Ejercicio resuelto de Varios · Química · Islas Baleares · 2020

La siguiente reacción química ajustada corresponde a un proceso redox:

$\mathrm{Cu(s)} + 2\,\mathrm{H_2SO_4(aq)} \rightarrow \mathrm{CuSO_4(aq)} + \mathrm{SO_2(g)} + 2\,\mathrm{H_2O(l)}$

a) Identifique la especie oxidante. Justifique la respuesta.

b) Calcule el volumen de $\mathrm{SO_2(g)}$ que se obtendrá haciendo reaccionar 12,71 g de Cu (s) con un exceso de ácido sulfúrico, a 27 °C de temperatura y a una presión de 750 mm Hg.

c) Indique de forma razonada si la reacción siguiente corresponde a un proceso redox:

$\mathrm{AgNO_3(aq)} + \mathrm{NaCl(aq)} \rightarrow \mathrm{AgCl(aq)} + \mathrm{NaNO_3(aq)}$

Datos: $R = 0{,}082\ \mathrm{atm\ L\ mol^{-1}\ K^{-1}}$. Masa atómica relativa: $\mathrm{Cu} = 63{,}5$.

$\textbf{a) Identifique la especie oxidante. Justifique la respuesta.}$

El oxidante es la especie que $\textbf{se reduce}$, es decir, la que capta electrones y baja su número de oxidación. Basta compararlos entre reactivos y productos.

$\mathrm{Cu}: 0 \rightarrow +2$ — el cobre metálico cede dos electrones, se oxida. Es el reductor.

$\mathrm{S}: +6\ (\text{en } \mathrm{H_2SO_4}) \rightarrow +4\ (\text{en } \mathrm{SO_2})$ — el azufre gana dos electrones, se reduce.

Por tanto la especie oxidante es el $\textbf{ácido sulfúrico}$, $\mathrm{H_2SO_4}$.

Conviene notar que el ácido desempeña aquí un doble papel: de los 2 mol que intervienen, solo uno se reduce a $\mathrm{SO_2}$; el otro se limita a aportar el sulfato que acompaña al cobre en la sal. Las semirreacciones son:

$\mathrm{Cu} \rightarrow \mathrm{Cu^{2+}} + 2\,e^-$

$\mathrm{SO_4^{2-}} + 4\,\mathrm{H^+} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{SO_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$

$\textbf{b) Calcule el volumen de SO₂(g) que se obtendrá haciendo reaccionar 12,71 g de Cu (s) con un exceso de ácido sulfúrico, a 27 °C de temperatura y a una presión de 750 mm Hg.}$

El ácido está en exceso, así que el reactivo limitante es el cobre:

$n(\mathrm{Cu}) = \dfrac{12{,}71}{63{,}5} = 0{,}200\ \mathrm{mol}$

Según la ecuación ajustada, cada mol de cobre produce un mol de dióxido de azufre:

$n(\mathrm{SO_2}) = 0{,}200\ \mathrm{mol}$

Antes de aplicar la ecuación de los gases hay que pasar las condiciones a las unidades de $R$:

$P = \dfrac{750}{760} = 0{,}987\ \mathrm{atm} \qquad T = 27 + 273 = 300\ \mathrm{K}$

$V = \dfrac{n\,R\,T}{P} = \dfrac{0{,}200 \cdot 0{,}082 \cdot 300}{0{,}987} = \dfrac{4{,}92}{0{,}987}$

$V(\mathrm{SO_2}) = 4{,}99\ \mathrm{L}$

$\textbf{c) Indique de forma razonada si la reacción siguiente corresponde a un proceso redox.}$

No lo es. Basta asignar los números de oxidación de todos los elementos a un lado y otro de la ecuación:

$\mathrm{Ag}: +1 \rightarrow +1 \qquad \mathrm{N}: +5 \rightarrow +5 \qquad \mathrm{O}: -2 \rightarrow -2$

$\mathrm{Na}: +1 \rightarrow +1 \qquad \mathrm{Cl}: -1 \rightarrow -1$

Ninguno cambia, de modo que no hay transferencia de electrones y el proceso $\textbf{no es redox}$.

Lo que ocurre en realidad es una simple $\textbf{reacción de precipitación}$, o de doble desplazamiento: los iones intercambian pareja y el cloruro de plata, muy insoluble, abandona la disolución como sólido blanco. En forma iónica neta se ve con claridad que los demás iones son espectadores:

$\mathrm{Ag^+(aq)} + \mathrm{Cl^-(aq)} \rightarrow \mathrm{AgCl(s)}$