Pilas galvánicas y potenciales

a) $\text{Sn}^{2+} + \text{Cu} \to \text{Sn} + \text{Cu}^{2+}$

Semirreacciones:$$\text{Reducción (cátodo):}\quad \text{Sn}^{2+}(ac) + 2\,e^- \longrightarrow \text{Sn}(s) \qquad E^\circ = -0{,}14\ \text{V}$$$$\text{Oxidación (ánodo):}\quad \text{Cu}(s) \longrightarrow \text{Cu}^{2+}(ac) + 2\,e^- \qquad E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = +0{,}34\ \text{V}$$$$E^\circ = E^\circ_{\text{cát}} - E^\circ_{\text{án}} = -0{,}14 - 0{,}34 = -0{,}48\ \text{V}$$Como $E^\circ < 0$, $\Delta G^\circ = -nFE^\circ > 0$: la reacción no es espontánea. El $\text{Cu}^{2+}$ es mejor oxidante que el $\text{Sn}^{2+}$ (tiene mayor potencial de reducción), así que el cobre no puede reducir al $\text{Sn}^{2+}$. La que es espontánea es la inversa, $\text{Sn} + \text{Cu}^{2+} \to \text{Sn}^{2+} + \text{Cu}$, con $E^\circ = +0{,}48\ \text{V}$.

b) Estaño y $\text{HCl}$ 1 M

El HCl 1 M aporta $[\text{H}^+] = 1\ \text{M}$ (condiciones estándar). La reacción posible sería la oxidación del estaño por los protones:$$\text{Reducción (cátodo):}\quad 2\,\text{H}^+(ac) + 2\,e^- \longrightarrow \text{H}_2(g) \qquad E^\circ = 0{,}00\ \text{V}$$$$\text{Oxidación (ánodo):}\quad \text{Sn}(s) \longrightarrow \text{Sn}^{2+}(ac) + 2\,e^- \qquad E^\circ(\text{Sn}^{2+}/\text{Sn}) = -0{,}14\ \text{V}$$$$\text{Global:}\quad \text{Sn}(s) + 2\,\text{H}^+(ac) \longrightarrow \text{Sn}^{2+}(ac) + \text{H}_2(g)$$$$E^\circ = 0{,}00 - (-0{,}14) = +0{,}14\ \text{V} > 0$$La reacción es espontánea: sí se obtiene hidrógeno gaseoso. El estaño tiene un potencial de reducción negativo, es decir, es más reductor que el hidrógeno y se disuelve en los ácidos no oxidantes desprendiendo $\text{H}_2$. En forma molecular: $\text{Sn} + 2\,\text{HCl} \to \text{SnCl}_2 + \text{H}_2$. (Por el valor pequeño de $E^\circ$, la reacción es lenta en la práctica.)

c) Limaduras de hierro en $\text{CuSO}_4$

En la disolución hay iones $\text{Cu}^{2+}$; el hierro metálico puede reducirlos:$$\text{Reducción (cátodo):}\quad \text{Cu}^{2+}(ac) + 2\,e^- \longrightarrow \text{Cu}(s) \qquad E^\circ = +0{,}34\ \text{V}$$$$\text{Oxidación (ánodo):}\quad \text{Fe}(s) \longrightarrow \text{Fe}^{2+}(ac) + 2\,e^- \qquad E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0{,}44\ \text{V}$$$$\text{Global:}\quad \text{Fe}(s) + \text{Cu}^{2+}(ac) \longrightarrow \text{Fe}^{2+}(ac) + \text{Cu}(s)$$$$E^\circ = 0{,}34 - (-0{,}44) = +0{,}78\ \text{V} > 0$$La reacción es espontánea: el hierro (reductor) se oxida y se disuelve como $\text{Fe}^{2+}$, mientras que el $\text{Cu}^{2+}$ (oxidante) se reduce y se deposita cobre metálico, rojizo, sobre las limaduras. El color azul de la disolución, debido al $\text{Cu}^{2+}$, se va perdiendo. En forma molecular: $\text{Fe} + \text{CuSO}_4 \to \text{FeSO}_4 + \text{Cu}$.