QuímicaMedioProblema · 2 pts

Ajuste redox y estequiometría

Andalucía · 2019 · Reserva 3 · Opción A

Enunciado

Opción A · Problema 6. El ácido sulfúrico (

\text{H}_2\text{SO}_4

) reacciona con cobre metálico para dar sulfato de cobre(II) (

\text{CuSO}_4

), dióxido de azufre (

\text{SO}_2

) y agua, según la reacción:

\text{Cu} + \text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow \text{SO}_2 + \text{CuSO}_4 + \text{H}_2\text{O}

a) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.

b) Determine el rendimiento de la reacción sabiendo que si se hace reaccionar

30\ \text{mL}

de una disolución de ácido sulfúrico

18\ \text{M}

con exceso de cobre metálico, se obtienen

35\ \text{g}

de sulfato de cobre(II).

Datos: masas atómicas relativas:

\text{S} = 32

;

\text{O} = 16

;

\text{H} = 1

;

\text{Cu} = 63{,}5

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Resultado

\boxed{\;\textbf{a) } \text{Cu} + 2\,\text{H}_2\text{SO}_4 \to \text{CuSO}_4 + \text{SO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}\;}

\boxed{\;\textbf{b) Rendimiento} = 81{,}3\ \%\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Asigna estados de oxidación:

\text{Cu}: 0 \rightarrow +2 \;(\textbf{oxidación, pierde 2 } e^-) \qquad\qquad \text{S}: +6 \rightarrow +4 \;(\textbf{reducción, gana 2 } e^-)

Los dos procesos intercambian 2 electrones, así que las semirreacciones se suman directamente.

Y otra vez el papel doble del ácido sulfúrico: de los dos moles que intervienen, uno se reduce a $\text{SO}_2$ y el otro aporta el sulfato del

\text{CuSO}_4

. Ese detalle es lo que fija el coeficiente molecular y lo que decide el apartado b).

Para el rendimiento, la fórmula es siempre la misma:

\text{rendimiento} = \frac{\text{cantidad real}}{\text{cantidad teórica}} \cdot 100

Desarrollo

a) Ajuste por el método del ion-electrón.

Semirreacción de oxidación:

\text{Cu} \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\,e^-

Semirreacción de reducción (medio ácido):

\text{SO}_4^{2-} + 4\,\text{H}^+ + 2\,e^- \longrightarrow \text{SO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}

Ecuación iónica (suma directa, los electrones se cancelan):

\text{Cu} + \text{SO}_4^{2-} + 4\,\text{H}^+ \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + \text{SO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}

Comprobación de cargas: izquierda

(-2) + (+4) = +2

; derecha

+2\ \checkmark

Ecuación molecular. Los

4\,\text{H}^+

obligan a 2 $\text{H}_2\text{SO}_4$ : uno se reduce a

\text{SO}_2

y el otro aporta el sulfato que acompaña al

\text{Cu}^{2+}

\text{Cu} + 2\,\text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow \text{CuSO}_4 + \text{SO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}

Comprobación:

\text{Cu}

: 1 y 1;

\text{S}

: 2 y

1 + 1 = 2

;

\text{H}

: 4 y 4;

\text{O}

: 8 y

4 + 2 + 2 = 8\ \checkmark

b) Rendimiento de la reacción.

Moles de ácido de partida (el cobre está en exceso, luego el

\text{H}_2\text{SO}_4

es el limitante):

n(\text{H}_2\text{SO}_4) = 0{,}030\ \text{L} \cdot 18\ \text{mol}\,\text{L}^{-1} = 0{,}54\ \text{mol}

Sulfato de cobre teórico, en relación

2\ \text{H}_2\text{SO}_4 : 1\ \text{CuSO}_4

n_{\text{teórico}}(\text{CuSO}_4) = \frac{0{,}54}{2} = 0{,}27\ \text{mol}

M(\text{CuSO}_4) = 63{,}5 + 32 + 4(16) = 159{,}5\ \text{g}\,\text{mol}^{-1}

m_{\text{teórica}} = 0{,}27 \cdot 159{,}5 = 43{,}1\ \text{g}

Rendimiento:

\eta = \frac{35}{43{,}1}\cdot 100 = \mathbf{81{,}3\ \%}

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

Consejo

El coeficiente 2 del ácido sulfúrico es lo que se examina en b). Si usas el 1 de la semirreacción iónica, obtendrás un rendimiento del $40{,}6\ \%$ : exactamente la mitad. Cuenta siempre los átomos de azufre a ambos lados para confirmarlo.

Identifica bien el reactivo limitante. Aquí el enunciado dice «exceso de cobre», así que el ácido lo es por definición, y todos los cálculos parten de él.

Y ten presente que este comportamiento del $\text{H}_2\text{SO}_4$ concentrado —oxidar al cobre, que no reacciona con ácidos diluidos— es justamente lo que lo distingue: es un oxidante fuerte, no solo una fuente de protones.