QuímicaMedio2 pts

Ajuste redox y estequiometría

Comunidad de Madrid · 2022 · Julio (coincidentes)
Enunciado
A 30 mL30\ \text{mL} de una disolución de HNO3\text{HNO}_3 1,4 M1{,}4\ \text{M} se le añade un trozo de 10,0 g10{,}0\ \text{g} de Cu(s)\text{Cu}(s), obteniéndose Cu2+\text{Cu}^{2+} y NO2\text{NO}_2.

a) (0,5 puntos) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, la reacción iónica y la molecular por el método ion-electrón.

b) (0,5 puntos) Haga los cálculos necesarios para justificar cuál de los dos reactivos es el limitante.

c) (0,5 puntos) Calcule la concentración final de iones Cu2+\text{Cu}^{2+} en disolución, suponiendo que el volumen no ha variado.

d) (0,5 puntos) Determine la masa (g) de Cu que queda sin reaccionar.

Dato. Masa atómica (u): Cu=63,5\text{Cu} = 63{,}5.
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Resultado
  • a) Oxidación: Cu→Cu2++2e−\text{Cu} \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2e^-; reducción: NO3−+2H++e−→NO2+H2O\text{NO}_3^- + 2\text{H}^+ + e^- \rightarrow \text{NO}_2 + \text{H}_2\text{O}; iónica: Cu+2NO3−+4H+→Cu2++2NO2+2H2O\text{Cu} + 2\text{NO}_3^- + 4\text{H}^+ \rightarrow \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 \rightarrow \text{Cu(NO}_3)_2 + 2\,\text{NO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}.
  • b) El HNO3\text{HNO}_3 es el limitante.
  • c) [Cu2+]=0,35 M[\text{Cu}^{2+}] = 0{,}35\ \text{M}.
  • d) Quedan 9,33 g9{,}33\ \text{g} de Cu.
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1

Estrategia

El cobre pasa de 00 a +2+2 (se oxida, pierde 2 electrones) y el nitrógeno del nitrato, de +5+5 a +4+4 en el NO2\text{NO}_2 (se reduce, gana 1). El ácido nítrico hace dos papeles: parte actúa como oxidante y parte solo aporta NO3−\text{NO}_3^- para formar el nitrato de cobre(II).

La ecuación molecular ajustada da la proporción 1 Cu : 4 HNO₃, que decide el limitante y todo lo demás.
2

Desarrollo

a) Ajuste por el método del ion-electrón.
  • Oxidación:  Cu⟶Cu2++2 e−\ \text{Cu} \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\,e^-
  • Reducción (el O se ajusta 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}Multiplicando la reducción por 2 y sumando: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}Para la ecuación molecular, los 4 H+4\,\text{H}^+ y 2 NO3−2\,\text{NO}_3^- salen de 4 HNO34\,\text{HNO}_3; los dos nitratos que sobran acompañan al Cu2+\text{Cu}^{2+}:Cu+4 HNO3⟶Cu(NO3)2+2 NO2+2 H2O\text{Cu} + 4\,\text{HNO}_3 \longrightarrow \text{Cu(NO}_3)_2 + 2\,\text{NO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}
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b) Reactivo limitante.n0(HNO3)=0,030 L⋅1,4 mol⋅L−1=0,042 moln0(Cu)=10,063,5=0,1575 moln_0(\text{HNO}_3) = 0{,}030\ \text{L}\cdot 1{,}4\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1} = 0{,}042\ \text{mol}\qquad n_0(\text{Cu}) = \frac{10{,}0}{63{,}5} = 0{,}1575\ \text{mol}Para gastar todo el ácido hacen falta, por la estequiometría 1 : 4,n(Cu)necesario=0,0424=0,0105 moln(\text{Cu})_\text{necesario} = \frac{0{,}042}{4} = 0{,}0105\ \text{mol}que es mucho menos que los 0,15750{,}1575 mol de cobre disponibles. Sobra cobre: el ácido nítrico es el reactivo limitante.

c) Concentración final de Cu2+\text{Cu}^{2+}.

Se forma un mol de Cu2+\text{Cu}^{2+} por cada mol de Cu que reacciona:n(Cu2+)=0,0105 mol[Cu2+]=0,0105 mol0,030 L=0,35 Mn(\text{Cu}^{2+}) = 0{,}0105\ \text{mol}\qquad [\text{Cu}^{2+}] = \frac{0{,}0105\ \text{mol}}{0{,}030\ \text{L}} = 0{,}35\ \text{M}d) Cobre sin reaccionar.n(Cu)sobrante=0,1575−0,0105=0,1470 moln(\text{Cu})_\text{sobrante} = 0{,}1575 - 0{,}0105 = 0{,}1470\ \text{mol}m(Cu)=0,1470 mol⋅63,5 g⋅mol−1=9,33 gm(\text{Cu}) = 0{,}1470\ \text{mol}\cdot 63{,}5\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1} = 9{,}33\ \text{g}(Equivalente: reaccionan 0,0105⋅63,5=0,67 g0{,}0105\cdot 63{,}5 = 0{,}67\ \text{g} de cobre, y quedan 10,0−0,67=9,33 g10{,}0 - 0{,}67 = 9{,}33\ \text{g}.)
3

Consejo

El limitante se decide con la estequiometría, no comparando moles a secas: aquí hay menos moles de ácido y además hacen falta cuatro por cada cobre.

No redondees los 0,01050{,}0105 mol a 0,0100{,}010 en mitad del cálculo: la concentración pasaría de 0,350{,}35 a 0,330{,}33 M.
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