QuímicaMedioProblema · 3 pts

Ajuste redox y estequiometría

Castilla-La Mancha · 2024 · Julio

Enunciado

Sea la siguiente reacción redox:

\text{Cu}(s) + \text{HNO}_3 \longrightarrow \text{Cu(NO}_3)_2 + \text{NO} + \text{H}_2\text{O}

a) (1 punto) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción. Señale claramente cuál es el oxidante y el reductor.

b) (1 punto) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.

c) (1 punto) Calcule los gramos de

\text{Cu}(s)

necesarios para obtener 10 g de NO si el rendimiento de la reacción es del 75 %.

Datos: Masas atómicas relativas: Cu = 63,5; N = 14,0; H = 1,0; O = 16,0

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Resultado

a) Oxidación:

\text{Cu} \to \text{Cu}^{2+} + 2e^-

(Cu, reductor). Reducción:

\text{NO}_3^- + 4\text{H}^+ + 3e^- \to \text{NO} + 2\text{H}_2\text{O}

(

\text{HNO}_3

, oxidante).

\boxed{3\,\text{Cu} + 8\,\text{HNO}_3 \to 3\,\text{Cu(NO}_3)_2 + 2\,\text{NO} + 4\,\text{H}_2\text{O}}

\boxed{m(\text{Cu}) = 42{,}3\ \text{g}}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Lo primero es mirar los números de oxidación para ver quién cambia: el cobre pasa de 0 a +2 (pierde electrones, se oxida) y el nitrógeno pasa de +5 en el

\text{HNO}_3

a +2 en el NO (gana electrones, se reduce). Luego se ajusta cada semirreacción en medio ácido (el ácido nítrico lo pone), se igualan los electrones y se suman.

Para el apartado c), la ecuación ajustada da la proporción Cu : NO. Pero como el rendimiento es solo del 75 %, para obtener de verdad 10 g de NO hay que hacer reaccionar cobre como si quisiéramos más: la cantidad teórica de NO es mayor que la real.

Desarrollo

a) Semirreacciones, oxidante y reductor

Números de oxidación de las especies que cambian:

\overset{0}{\text{Cu}} \longrightarrow \overset{+2}{\text{Cu}}{}^{2+} \qquad\qquad \text{H}\overset{+5}{\text{N}}\text{O}_3 \longrightarrow \overset{+2}{\text{N}}\text{O}

\text{HNO}_3

está disociado, así que la especie que se reduce es el ion nitrato,

\text{NO}_3^-

Oxidación (el cobre pierde 2 electrones):

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

Reducción (el nitrógeno gana 3 electrones; en medio ácido, los O sobrantes se van como agua con ayuda de $\text{H}^+$ ):

\text{NO}_3^- + 4\,\text{H}^+ + 3\,e^- \longrightarrow \text{NO} + 2\,\text{H}_2\text{O}

Reductor: el Cu, que cede electrones y se oxida. Oxidante: el $\text{HNO}_3$ (el ion

\text{NO}_3^-

), que capta electrones y se reduce.

b) Ajuste por el método del ion-electrón

Para igualar los electrones intercambiados (2 y 3), se multiplica la oxidación por 3 y la reducción por 2 (6 electrones en cada una):

3\,\text{Cu} \longrightarrow 3\,\text{Cu}^{2+} + 6\,e^-

2\,\text{NO}_3^- + 8\,\text{H}^+ + 6\,e^- \longrightarrow 2\,\text{NO} + 4\,\text{H}_2\text{O}

Sumando, los electrones se cancelan y queda la ecuación iónica:

3\,\text{Cu} + 2\,\text{NO}_3^- + 8\,\text{H}^+ \longrightarrow 3\,\text{Cu}^{2+} + 2\,\text{NO} + 4\,\text{H}_2\text{O}

Para pasar a la ecuación molecular, los

8\,\text{H}^+

salen de 8

\text{HNO}_3

. De esos 8 nitratos, 2 se reducen a NO y los otros 6 quedan como iones espectadores, acompañando a los

3\,\text{Cu}^{2+}

como

3\,\text{Cu(NO}_3)_2

3\,\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 = 4\cdot 2

; O,

24 = 18 + 2 + 4

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

c) Masa de cobre con un rendimiento del 75 %

Masa molar del NO:

M = 14{,}0 + 16{,}0 = 30{,}0\ \text{g}\,\text{mol}^{-1}

.

Moles de NO que se quieren obtener realmente:

n_{\text{real}}(\text{NO}) = \frac{10\ \text{g}}{30{,}0\ \text{g}\,\text{mol}^{-1}} = 0{,}3333\ \text{mol}

Con un rendimiento del 75 %, solo se obtiene el 75 % de lo teórico, así que la reacción tiene que poder dar, en teoría:

n_{\text{teórico}}(\text{NO}) = \frac{0{,}3333}{0{,}75} = 0{,}4444\ \text{mol}

Por la estequiometría, 3 mol de Cu dan 2 mol de NO:

n(\text{Cu}) = 0{,}4444\ \text{mol NO}\cdot\frac{3\ \text{mol Cu}}{2\ \text{mol NO}} = 0{,}6667\ \text{mol Cu}

m(\text{Cu}) = 0{,}6667\ \text{mol}\cdot 63{,}5\ \text{g}\,\text{mol}^{-1} = 42{,}3\ \text{g}

Tiene sentido que salga más que los

0{,}5\ \text{mol} = 31{,}8\ \text{g}

que bastarían con rendimiento del 100 %.

Consejo

Con el rendimiento, piensa siempre en qué sentido vas: si te piden el reactivo necesario para una cantidad real de producto, se divide entre el rendimiento (hace falta más reactivo). Si multiplicas por 0,75 te sale menos cobre, y eso no puede ser.

En la molecular, no olvides que parte del $\text{HNO}_3$ no se reduce: actúa solo como ácido y aporta los nitratos del $\text{Cu(NO}_3)_2$ . Por eso hay 8 y no 2.

Paso 1 de 3

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