QuímicaFácil2 pts

Pilas galvánicas y potenciales

Extremadura · 2023 · Junio

Enunciado

En base a las reacciones de oxidación y reducción, justificar qué sucede al añadir:

a) (1 punto) limaduras de Zn a una disolución de

\text{FeSO}_4

.

b) (1 punto) limaduras de Cu a una disolución de

\text{FeSO}_4

.

Datos:

E^\circ(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}) = -0{,}76\ \text{V}

;

E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0{,}44\ \text{V}

;

E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = 0{,}34\ \text{V}

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Resultado

a) $\text{Zn} + \text{Fe}^{2+} \to \text{Zn}^{2+} + \text{Fe}$ , $E^\circ = +0{,}32\ \text{V} > 0$ : espontánea; el Zn se disuelve y se deposita Fe.
b) $E^\circ = -0{,}78\ \text{V} < 0$ : no es espontánea; el Cu no reacciona con el $\text{Fe}^{2+}$ .

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

En la disolución de

\text{FeSO}_4

hay iones

\text{Fe}^{2+}

, que podrían reducirse a hierro metálico; el metal añadido tendría que oxidarse. La reacción es espontánea si el potencial de la reacción global,

E^\circ = E^\circ_\text{reducción} - E^\circ_\text{oxidación}

, es positivo (

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

). Dicho de otro modo: un metal reduce a los cationes de los pares con potencial de reducción mayor que el suyo.

Desarrollo

a) Limaduras de Zn en disolución de $\text{FeSO}_4$

La reacción posible es la oxidación del cinc por el

\text{Fe}^{2+}

\text{Reducción:}\quad \text{Fe}^{2+}(aq) + 2\,e^- \longrightarrow \text{Fe}(s)\qquad E^\circ = -0{,}44\ \text{V}

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

\text{Global:}\quad \text{Zn}(s) + \text{Fe}^{2+}(aq) \longrightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + \text{Fe}(s)

E^\circ = E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) - E^\circ(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}) = -0{,}44 - (-0{,}76) = +0{,}32\ \text{V}

Como

E^\circ > 0

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

y la reacción es espontánea. El cinc, más reductor que el hierro (menor potencial de reducción), se oxida y se disuelve como

\text{Zn}^{2+}

, mientras el

\text{Fe}^{2+}

se reduce y se deposita hierro metálico sobre las limaduras. El oxidante es el

\text{Fe}^{2+}

y el reductor, el Zn.

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

b) Limaduras de Cu en disolución de $\text{FeSO}_4$

La reacción hipotética sería:

\text{Cu}(s) + \text{Fe}^{2+}(aq) \longrightarrow \text{Cu}^{2+}(aq) + \text{Fe}(s)

E^\circ = E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) - E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = -0{,}44 - 0{,}34 = -0{,}78\ \text{V}

Como

E^\circ < 0

\Delta G^\circ > 0

y la reacción no es espontánea: el cobre tiene mayor potencial de reducción que el hierro, así que no puede reducir al

\text{Fe}^{2+}

. No sucede nada: el cobre no se disuelve ni se deposita hierro. (La reacción espontánea sería la inversa,

\text{Fe} + \text{Cu}^{2+} \to \text{Fe}^{2+} + \text{Cu}

, con

E^\circ = +0{,}78\ \text{V}

Consejo

Regla rápida: el metal con menor potencial de reducción desplaza de sus sales a los metales con mayor potencial. El Zn ( $-0{,}76$ ) desplaza al Fe ( $-0{,}44$ ); el Cu ( $+0{,}34$ ) no.

Para que puntúe entero, escribe las semirreacciones, calcula $E^\circ$ con su signo y relaciónalo con $\Delta G^\circ = -nFE^\circ$ . Y no multipliques los potenciales por los coeficientes: son intensivos.