QuímicaMedioCuestión · 2 pts

Problema resuelto de Química: Pilas galvánicas y potencialesSelectividad (PAU) · Comunitat Valenciana 2017 · Junio · Opción A

Enunciado

Teniendo en cuenta los potenciales estándar de reducción que se dan al final del enunciado, responda razonadamente:

a) ¿Cuál es la especie oxidante más fuerte? Y ¿cuál es la especie reductora más fuerte? (0,8 puntos)

b) ¿Qué especies podrían ser reducidas por el Pb(s)? Para cada caso, escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada. (1,2 puntos)

Datos: Potenciales estándar de reducción:

E^\circ(\text{S}/\text{S}^{2-}) = -0{,}48\ \text{V}

;

E^\circ(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-) = +1{,}36\ \text{V}

;

E^\circ(\text{I}_2/\text{I}^-) = +0{,}535\ \text{V}

;

E^\circ(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}) = -0{,}126\ \text{V}

;

E^\circ(\text{V}^{2+}/\text{V}) = -1{,}18\ \text{V}

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Resultado

a) Oxidante más fuerte:

\text{Cl}_2

(

E^\circ = +1{,}36

V). Reductor más fuerte: V (

E^\circ = -1{,}18

V).

b) El Pb reduce al

\text{Cl}_2

y al

\text{I}_2

\text{Pb} + \text{Cl}_2 \to \text{Pb}^{2+} + 2\,\text{Cl}^-

(

E^\circ = +1{,}486

V) y

\text{Pb} + \text{I}_2 \to \text{Pb}^{2+} + 2\,\text{I}^-

(

E^\circ = +0{,}661

V). No puede reducir al S ni al

\text{V}^{2+}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Un potencial de reducción mide las ganas que tiene la forma oxidada del par de captar electrones. Cuanto más alto (más positivo), mejor oxidante es la forma oxidada; cuanto más bajo, mejor reductora es la forma reducida.

Ordenamos los pares de mayor a menor potencial y leemos los extremos: arriba a la izquierda, el mejor oxidante; abajo a la derecha, el mejor reductor.

En b) el plomo se oxida (

\text{Pb} \to \text{Pb}^{2+}

). Solo puede reducir a las especies de los pares con potencial mayor que el suyo, porque entonces la pila tiene

E^\circ > 0

y la reacción es espontánea.

Desarrollo

Ordenar los pares de mayor a menor potencial de reducción:

Par	$E^\circ$ (V)	Forma oxidada	Forma reducida
$\text{Cl}_2/\text{Cl}^-$	$+1{,}36$	$\text{Cl}_2$	$\text{Cl}^-$
$\text{I}_2/\text{I}^-$	$+0{,}535$	$\text{I}_2$	$\text{I}^-$
$\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}$	$-0{,}126$	$\text{Pb}^{2+}$	$\text{Pb}$
$\text{S}/\text{S}^{2-}$	$-0{,}48$	$\text{S}$	$\text{S}^{2-}$
$\text{V}^{2+}/\text{V}$	$-1{,}18$	$\text{V}^{2+}$	$\text{V}$

a) Oxidante y reductor más fuertes

Oxidante más fuerte. Es la forma oxidada del par con el potencial de reducción más alto: el

\text{Cl}_2

(

E^\circ = +1{,}36\ \text{V}

), la especie con más tendencia a reducirse (

\text{Cl}_2 + 2\,e^- \to 2\,\text{Cl}^-

).

Reductor más fuerte. Es la forma reducida del par con el potencial más bajo: el vanadio metálico,

\text{V}

(

E^\circ = -1{,}18\ \text{V}

), el que más tiende a oxidarse (

\text{V} \to \text{V}^{2+} + 2\,e^-

).

b) Qué puede reducir el plomo

Criterio. El plomo actúa como reductor (ánodo) y la otra especie se reduce (cátodo). La reacción es espontánea si

E^\circ = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - (-0{,}126\ \text{V}) > 0

es decir, si el par de la especie que se reduce tiene un potencial mayor que

-0{,}126\ \text{V}

. Eso solo ocurre con el

\text{Cl}_2

y el

\text{I}_2

. El S (

-0{,}48\ \text{V}

) y el

\text{V}^{2+}

(

-1{,}18\ \text{V}

) tienen potenciales menores: el plomo no puede reducirlos (sería al revés: el V reduciría al

\text{Pb}^{2+}

).

Reducción del cloro por el plomo

\text{Oxidación:}\quad \text{Pb}(s) \longrightarrow \text{Pb}^{2+}(ac) + 2\,e^-

\text{Reducción:}\quad \text{Cl}_2(g) + 2\,e^- \longrightarrow 2\,\text{Cl}^-(ac)

\text{Global:}\quad \text{Pb}(s) + \text{Cl}_2(g) \longrightarrow \text{Pb}^{2+}(ac) + 2\,\text{Cl}^-(ac) \qquad E^\circ = 1{,}36 - (-0{,}126) = +1{,}486\ \text{V}

Reducción del yodo por el plomo

\text{Oxidación:}\quad \text{Pb}(s) \longrightarrow \text{Pb}^{2+}(ac) + 2\,e^-

\text{Reducción:}\quad \text{I}_2(s) + 2\,e^- \longrightarrow 2\,\text{I}^-(ac)

\text{Global:}\quad \text{Pb}(s) + \text{I}_2(s) \longrightarrow \text{Pb}^{2+}(ac) + 2\,\text{I}^-(ac) \qquad E^\circ = 0{,}535 - (-0{,}126) = +0{,}661\ \text{V}

En los dos casos se intercambian 2 electrones, así que las semirreacciones se suman sin multiplicar.

Consejo

El error típico en a) es contestar «el oxidante más fuerte es el par $\text{Cl}_2/\text{Cl}^-$ » o «el $\text{Cl}^-$ ». Se pide una especie: la forma oxidada del par más alto ( $\text{Cl}_2$ ) y la forma reducida del más bajo (V).

En b) el «razonadamente» cuenta: calcula el $E^\circ$ de cada reacción posible y di que es positivo, y explica también por qué descartas el S y el $\text{V}^{2+}$ .