Ejercicio resuelto de Química · 2021

A3. El magnesio reacciona con ácido nítrico según la siguiente ecuación:
$\mathrm{M}\mathrm{g}+\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3⟶\mathrm{M}\mathrm{g}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

a) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción. (0,50)
b) Indicar cuál es la especie oxidante y cuál la especie reductora. (0,50)
c) Ajustar la ecuación por el método del ion-electrón. (0,50)
d) Calcular el potencial de la pila en condiciones estándar. (Datos: ${\mathcal{E}}_{\mathrm{M}{\mathrm{g}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{M}\mathrm{g}}^0=-\mathrm{2,37}\mathrm{V}$; ${\mathcal{E}}_{\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3^{-}\mathrm{/}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2}^0=+\mathrm{0,78}\mathrm{V}$) (1,00)

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Escribir}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{semirreacciones}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{oxidaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{reducci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{(0,50)}}$

Se asignan los números de oxidación para localizar los cambios y se ajusta cada semirreacción en medio ácido: primero los átomos, después los oxígenos con agua, los hidrógenos con protones y por último las cargas con electrones.

$\mathrm{M}\mathrm{g}:0⟶+2\Rightarrow \text{pierde }2e^{-}$

$\mathrm{N}:+5(\text{en }\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3)⟶+4(\text{en }\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2)\Rightarrow \text{gana }1e^{-}$

$\text{Oxidaci}\acute{\text{o}}\text{n}:\mathrm{M}\mathrm{g}\to \mathrm{M}{\mathrm{g}}^{2+}+2e^{-}$

$\text{Reducci}\acute{\text{o}}\text{n}:\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3^{-}+2{\mathrm{H}}^{+}+e^{-}\to \mathrm{N}{\mathrm{O}}_2+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Indicar}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{especie}}\mathbf{\text{oxidante}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{especie}}\mathbf{\text{reductora.}}\mathbf{\text{(0,50)}}$

La especie que gana electrones es la oxidante y la que los pierde la reductora.

$\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3^{-}\text{ gana electrones}\Rightarrow \text{se reduce}\Rightarrow \text{es el oxidante}$

$\mathrm{M}\mathrm{g}\text{ pierde electrones}\Rightarrow \text{se oxida}\Rightarrow \text{es el reductor}$

La especie oxidante es el ion nitrato del ácido nítrico, cuyo nitrógeno baja de $+5$ a $+4$, y la especie reductora el magnesio metálico. Se aprecia aquí el comportamiento típico del ácido nítrico concentrado: oxida a través del nitrato y no a través del protón, y por eso no desprende hidrógeno sino dióxido de nitrógeno.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Ajustar}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{ecuaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{todo}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{ion-electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{(0,50)}}$

El magnesio cede dos electrones y cada nitrato capta uno, de modo que se multiplica la reducción por dos.

$2\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3^{-}+4{\mathrm{H}}^{+}+2e^{-}\to 2\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Sumando con la oxidación y cancelando los electrones se obtiene la ecuación iónica:

$\mathrm{M}\mathrm{g}+2\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3^{-}+4{\mathrm{H}}^{+}\to \mathrm{M}{\mathrm{g}}^{2+}+2\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Para pasar a la ecuación molecular se reponen los nitratos que acompañan al catión magnesio en la sal. De los cuatro moles de ácido, dos actúan como oxidante y los otros dos aportan los nitratos del nitrato de magnesio:

$\mathrm{M}\mathrm{g}+4\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3\to \mathrm{M}\mathrm{g}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+2\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Se comprueba el recuento: 1 de magnesio, 4 de nitrógeno, 4 de hidrógeno y 12 de oxígeno en cada miembro.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Calcular}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{potencial}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{pila}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{condiciones}}\mathbf{\text{est}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{ndar.}}\mathbf{\text{(1,00)}}$

La fuerza electromotriz es la diferencia entre el potencial del par que se reduce, que actúa de cátodo, y el del par que se oxida, que actúa de ánodo. Del apartado b) se sabe que el nitrato se reduce y el magnesio se oxida.

$E_{\text{pila}}^0=E_{\text{c}\acute{\text{a}}\text{todo}}^0-E_{\acute{\text{a}}\text{nodo}}^0=E^0(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3^{-}\mathrm{/}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2)-E^0(\mathrm{M}{\mathrm{g}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{M}\mathrm{g})$

$E_{\text{pila}}^0=\mathrm{0,78}-(-\mathrm{2,37})$

$E_{\text{pila}}^0=+\mathrm{3,15}\text{ V}$

El potencial de la pila en condiciones estándar es de $+\mathrm{3,15}$ V. Al ser positivo la reacción es espontánea, y con un margen amplísimo: se explica porque el magnesio es uno de los metales más reductores que existen, con un potencial muy negativo, y el nitrato un oxidante fuerte.