Ejercicio - Pilas voltaicas
Ejercicio de Reacciones oxidación-reducción
\( \textbf{Ejercicio.} \) Observa los siguientes potenciales estándar de reducción: \[ E^\circ(\text{Na}^+/\text{Na}) = -2{,}71 \, \text{V}; \quad E^\circ(\text{H}^+/\text{H}_2) = 0{,}00 \, \text{V}; \quad E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = +0{,}34 \, \text{V} \] Responde y justifica las respuestas a las siguientes cuestiones. Escribe también la reacción global, así como el potencial de la reacción global correspondiente.
a) ¿Se desprenderá hidrógeno si se introduce una barra de sodio en una disolución acuosa de ácido clorhídrico?
b) ¿Se desprenderá hidrógeno si se introduce una barra de cobre en una disolución de ácido clorhídrico?
c) ¿Podrá el sodio metálico reducir los iones de \( \text{Cu}^{2+} \)?
Solución de los Apartados
a) ¿Se desprenderá hidrógeno si se introduce una barra de sodio en una disolución acuosa de ácido clorhídrico?
Solución: Queremos saber si se desprenderá hidrógeno al introducir sodio metálico en ácido clorhídrico. La reacción propuesta es: \[ \text{Na}(s) + \text{HCl}(aq) \rightarrow \text{H}_2(g) + \text{NaCl}(aq) \] Para que esta reacción sea espontánea, el sodio debe oxidarse y el ion hidrógeno debe reducirse: \[ \text{Na}(s) \rightarrow \text{Na}^+ + e^- \quad \text{(oxidación)} \] \[ 2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2(g) \quad \text{(reducción)} \] Calculamos el potencial estándar de la pila: \[ E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 0 - (-2{,}71) = 2{,}71 \, \text{V} \] Como \( E^\circ_{\text{pila}} > 0 \), se cumple que: \[ \Delta G^\circ = -nFE^\circ < 0 \] Por tanto, la reacción es espontánea y sí se desprenderá hidrógeno al introducir sodio metálico en ácido clorhídrico. \[ \boxed{\text{Sí, se desprenderá hidrógeno al introducir sodio en HCl.}} \]
b) ¿Se desprenderá hidrógeno si se introduce una barra de cobre en una disolución de ácido clorhídrico?
Solución: Queremos saber si se desprenderá hidrógeno al introducir una barra de cobre en una disolución de ácido clorhídrico. La reacción propuesta sería: \[ \text{Cu}(s) + 2\text{HCl}(aq) \rightarrow \text{CuCl}_2(aq) + \text{H}_2(g) \] Esta reacción implicaría que el cobre se oxida y el hidrógeno se reduce: \[ \text{Cu}(s) \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2e^- \quad \text{(oxidación)} \] \[ 2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2(g) \quad \text{(reducción)} \] Calculamos el potencial estándar de la pila: \[ E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 0{,}00 - 0{,}34 = -0{,}34 \, \text{V} \] Como \( E^\circ_{\text{pila}} < 0 \), se deduce que: \[ \Delta G^\circ = -nFE^\circ > 0 \] Por tanto, la reacción no es espontánea. El cobre no puede desplazar al hidrógeno del ácido. \[ \boxed{\text{No se desprenderá hidrógeno al introducir cobre en HCl.}} \]
c) ¿Podrá el sodio metálico reducir los iones de \( \text{Cu}^{2+} \)?
Solución: Queremos saber si el sodio metálico puede reducir los iones \( \text{Cu}^{2+} \). La reacción planteada sería: \[ \text{Na}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \rightarrow \text{Na}^+(aq) + \text{Cu}(s) \] Esto implica que: - El sodio se oxida: \( \text{Na}(s) \rightarrow \text{Na}^+ + e^- \) - El cobre se reduce: \( \text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}(s) \) Calculamos el potencial estándar de la pila: \[ E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 0{,}34 - (-2{,}71) = 3{,}05 \, \text{V} \] Como \( E^\circ_{\text{pila}} > 0 \), se cumple que: \[ \Delta G^\circ = -nFE^\circ < 0 \] Por tanto, la reacción es espontánea: el sodio puede reducir a \( \text{Cu}^{2+} \). \[ \boxed{\text{Sí, el sodio metálico puede reducir los iones de } \text{Cu}^{2+}.} \]