Indica razonadamente si los siguientes procesos de oxidación-reducción pueden tener lugar de forma espontánea: a) \text{Fe}^{2+} + \tfrac{1}{2}\,\text{Cl}_2 \rightarrow \text{Fe}^{3+} + \text{Cl}^- b) \text{Fe}^{2+} + \tfrac{1}{2}\,\text{Br}_2 \rightarrow \text{Fe}^{3+} + \text{Br}^- Datos: E^\circ(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = +0{,}77\ \text{V}; E^\circ(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-) = +1{,}36\ \text{V}; E^\circ(\text{Br}_2/\text{Br}^-) = +0{,}54\ \text{V}.

- a) Espontáneo: E^\circ = +0{,}59\ \text{V} > 0. - b) No espontáneo: E^\circ = -0{,}23\ \text{V} < 0 (es espontánea la inversa).

QuímicaFácilCuestión · 1 pts

Pilas galvánicas y potenciales

Castilla-La Mancha · 2018 · Junio · Opción B

Enunciado

Indica razonadamente si los siguientes procesos de oxidación-reducción pueden tener lugar de forma espontánea:

a)

\text{Fe}^{2+} + \tfrac{1}{2}\,\text{Cl}_2 \rightarrow \text{Fe}^{3+} + \text{Cl}^-

\text{Fe}^{2+} + \tfrac{1}{2}\,\text{Br}_2 \rightarrow \text{Fe}^{3+} + \text{Br}^-

Datos:

E^\circ(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = +0{,}77\ \text{V}

;

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

;

E^\circ(\text{Br}_2/\text{Br}^-) = +0{,}54\ \text{V}

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Resultado

a) Espontáneo: $E^\circ = +0{,}59\ \text{V} > 0$ .
b) No espontáneo: $E^\circ = -0{,}23\ \text{V} < 0$ (es espontánea la inversa).

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

En los dos procesos el

\text{Fe}^{2+}

se oxida a

\text{Fe}^{3+}

y el halógeno se reduce a haluro. Una reacción redox es espontánea si el potencial de la reacción,

E^\circ = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}

, es positivo (entonces

\Delta G^\circ = -nFE^\circ < 0

). El cátodo es donde ocurre la reducción (aquí, el halógeno) y el ánodo, donde ocurre la oxidación (el hierro).

Dicho de otra forma: el halógeno podrá oxidar al

\text{Fe}^{2+}

solo si es mejor oxidante que el

\text{Fe}^{3+}

, es decir, si su potencial de reducción es mayor que

+0{,}77\ \text{V}

Desarrollo

a) Semirreacciones:

Oxidación (ánodo): $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$
Reducción (cátodo): $\tfrac{1}{2}\,\text{Cl}_2 + e^- \rightarrow \text{Cl}^-$

E^\circ = E^\circ(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-) - E^\circ(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = 1{,}36 - 0{,}77 = +0{,}59\ \text{V}

Como

E^\circ > 0

\Delta G^\circ = -nFE^\circ < 0

: el proceso es espontáneo. El cloro, con mayor potencial de reducción, es mejor oxidante que el

\text{Fe}^{3+}

y oxida al

\text{Fe}^{2+}

.

b) Semirreacciones:

Oxidación (ánodo): $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$
Reducción (cátodo): $\tfrac{1}{2}\,\text{Br}_2 + e^- \rightarrow \text{Br}^-$

E^\circ = E^\circ(\text{Br}_2/\text{Br}^-) - E^\circ(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = 0{,}54 - 0{,}77 = -0{,}23\ \text{V}

Como

E^\circ < 0

\Delta G^\circ > 0

: el proceso no es espontáneo en condiciones estándar. El bromo es peor oxidante que el

\text{Fe}^{3+}

; lo que ocurriría de forma espontánea es la reacción inversa:

\text{Fe}^{3+} + \text{Br}^- \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \tfrac{1}{2}\,\text{Br}_2

, con

E^\circ = +0{,}23\ \text{V}

Consejo

No multipliques los potenciales por los coeficientes: aunque la ecuación lleve $\tfrac{1}{2}\,\text{Cl}_2$ , el potencial estándar es una propiedad intensiva y no cambia al ajustar.

Deja claro quién se oxida y quién se reduce antes de restar: $E^\circ = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}$ , con el cátodo siempre en la reducción. Y relaciona el signo con $\Delta G^\circ = -nFE^\circ$ para justificar.

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