QuímicaMedioProblema · 3 pts

Ajuste redox y estequiometría

Castilla-La Mancha · 2017 · Junio · Opción B
Enunciado
Para la reacción de cobre con ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno) (hidroxidodioxidonitrógeno) que produce nitrato de cobre (II) (trioxonitrato(V) de cobre(II)) (trioxidonitrato de cobre), monóxido de nitrógeno y agua.

a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón. (1,5 puntos)

b) Señala el oxidante y el reductor. (0,5 puntos)

c) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico son necesarios para obtener 5 L de óxido de nitrógeno medidos en condiciones normales? (1 punto)

Datos: R=0,082 atm L mol−1 K−1R = 0{,}082\,\text{atm}\,\text{L}\,\text{mol}^{-1}\,\text{K}^{-1}; masas atómicas: H=1\text{H} = 1, N=14\text{N} = 14, O=16\text{O} = 16.
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Resultado
3 Cu+2 NO3−+8 H+→3 Cu2++2 NO+4 H2O\boxed{3\,\text{Cu} + 2\,\text{NO}_3^- + 8\,\text{H}^+ \to 3\,\text{Cu}^{2+} + 2\,\text{NO} + 4\,\text{H}_2\text{O}}3 Cu+8 HNO3→3 Cu(NO3)2+2 NO+4 H2O\boxed{3\,\text{Cu} + 8\,\text{HNO}_3 \to 3\,\text{Cu(NO}_3)_2 + 2\,\text{NO} + 4\,\text{H}_2\text{O}}Oxidante: NO3−; reductor: Cum=56,3 g HNO3\boxed{\text{Oxidante: NO}_3^-;\ \text{reductor: Cu}}\qquad \boxed{m = 56{,}3\ \text{g HNO}_3}
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Estrategia

El cobre metálico se oxida a Cu2+\text{Cu}^{2+} y el nitrógeno del nitrato (+5+5) se reduce a monóxido de nitrógeno (+2+2). El medio es ácido (lo aporta el propio HNO3\text{HNO}_3), así que ajustamos cada semirreacción con H2O\text{H}_2\text{O} y H+\text{H}^+, igualamos electrones y sumamos.

Al pasar a la ecuación molecular hay que tener en cuenta que parte del ácido nítrico no se reduce: sus nitratos se quedan como iones espectadores en el Cu(NO3)2\text{Cu(NO}_3)_2. Para el apartado c) pasamos los 5 L de NO a moles con pV=nRTpV = nRT en condiciones normales y usamos la proporción NO : HNO3\text{HNO}_3 de la ecuación molecular.
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Desarrollo

Números de oxidación.Cu0⟶Cu+22+HN+5O3⟶N+2O\overset{0}{\text{Cu}} \longrightarrow \overset{+2}{\text{Cu}}{}^{2+} \qquad \text{H}\overset{+5}{\text{N}}\text{O}_3 \longrightarrow \overset{+2}{\text{N}}\text{O}El cobre pierde electrones (se oxida) y el nitrógeno los gana (se reduce).

a) Ajuste por el método del ion-electrón.

Semirreacción de oxidación:Cu⟶Cu2++2e−\text{Cu} \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + 2e^-Semirreacción de reducción (medio ácido): ajustamos el O con agua, el H con H+\text{H}^+ y la carga con electrones:NO3−+4 H++3e−⟶NO+2 H2O\text{NO}_3^- + 4\,\text{H}^+ + 3e^- \longrightarrow \text{NO} + 2\,\text{H}_2\text{O}Igualamos electrones: la oxidación por 3 y la reducción por 2 (6 electrones en cada una):3 Cu⟶3 Cu2++6e−3\,\text{Cu} \longrightarrow 3\,\text{Cu}^{2+} + 6e^-2 NO3−+8 H++6e−⟶2 NO+4 H2O2\,\text{NO}_3^- + 8\,\text{H}^+ + 6e^- \longrightarrow 2\,\text{NO} + 4\,\text{H}_2\text{O}Sumando, la ecuación iónica:3 Cu+2 NO3−+8 H+⟶3 Cu2++2 NO+4 H2O3\,\text{Cu} + 2\,\text{NO}_3^- + 8\,\text{H}^+ \longrightarrow 3\,\text{Cu}^{2+} + 2\,\text{NO} + 4\,\text{H}_2\text{O}Ecuación molecular. Los 8 H+\text{H}^+ vienen de 8 HNO3\text{HNO}_3. Dos de esos nitratos se reducen a NO y los otros 6 acompañan a los 3 Cu2+\text{Cu}^{2+} como Cu(NO3)2\text{Cu(NO}_3)_2:3 Cu+8 HNO3⟶3 Cu(NO3)2+2 NO+4 H2O3\,\text{Cu} + 8\,\text{HNO}_3 \longrightarrow 3\,\text{Cu(NO}_3)_2 + 2\,\text{NO} + 4\,\text{H}_2\text{O}Comprobación: Cu 3 = 3; N 8 = 6 + 2; H 8 = 8; O 24 = 18 + 2 + 4.
Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)
b) Oxidante y reductor.
  • Oxidante: el ion nitrato NO3−\text{NO}_3^- (el HNO3\text{HNO}_3), que gana electrones y se reduce a NO.
  • Reductor: el cobre, Cu\text{Cu}, que cede electrones y se oxida a Cu2+\text{Cu}^{2+}.
c) Masa de ácido nítrico.

Moles de NO en condiciones normales (p=1 atmp = 1\,\text{atm}, T=273 KT = 273\,\text{K}):nNO=pVRT=1⋅50,082⋅273=0,2234 moln_{\text{NO}} = \frac{pV}{RT} = \frac{1 \cdot 5}{0{,}082 \cdot 273} = 0{,}2234\ \text{mol}Según la ecuación molecular, por cada 2 mol de NO se gastan 8 mol de HNO3\text{HNO}_3:nHNO3=0,2234 mol NO⋅8 mol HNO32 mol NO=0,8934 moln_{\text{HNO}_3} = 0{,}2234\ \text{mol NO}\cdot\frac{8\ \text{mol HNO}_3}{2\ \text{mol NO}} = 0{,}8934\ \text{mol}Con M(HNO3)=1+14+3⋅16=63 g/molM(\text{HNO}_3) = 1 + 14 + 3\cdot 16 = 63\,\text{g/mol}:mHNO3=0,8934⋅63=56,3 gm_{\text{HNO}_3} = 0{,}8934 \cdot 63 = 56{,}3\ \text{g}(Con el volumen molar 22,4 L/mol22{,}4\,\text{L/mol} sale 56,25 g56{,}25\,\text{g}, prácticamente lo mismo.)
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Consejo

En c) usa la proporción de la ecuación molecular (8 HNO3\text{HNO}_3 por cada 2 NO), no la de la semirreacción de reducción (1 a 1): tres cuartas partes del ácido nítrico no se reducen, solo aportan el nitrato de la sal. Es el error que más puntos cuesta en este problema.

El oxidante y el reductor son especies, no procesos: el oxidante es el que se reduce.
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