QuímicaMedioProblema · 2 pts

Ajuste redox y estequiometríaSelectividad (PAU) · Comunitat Valenciana 2017 · Junio · Opción B

Comunitat Valenciana · 2017 · Junio · Opción B
Enunciado
El cobre se disuelve en ácido nítrico concentrado formándose nitrato de cobre (II), dióxido de nitrógeno y agua de acuerdo con la siguiente reacción no ajustada:Cu(s)+HNO3(ac)⟶Cu(NO3)2(ac)+NO2(g)+H2O(l)\text{Cu}(s) + \text{HNO}_3(ac) \longrightarrow \text{Cu(NO}_3)_2(ac) + \text{NO}_2(g) + \text{H}_2\text{O}(l)a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada tanto en su forma iónica como molecular. (0,8 puntos)

b) Calcule la cantidad de cobre, en gramos, que reaccionará con 50 mL de ácido nítrico concentrado de densidad 1,41 g⋅mL−11{,}41\ \text{g}\cdot\text{mL}^{-1} y riqueza 69 % (en peso). (1,2 puntos)

Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,5.
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Resultado
a) Oxidación: Cu→Cu2++2 e−\text{Cu} \to \text{Cu}^{2+} + 2\,e^-. Reducción: NO3−+2 H++e−→NO2+H2O\text{NO}_3^- + 2\,\text{H}^+ + e^- \to \text{NO}_2 + \text{H}_2\text{O}. Iónica: Cu+2 NO3−+4 H+→Cu2++2 NO2+2 H2O\text{Cu} + 2\,\text{NO}_3^- + 4\,\text{H}^+ \to \text{Cu}^{2+} + 2\,\text{NO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}. Molecular: Cu+4 HNO3→Cu(NO3)2+2 NO2+2 H2O\text{Cu} + 4\,\text{HNO}_3 \to \text{Cu(NO}_3)_2 + 2\,\text{NO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}.

b) Reaccionan 12,3 g de cobre (0,193 mol), con 0,772 mol de HNO3\text{HNO}_3.
Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo
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Estrategia

Primero se mira qué elementos cambian de número de oxidación: el cobre pasa de 0 a +2 (se oxida) y el nitrógeno del nitrato, de +5 en el HNO3\text{HNO}_3 a +4 en el NO2\text{NO}_2 (se reduce). Con el método del ion-electrón en medio ácido se ajustan las dos semirreacciones, se igualan los electrones y se suman.

Ojo al pasar a la ecuación molecular: el ácido nítrico hace dos papeles. Una parte se reduce a NO2\text{NO}_2 y otra solo aporta los nitratos del Cu(NO3)2\text{Cu(NO}_3)_2.

En b) se pasan los 50 mL de disolución a moles de HNO3\text{HNO}_3 (densidad, luego riqueza, luego masa molar) y la ecuación molecular da la relación con el cobre.
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Desarrollo

a) Números de oxidaciónCu0⟶Cu+22+HN+5O3⟶N+4O2\overset{0}{\text{Cu}} \longrightarrow \overset{+2}{\text{Cu}}{}^{2+} \qquad \text{H}\overset{+5}{\text{N}}\text{O}_3 \longrightarrow \overset{+4}{\text{N}}\text{O}_2El Cu es el reductor y el NO3−\text{NO}_3^- (el HNO3\text{HNO}_3), el oxidante.

Semirreacción de oxidación:Cu⟶Cu2++2 e−\text{Cu} \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\,e^-Semirreacción de reducción (medio ácido: se ajusta el O con agua y el H con H+\text{H}^+):NO3−+2 H++e−⟶NO2+H2O\text{NO}_3^- + 2\,\text{H}^+ + e^- \longrightarrow \text{NO}_2 + \text{H}_2\text{O}Igualar los electrones. La oxidación cede 2 electrones y la reducción capta 1: se multiplica la reducción por 2 y se suman:Cu+2 NO3−+4 H+⟶Cu2++2 NO2+2 H2O\text{Cu} + 2\,\text{NO}_3^- + 4\,\text{H}^+ \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\,\text{NO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}Esta es la ecuación iónica. Comprobación: cargas, −2+4=+2-2 + 4 = +2 a cada lado; O, 6 a cada lado.

Ecuación molecular. Los 4 H+\text{H}^+ vienen de 4 HNO3\text{HNO}_3; de esos 4 nitratos, 2 se reducen a NO2\text{NO}_2 y los otros 2 acompañan al Cu2+\text{Cu}^{2+} como Cu(NO3)2\text{Cu(NO}_3)_2:Cu(s)+4 HNO3(ac)⟶Cu(NO3)2(ac)+2 NO2(g)+2 H2O(l)\text{Cu}(s) + 4\,\text{HNO}_3(ac) \longrightarrow \text{Cu(NO}_3)_2(ac) + 2\,\text{NO}_2(g) + 2\,\text{H}_2\text{O}(l)b) Moles de ácido nítrico

Masa de disolución:mdisolucioˊn=50 mL⋅1,41 g/mL=70,5 gm_{\text{disolución}} = 50\ \text{mL}\cdot 1{,}41\ \text{g/mL} = 70{,}5\ \text{g}Masa de HNO₃ puro (riqueza del 69 %):m(HNO3)=70,5 g⋅0,69=48,6 gm(\text{HNO}_3) = 70{,}5\ \text{g}\cdot 0{,}69 = 48{,}6\ \text{g}Moles, con M(HNO3)=1+14+3⋅16=63 g/molM(\text{HNO}_3) = 1 + 14 + 3\cdot 16 = 63\ \text{g/mol}:n(HNO3)=48,6 g63 g/mol=0,772 moln(\text{HNO}_3) = \frac{48{,}6\ \text{g}}{63\ \text{g/mol}} = 0{,}772\ \text{mol}Cobre que reacciona. Según la ecuación molecular, 1 mol de Cu reacciona con 4 mol de HNO3\text{HNO}_3:n(Cu)=0,772 mol4=0,193 molm(Cu)=0,193 mol⋅63,5 g/mol=12,3 gn(\text{Cu}) = \frac{0{,}772\ \text{mol}}{4} = 0{,}193\ \text{mol} \qquad m(\text{Cu}) = 0{,}193\ \text{mol}\cdot 63{,}5\ \text{g/mol} = 12{,}3\ \text{g}
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Consejo

El fallo más caro de este problema es usar la relación de la ecuación iónica (1 Cu : 2 NO3−\text{NO}_3^-) en b). El ácido que se gasta son 4 mol por mol de cobre, porque la mitad del nítrico no se reduce: solo aporta los nitratos de la sal. Usa siempre la ecuación molecular para la estequiometría.

Comprueba la ecuación iónica con las cargas, no solo con los átomos: si no salen iguales a los dos lados, los electrones no están bien igualados.
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