

H

2e

Zn 2H Zn


Si queremos escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden.

Ecuación química ('molecular') ajustada:

2 2

2 2

Zn s HCl aq ZnCl aq H g

Zn s 2HCl aq ZnCl aq H g

El potencial E0 de esta reacción es:

E0 = E0 (H+/H2) – E0 (Zn2+/Zn) = 0,00 V – (–0,76) V = + 0,76 V




8

Se construye una celda galvánica con un electrodo de manganeso y un electrodo de plata.

a) Formule las semirreacciones de oxidación y reducción que se producen. Ajuste la reacción global por el método del ion-electrón.

b) Determine el potencial de la celda galvánica.

c) Justifique qué ocurre si se introduce una barra de plata en una disolución de manganeso (II).

Datos. E0 (Mn2+/ Mn) = −1,18; E0 (Ag2+/Ag) = 0,80.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Modelo 2021)

a) Si nos fijamos en el potencial normal de reducción de Ag+/Ag vemos que su valor es mayor que el de Mn2+/Mn. Esto significa que el ion Ag+ tiene una mayor tendencia a la reducción que el ion Mn2+, por lo que la reacción que se produce en la pila será:

Ánodo (oxidación): Mn Mn2+ + 2 e–

Cátodo (reducción): Ag+ + 1 e– Ag

Reacción global: Para ajustar la reacción global no tenemos más que multiplicar la semireacción por 2 con lo cual tendremos el mismo número de electrones en las dos semirreacciones. A continuación sumamos ambas semirreacciones:

(Fe Fe2+ + 2 e–) + 2 · (Ag+ + 1 e– Ag)

Fe (s) + 2Ag+ (aq) Fe2+ (aq) + 2 Ag (s)

b) El potencial de la pila será:

E0pila = E0 (red)cátodo – E0(red)ánndo = 0,80 – (--1,18) = 1,98V

c) Si se introduce una barra de plata en una disolución de Mn2+, la única posibilidad que tendríamos es que la plata se oxide y el manganeso se reduzca. Para ello el potencial de reducción del manganeso tendría que ser mayor que el potencial de reducción de la plata, circunstancia que no se da. El potencial de la reacción en caso de que se diera sería –1,98V, potencial negativo que nos indica que dicho proceso no es espontáneo y que por tanto no ocurrirá nada.

Se desea construir una celda galvánica para transformar NO3− en NO, y se dispone de tres electrodos:

Al3+/Al, Cl2/Cl− y Au3+/Au.

a) A partir de los potenciales de reducción estándar que se adjuntan justifique cuál de los electrodos se puede utilizar, indicando cuál es el agente oxidante y el agente reductor.

b) Calcule el potencial estándar de la celda galvánica.

c) Escriba el proceso iónico global ajustando la reacción en medio ácido por el método ion-electrón. Indique los electrodos que actúan como cátodo y como ánodo.

Datos. E0 (NO3−/NO) = 0,96; E0 (Cl2/Cl−) = 1,33; E0 (Al3+/Al) = −1,66; E0 (Au3+/Au) = 1,50.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Junio 2018. Coincidentes)

a) El estado de oxidación del nitrógeno en el ion nitrato es +5, mientras que su estado de oxidación en el NO es +2. Esto significa que el ion nitrato se tiene que reducir. Para ello es necesario que el potencial estándar de reducción del electrodo que se utilice sea menor que el de NO3

−/NO, ya que en la celda galvánica el electrodo con mayor potencial estándar de reducción es el que experimenta la reducción. Si observamos los datos facilitados esto solo ocurre con el electrodo Al3+/Al.

b) E0pila = E0 (red)cátodo – E0(red)ánndo = E0 (NO3−/NO) – E0(Al3+/Al) = 0,96 – (--1,66) = 2,62V

c) Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

203

25 2 2

3

El cobre en: Al Al se oxida

El nitrógeno en: NO NO se reduce




9

Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 3

3

Al Al (oxidación) CÁTODO

NO NO(Reducción) ÁNODO

Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Están ajustados tanto el aluminio como el nitrógeno.


3 2NO NO 2H O

Al Al


3 2 2NO 4H

Al

NO 2H O

Al

Realizamos el balance de carga:


3 2 2

3e

NO 4

Al Al CÁTODO

ÁNODH 3e O 2H ON O

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos. Ya están ajustados.

Sumamos las dos semirreacciones: 3

3 2 2

33 2 2

NO 4H 3e 3e NO 2Al Al

A

H O

NO 4H NOl Al 2H O


CONTESTA Y REPASA

El dicromato de potasio es capaz de oxidar espontáneamente en medio ácido a los iones yoduro a yodo, y, sin embargo, no puede hacer lo mismo con los iones cloruro. Justificar el diferente comportamiento del ion dicromato. Datos: Potenciales estándar de reducción: Cr2O7

2–/2Cr3+ = 1,33V; I2/2I– = 0,54V; Cl2/2Cl– = 1,36V

Si se introduce un alambre de cinc en disoluciones de nitrato de magnesio, nitrato de cadmio y nitrato de plata, ¿en qué casos se depositará una capa de metal sobre el alambre? Datos: Potenciales estándar de reducción: Mg2+/Mg = –2,37V; Zn2+/Z = –0,76V; Cd2+/Cd = –0,40V; Ag+/Ag = +0,80V

Utilice los potenciales estándar de reducción que se adjuntan y responda razonadamente a cada apartado, ajustando las reacciones correspondientes y determinando su potencial.

a) ¿Se estropeará una varilla de plata si se emplea para agitar una disolución de sulfato de hierro(II)?

b) Si el cobre y el cinc se tratan con un ácido, ¿se desprenderá hidrógeno molecular?

c) Describa el diseño de una pila utilizando como electrodos aluminio y plata. Indique qué reacción ocurre en cada electrodo y calcule su potencial.

Datos. E0 (V): Ag+/Ag = 0,80; Cu2+/Cu = 0,34; Fe2+/Fe = −0,44; Zn2+/Zn = −0,76;

Al3+/Al = −1,67 (EvAU. Comunidad de Madrid. Septiembre 2017)




10

Se dispone en el laboratorio de 250 mL de una disolución de Cd2+ de concentración 1 M y de dos barras metálicas, una de Ni y otra de Al.

a) Justifique cuál de las dos barras deberá introducirse en la disolución de Cd2+ para obtener Cd metálico y formule las semireacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. Ajuste la reacción redox global.

b) En la disolución del enunciado, ¿cuántos gramos del metal se consumirán en la reacción total del Cd2+?

Datos. E0 (V): Cd2+/Cd = −0,40; Ni2+/Ni = −0,26; Al3+/Al = −1,68.

Masas atómicas: Al = 27; Ni = 59.

(PAU. Comunidad de Madrid. Junio 2016)

10.- espontaneidad de los procesos redox

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