QuímicaMedio2 pts

Ajuste redox y estequiometría

También trata: Pilas galvánicas y potenciales

Cataluña · 2019 · Septiembre

Enunciado

Una industria obtiene aluminio metálico,

\text{Al}(s)

, a partir del mineral criolita. Posteriormente, y para protegerlo de la corrosión, la capa superficial del aluminio metálico se transforma en

\text{Al}_2\text{O}_3(s)

mediante la siguiente reacción química no ajustada:

\text{Al}(s) + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}(ac) + \text{H}^+(ac) \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3(s) + \text{Cr}^{3+}(ac) + \text{H}_2\text{O}(l)

a) (1 punto) Justifique que la reacción del aluminio metálico con el ion dicromato en un medio ácido es una reacción redox. Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y de reducción, y la reacción redox. Razone cuál de los reactivos es el oxidante.

b) (1 punto) Explique en qué consiste el proceso de corrosión de un metal e indique los factores ambientales que lo producen. Razone si, en las mismas condiciones ambientales, es más fácil que se corroa el aluminio o el magnesio.

Datos: Potenciales estándares de reducción a

25\ ^\circ\text{C}

E^\circ(\text{Al}^{3+}/\text{Al}) = -1{,}66\ \text{V}

;

E^\circ(\text{Mg}^{2+}/\text{Mg}) = -2{,}37\ \text{V}

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Resultado

\boxed{\;2\,\text{Al}(s) + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}(aq) + 8\,\text{H}^+(aq) \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3(s) + 2\,\text{Cr}^{3+}(aq) + 4\,\text{H}_2\text{O}(l)\;}

El oxidante es el ion dicromato,

\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}

. b) La corrosión es la oxidación indeseable de un metal por el oxígeno y el agua; se corroe más fácilmente el magnesio, que tiene el potencial de reducción más bajo.

Ver la solución oficialla corrección de la PAU, con los puntos de cada paso

Solución oficial

Corrección oficial de la PAU de Cataluña (Generalitat de Catalunya), traducida del catalán. Las puntuaciones de cada paso son las de la pauta de corrección.

a) Reacción:

\text{Al}(s) + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}(aq) + \text{H}^+(aq) \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3(s) + \text{Cr}^{3+}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l)

0,2 p. Justificación de que es una reacción redox

Razonamiento 1 (número de oxidación)

En una reacción redox, al pasar de reactivos a productos, un elemento aumenta de número de oxidación y otro disminuye de número de oxidación.

Al: pasa de número de oxidación 0 (Al) a +3 ( $\text{Al}_2\text{O}_3$ ) $\qquad$ Al: se oxida
Cr: pasa de número de oxidación −6 ( $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$ ) a +3 ( $\text{Cr}^{3+}$ ) $\qquad$ Cr: se reduce

\Rightarrow

Se trata de una reacción redox.

Consideramos correcto si indican que la oxidación es de Al a $\text{Al}^{3+}$ .

Razonamiento 2 (intercambio de electrones)

En una reacción redox siempre se produce un intercambio de electrones. Un compuesto cede electrones (se oxida) y otro los acepta (se reduce).

Hay que escribir las dos semirreacciones (Al a

\text{Al}_2\text{O}_3

\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}

\text{Cr}^{3+}

) y que se visualice el intercambio de los electrones (las semirreacciones están a continuación).

0,4 p. Semirreacciones de reducción y oxidación

\text{Reducción:}\quad \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}(aq) + 14\,\text{H}^+(aq) + 6\,e^- \rightarrow 2\,\text{Cr}^{3+}(aq) + 7\,\text{H}_2\text{O}(l)

\text{Oxidación:}\quad 2\,\text{Al}(s) + 3\,\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3(s) + 6\,\text{H}^+(aq) + 6\,e^-

Cada semirreacción puntúa 0,2 p.

0,2 p. Reacción global

Sumando las dos semirreacciones:

\mathbf{2\,Al(s) + Cr_2O_7^{2-}(aq) + 8\,H^+(aq) \rightarrow Al_2O_3(s) + 2\,Cr^{3+}(aq) + 4\,H_2O(l)}

0,2 p. Reactivo oxidante

El reactivo oxidante es aquel que oxida a otro (y él se reduce). El reactivo oxidante es el ion

\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}

, ya que oxida al aluminio, transformándolo de Al en

\text{Al}_2\text{O}_3

.

b)

0,4 p. Se entiende por corrosión la oxidación indeseable de los metales a causa de una reacción redox espontánea causada por factores ambientales.

0,2 p. Los principales factores ambientales de corrosión son el oxígeno y el agua.

0,4 p. Razonar qué metal, Al o Mg, será corroído más fácilmente:

Cuanto más bajo (considerando el signo) sea el potencial de reducción del metal, más susceptible será el metal de ser oxidado (ser corroído).

El metal que se corroe hace de ánodo (ya que se oxida):

\text{Oxidación del metal:}\quad \text{M}(s) \rightarrow \text{M}^{n+} + n\,e^- \qquad E^\circ_{\text{M}}

E^\circ = E^\circ_{\text{CÁTODO}} - E^\circ_{\text{ÁNODO}} = E^\circ_{\text{CÁTODO}} - E^\circ_{\text{M}}

Cuanto más pequeño es

E^\circ_{\text{M}}

\Rightarrow

más alto será el valor de

E^\circ

\Rightarrow

más fácil la corrosión.

\Rightarrow

En las mismas condiciones ambientales, se corroe más fácilmente el magnesio ( $E^\circ = -2.37\ \text{V}$ ) que el aluminio ( $E^\circ = -1{,}66\ \text{V}$ ).

Corrección oficial en PDF (original en catalán)

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