Estequiometría de la reacción del cobre con el ácido nítrico.

1. El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre (II),
dióxido de nitrógeno y agua. Calcula: a) El volumen de una disolución de ácido
nítrico del 90% en peso y densidad 1,4 g/mL que se necesitan para que reaccionen 5 g
de cobre. b) El volumen de dióxido de nitrógeno medido a 20 C y 670 mm Hg de
presión que se formará.
En primer lugar escribimos la ecuación química de la reacción ajustada:
4 HNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
La ecuación química ajustada indica que por cada mol de cobre que reaccione
lo harán cuatro de ácido nítrico y se formarán dos de dióxido de nitrógeno.
Hallando los moles de cobre sabremos, por la ley de las proporciones definidas,
los que reaccionan de ácido nítrico y los que se forman de dióxido de nitrógeno.
La masa atómica de cobre es 63,54 g/mol, por tanto 5 g de cobre serán:
n(Cu) = 5 g / 63,54 g/mol = 0.0787 mol
Los moles de ácido nítrico que reaccionan son 4 veces más que los de cobre.
Por tanto: n(HNO3) = 4 · 0,0787 mol = 0,3148 mol

2. n(HNO3) = 0,3148 mol Pm(HNO3) = (1+14+3·16) = 63 g/mol
A continuación hallamos la masa de HNO3, después la de la disolución y por
último su volumen.
m(HNO3) = 0,3148 mol · 63 g/mol = 19,8 g
Estos 19,8 g de HNO3, son el 90 % del total de la disolución, por lo que su masa
será:
mD = 19,8 g · 100/90 = 22 g
Como conocemos la densidad, hallamos el volumen:
VD = 22 g / 1,4 g/mL = 15,7 mL

3. Recordamos que: n(Cu) = 0,0787 mol
Por cada mol de cobre que reaccionen se forman 2 de NO2, por lo que:
n(NO2) = 2 · 0,0787 mol = 0,1574 mol
Como ya conocemos los moles y nos dan de datos las condiciones, hallamos el
volumen utilizando la ecuación de los gases.
670 mmHg atm·L
· V(NO2) = 0,1574 mol · 0,082 · (20 + 273) K
760 mmHg/atm K·mol
Despejando y operando resulta: V(NO2) = 4,29 L