Reacción redox entre una aleación de cobre y ácido nítrico (6127)

, por F_y_Q

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Cuando se hacen reaccionar 200 g de una aleación, que contiene cobre en un 25.5 \%, con 180 mL de una disolución de ácido nítrico al 70 \% en masa y densidad 1.41 g/mL, se obtienen como productos de reacción óxido de nitrógeno(II), nitrato de cobre(II) y agua con un rendimiento del 90 \%.

a) Ajusta la reacción que tiene lugar empleando el método del ion-electrón, indica cuál es el agente oxidante y el agente reductor, así como los estados de oxidación de las especies oxidadas y reducidas.

b) Calcula los gramos de nitrato de cobre(II) que se obtienen.

c) Si el óxido de nitrógeno(II) se recoge sobre agua a 293 K y 1 atm, calcula el volumen recogido.

Masas atómicas: Cu = 63.5 ; N = 14 ; O = 16 ; H = 1.

P.-S.

Escribimos la reacción con los estados de oxidación de todos los átomos que participan para ver cuáles se oxidan y cuáles se reducen:

\ce{Cu^0(s) + H^+N^{5+}O_3^{2-}(ac) -> N^{2+}O^{2-}(g) + Cu^{2+}(N^{5+}O^{2-}_3)_2(ac) + H^+_2O^{2-}(l)}


Cambian su estado de oxidación el cobre y el nitrógeno. Reescribimos la reacción pero solo con las especies que cambian de estado de oxidación:

\ce{Cu^0(s) + HN^{5+}O_3(ac) -> N^{2+}O(g) + Cu^{2+}(NO_3)_2(ac) + H_2O(l)}

La especie que se oxida es el cobre y es el agente reductor, mientras que el nitrógeno se reduce y es el agente oxidante.
Escribimos las semireacciones de oxidación y de reducción y las ajustamos EN MEDIO ÁCIDO.

Oxidación:

\ce{Cu^0 -> Cu^{2+} + 2e^-}

Reducción:

\ce{(N^{5+}O_3)^- + 4H^+ + 3e^- -> N^{2+}O + 2H_2O}

Sumamos ambas semirreacciones pero multiplicando la primera por 3 y la segunda por 2 para igualar los electrones en ambos procesos:

\ce{3Cu + 2NO_3^- + 8H^+ -> 3Cu^{2+} + 2NO + 4H_2O}

Debemos convertir esta ecuación iónica en la ecuación molecular para poder establecer la estequiometría de los compuestos que toman lugar en la reacción:

\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf \ce{3Cu(s) + 8HNO_3(ac)\ \to\ 3Cu(NO_3)_2(ac) + 2NO(g) + 4H_2O(l)}}}}


Necesitamos conocer cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante para poder hacer los cálculos que nos solicitan en los apartados b) y c). Para ello vamos a calcular los moles de \ce{Cu} y los de \ce{HNO3} que se hacen reaccionar:

200\ \cancel{g\ A}\cdot \frac{25.5\ \cancel{g}\ \text{Cu}}{100\ \cancel{g\ A}}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{63.5\ \cancel{g}} = 0.8\ \text{mol Cu}

180\ \cancel{mL\ D}\cdot \frac{1.41\ \cancel{g\ D}}{1\ \cancel{mL\ D}}\cdot \frac{70\ \cancel{g}\ \ce{HNO3}}{100\ \cancel{g\ D}}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{63\ \cancel{g}} = 2.82\ \ce{mol\ HNO3}

Si aplicamos la estequiometría de la reacción entre el \ce{Cu} y el \ce{HNO3} podemos determinar el reactivo limitante:

0.8\ \cancel{mol\ Cu}\cdot \frac{8\ \ce{mol HNO3}}{3\ \cancel{mol\ Cu}} = 2.13\ \ce{mol HNO3}

Esto quiere decir que el reactivo limitante es el cobre porque hemos hecho reaccionar más moles de \ce{HNO3} de los necesarios. Todos los cálculos deben ser referidos al cobre. Debemos tener en cuenta que el rendimiento de la reacción es del 90 \% y lo haremos multiplicando un factor 0.9 en los cálculos.

b) Calculamos la masa del nitrato de cobre(II):

0.8\ \cancel{mol\ Cu}\cdot \frac{3\ \cancel{mol}\ \ce{Cu(NO3)2}}{3\ \cancel{mol\ Cu}}\cdot \frac{187.5\ g}{1\ \cancel{mol}}\cdot 0.9 = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf \ce{135\ g\ Cu(NO_3)_2}}}}


c) Calculamos ahora los moles de \ce{NO} que se obtienen:

0.8\ \cancel{mol\ Cu}\cdot \frac{2\ \ce{mol\ NO}}{3\ \cancel{mol\ Cu}}\cdot 0.9 = 0.48\ \ce{mol\ NO}

Convertimos estos moles de \ce{NO} en volumen con la ecuación de los gases ideales:

V = \frac{nRT}{P} = \frac{0.48\ \cancel{mol}\cdot 0.082\frac{\cancel{atm}\cdot \text{L}}{\cancel{mol}\cdot \cancel{K}}\cdot 293\ \cancel{K}}{1\ \cancel{atm}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf \ce{11.5\ L\ NO}}}}


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