QuímicaMedioProblema · 2 pts

Ajuste redox y estequiometría

Comunidad de Madrid · 2021 · Junio

Enunciado

Se puede obtener cloro gaseoso en la oxidación del ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose también dióxido de nitrógeno y agua.

a) (1 punto) Indique cuál es la especie oxidante y cuál la reductora. Ajuste la reacción iónica global y la reacción molecular por el método del ion-electrón.

b) (1 punto) Sabiendo que el rendimiento de la reacción es del

82\ \%

, calcule el volumen de cloro que se obtiene a

25\ ^\circ\text{C}

1{,}0\ \text{atm}

, cuando reaccionan

600\ \text{mL}

de una disolución

2{,}00\ \text{M}

\text{HCl}

con ácido nítrico en exceso.

Dato:

R = 0{,}082\ \text{atm}\cdot\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

a) Oxidante: $\text{NO}_3^-$ ( $\text{HNO}_3$ ); reductor: $\text{Cl}^-$ ( $\text{HCl}$ ). Iónica: $2\text{NO}_3^- + 4\text{H}^+ + 2\text{Cl}^- \to 2\text{NO}_2 + \text{Cl}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$ ; molecular: $2\text{HNO}_3 + 2\text{HCl} \to 2\text{NO}_2 + \text{Cl}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$ .
b) $V(\text{Cl}_2) \approx 12\ \text{L}$ .

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Primero se escribe la reacción sin ajustar y se asignan números de oxidación para ver quién se oxida y quién se reduce:

\text{HCl} + \text{HNO}_3 \longrightarrow \text{Cl}_2 + \text{NO}_2 + \text{H}_2\text{O}

Luego se ajusta por ion-electrón en medio ácido (el medio lo ponen los propios ácidos). Con la ecuación ajustada, el apartado b) es estequiometría: moles de

\text{HCl}

→ moles teóricos de

\text{Cl}_2

→ se aplica el rendimiento → volumen con

pV = nRT

Desarrollo

a) Oxidante, reductor y ajuste.

Números de oxidación de los elementos que cambian:

Cloro: $-1$ en el $\text{HCl}$ (ion $\text{Cl}^-$ ) → $0$ en el $\text{Cl}_2$ . Aumenta: se oxida.
Nitrógeno: $+5$ en el $\text{HNO}_3$ (ion $\text{NO}_3^-$ ) → $+4$ en el $\text{NO}_2$ . Disminuye: se reduce.

Por tanto:

Especie oxidante: el ion nitrato, $\text{NO}_3^-$ (es decir, el $\text{HNO}_3$ ), que se reduce.
Especie reductora: el ion cloruro, $\text{Cl}^-$ (es decir, el $\text{HCl}$ ), que se oxida.

Semirreacción de reducción (se ajustan los O con

\text{H}_2\text{O}

, los H con

\text{H}^+

y la carga con electrones):

\text{NO}_3^- + 2\,\text{H}^+ + e^- \longrightarrow \text{NO}_2 + \text{H}_2\text{O}

Comprobación de carga: izquierda

-1 + 2 - 1 = 0

; derecha

0

. ✔

Semirreacción de oxidación:

2\,\text{Cl}^- \longrightarrow \text{Cl}_2 + 2\,e^-

Para igualar los electrones, la reducción se multiplica por 2 y se suman:

\begin{aligned} 2\,\text{NO}_3^- + 4\,\text{H}^+ + 2\,e^- &\longrightarrow 2\,\text{NO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O} \\ 2\,\text{Cl}^- &\longrightarrow \text{Cl}_2 + 2\,e^- \end{aligned}

Ecuación iónica global:

2\,\text{NO}_3^- + 4\,\text{H}^+ + 2\,\text{Cl}^- \longrightarrow 2\,\text{NO}_2 + \text{Cl}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}

Ecuación molecular: los 4

\text{H}^+

los aportan 2

\text{HNO}_3

y 2

\text{HCl}

, que a la vez dan los 2

\text{NO}_3^-

y los 2

\text{Cl}^-

, así que no hace falta añadir ningún ion espectador:

2\,\text{HNO}_3 + 2\,\text{HCl} \longrightarrow 2\,\text{NO}_2 + \text{Cl}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}

Comprobación: H

2 + 2 = 4

2\cdot 2 = 4

; O

6

4 + 2 = 6

; N

2

; Cl

2

. ✔

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

b) Volumen de cloro obtenido.

Moles de

\text{HCl}

(el reactivo limitante, porque el nítrico está en exceso):

n(\text{HCl}) = 0{,}600\ \text{L} \cdot 2{,}00\ \text{mol/L} = 1{,}20\ \text{mol}

Según la ecuación ajustada,

2\ \text{mol HCl} \to 1\ \text{mol Cl}_2

n(\text{Cl}_2)_{\text{teórico}} = 1{,}20\ \text{mol HCl} \cdot \frac{1\ \text{mol Cl}_2}{2\ \text{mol HCl}} = 0{,}600\ \text{mol}

Con un rendimiento del

82\ \%

solo se obtiene esa fracción:

n(\text{Cl}_2)_{\text{real}} = 0{,}600 \cdot 0{,}82 = 0{,}492\ \text{mol}

Volumen a

25\ ^\circ\text{C}

(

T = 298\ \text{K}

) y

1{,}0\ \text{atm}

, con la ecuación de los gases ideales:

V = \frac{nRT}{p} = \frac{0{,}492\ \text{mol} \cdot 0{,}082\ \text{atm}\cdot\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{K}^{-1} \cdot 298\ \text{K}}{1{,}0\ \text{atm}} = 12\ \text{L}

Consejo

El rendimiento se aplica una sola vez y sobre el producto: «moles teóricos × 0,82». Si dividieras por 0,82 estarías calculando cuánto reactivo hace falta, que es la pregunta contraria.

Y no olvides pasar los mililitros a litros y la temperatura a kelvin: $600\ \text{mL} = 0{,}600\ \text{L}$ y $25\ ^\circ\text{C} = 298\ \text{K}$ . Son los dos descuidos más frecuentes en este tipo de cuentas.