QuímicaMedioCuestión · 2 pts

Problema resuelto de Química: Ajuste redox y estequiometríaSelectividad (PAU) · País Vasco 2018 · Julio · Opción B

También trata: Pilas galvánicas y potenciales

Enunciado

Considerando que la siguiente transformación redox se pueda dar en ambos sentidos en medio ácido y teniendo en cuenta los potenciales de reducción de

\text{HNO}_3

\text{I}_2

\text{NO} + \text{I}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HNO}_3 + \text{HI} \qquad E^0(\text{V}):\ (\text{HNO}_3/\text{NO}) = +0{,}97\ ;\ (\text{I}_2/\text{HI}) = +0{,}54

a) ¿En qué sentido (derecha/izquierda) ocurrirá la reacción en condiciones standard? Justificar. (0,5 puntos)

b) ¿Cuál es el reactivo que se reduce y cuál el que se oxida en condiciones standard? (0,75 puntos)

c) Escribe y ajusta la reacción espontánea empleando el método del ión electrón. (0,75 puntos)

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

a) Hacia la izquierda:

E^0 = 0{,}97 - 0{,}54 = +0{,}43

V > 0 (hacia la derecha sería −0,43 V).

b) Se reduce el

\text{HNO}_3

(N: +5 → +2) y se oxida el HI (I: −1 → 0).

c)

2\,\text{NO}_3^- + 8\,\text{H}^+ + 6\,\text{I}^- \to 2\,\text{NO} + 3\,\text{I}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}

; molecular:

2\,\text{HNO}_3 + 6\,\text{HI} \to 2\,\text{NO} + 3\,\text{I}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Una reacción redox es espontánea en condiciones estándar si su potencial

E^0 = E^0_{\text{cátodo}} - E^0_{\text{ánodo}}

es positivo, donde el cátodo es el par que se reduce. El par con mayor potencial de reducción (

\text{HNO}_3/\text{NO}

, +0,97 V) es el mejor oxidante: tiende a reducirse, y obliga al otro par a oxidarse. Basta ver en qué sentido de la reacción ocurre eso.

Después se ajusta la reacción espontánea en medio ácido por el método del ion-electrón.

Desarrollo

a) Sentido espontáneo

Hacia la derecha (

\text{NO} + \text{I}_2 \to \text{HNO}_3 + \text{HI}

): el

\text{I}_2

se reduciría a HI (cátodo) y el NO se oxidaría a

\text{HNO}_3

(ánodo):

E^0 = E^0(\text{I}_2/\text{HI}) - E^0(\text{HNO}_3/\text{NO}) = 0{,}54 - 0{,}97 = -0{,}43\ \text{V} < 0

No es espontánea.

Hacia la izquierda (

\text{HNO}_3 + \text{HI} \to \text{NO} + \text{I}_2 + \text{H}_2\text{O}

): se reduce el

\text{HNO}_3

y se oxida el HI:

E^0 = E^0(\text{HNO}_3/\text{NO}) - E^0(\text{I}_2/\text{HI}) = 0{,}97 - 0{,}54 = +0{,}43\ \text{V} > 0

Como

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

, la reacción ocurre espontáneamente hacia la izquierda.

b) Especie que se reduce y especie que se oxida

En el sentido espontáneo:

Se reduce el $\text{HNO}_3$ (el N pasa de +5 a +2 en el NO): es el oxidante.
Se oxida el HI (el I pasa de −1 a 0 en el $\text{I}_2$ ): es el reductor.

c) Ajuste por el método del ion-electrón

Semirreacción de reducción. El nitrato gana 3 electrones; los oxígenos que pierde salen como agua:

\text{NO}_3^- + 4\,\text{H}^+ + 3\,\text{e}^- \longrightarrow \text{NO} + 2\,\text{H}_2\text{O}

Semirreacción de oxidación.

2\,\text{I}^- \longrightarrow \text{I}_2 + 2\,\text{e}^-

Igualar electrones. Reducción × 2 y oxidación × 3 (6 electrones):

2\,\text{NO}_3^- + 8\,\text{H}^+ + 6\,\text{I}^- \longrightarrow 2\,\text{NO} + 3\,\text{I}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}

Ecuación molecular. Los 2

\text{NO}_3^-

y 2 de los

\text{H}^+

son 2

\text{HNO}_3

; los 6

\text{I}^-

y los otros 6

\text{H}^+

son 6 HI:

2\,\text{HNO}_3 + 6\,\text{HI} \longrightarrow 2\,\text{NO} + 3\,\text{I}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}

Comprobación. H:

2 + 6 = 8 = 4\cdot 2

; N: 2; O:

6 = 2 + 4

; I: 6.

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

Consejo

Los potenciales tabulados son siempre de reducción: el par de potencial mayor se reduce y el de potencial menor se oxida. No cambies el signo de un potencial al multiplicar una semirreacción por un número (el potencial no depende de los coeficientes) y cierra siempre con la ecuación molecular comprobada átomo a átomo.

Paso 1 de 3

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