8.- REACCIÓN QUÍMICA. FORMULACIÓN DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO. ESTUDIOS A DISTANCIA.

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 0

REPASO DE CONCEPTOS (2ª PARTE):

REACCIONES QUÍMICAS

8.- REACCIÓN QUÍMICA. FORMULACIÓN DE UNA REACCIÓN

QUÍMICA

ESTUDIA / APRENDE

Qué es una reacción química.

Qué ocurre con los enlaces entre los átomos en una reacción química.

A qué llamamos reactivos y productos.

La forma de escribir lo que ocurre en una reacción química: Las ecuaciones químicas y sus símbolos.

En la Naturaleza nos podemos encontrar con fenómenos como los siguientes:

 Un papel arde en presencia del aire (COMBUSTIÓN)

 Un metal se oxida en presencia de aire y agua (CORROSIÓN U OXIDACIÓN)

 Las plantas convierten el agua, el dióxido de carbono y las sales minerales en otras sustancia químicas complejas (FOTOSÍNTESIS)

 Los alimentos se descomponen en sustancias indeseables en presencia del aire (DESCOMPOSICIÓN) En estas transformaciones ha cambiado el tipo de sustancia, convirtiéndose en otras diferentes que se caracterizan porque las partículas que las forman tienen los átomos dispuestos de manera distinta:

 Papel + Oxígeno del aire = Cenizas + Gases.

 Metal + Oxígeno del aire = Óxido del metal.

 Agua + Dióxido de Carbono + sales minerales = Sustancias orgánicas complejas + Oxígeno

 Sustancias orgánicas de los alimentos + Oxígeno del aire (Por acción de las bacterias) = Sustancias orgánicas diferentes e indeseables.

En las TRANSFORMACIONES QUÍMICAS las sustancias cambian convirtiéndose así en otras sustancias. Es lo que se llama REACCIÓN QUÍMICA.

En una reacción química, los átomos, que estaban ordenados de una manera determinada formando las

moléculas características de unas sustancias, rompen algunos de sus enlaces (o todos) y se ordenan de otra

manera formando sustancias diferentes. Es un proceso en el que unas sustancias se convierten en otras. En las reacciones químicas no aparecen átomos nuevos por arte de magia, ni se destruyen átomos así como así, simplemente se rompen algunos enlaces entre átomos y se forman enlaces nuevos: hay una reordenación de átomos, pero el número de átomos y el tipo de éstos sigue siendo, lógicamente, el mismo.

Una REACCIÓN QUÍMICA es un proceso en el que unas sustancias se convierten en otras. Es decir, se produce una transformación.

Para representar por escrito una reacción química tenemos que conocer las sustancias que hay antes de que ésta se produzca y que van a intervenir en la reacción. Son los REACTIVOS. Tenemos también que conocer las sustancias nuevas que se forman a partir de los reactivos y que llamamos PRODUCTOS.

En numerosas ocasiones podemos detectar que se están realizando una reacción química porque observamos cambios como:

- Cambios de temperatura. - Formación de precipitados. - Producción de olores nuevos... - Desprendimiento de gases. - Cambio de color. - Explosión.

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No significa que siempre que se produzcan cualquiera de estos cambios es seguro que se está produciendo una reacción química, pero si puede ser indicativo de que esté ocurriendo.

Llamamos REACTIVOS en una reacción química a las sustancias de las que se parte en la reacción, y PRODUCTOS a las sustancias que se obtienen.

Las reacciones químicas las podemos estudiar desde dos puntos de vista distintos: el submicroscópico, en el que estudiaremos el mecanismo de la reacción química (los enlaces que se van rompiendo y los nuevos enlaces que se van creando...), y el macroscópico mediante el cual intentamos formular las reacciones

químicas. Nosotros vamos a estudiarlas desde este segundo aspecto. Para formular reacciones químicas tenemos que seguir los siguientes pasos:

1º- Determinar cuáles son los reactivos de los que se parte en la reacción y los productos que se obtienen. 2º- Describir mediante una ecuación química lo que ha ocurrido.

Una ECUACIÓN QUÍMICA es, por tanto, la representación escrita de una reacción química.

Las ecuaciones químicas constan de dos términos. En el término de la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos unidos con el signo de suma, y en el de la derecha se escriben las fórmulas de los productos unidas con el mismo signo.

Ambos términos estarán separados por alguno de los siguientes signos:

=

A veces encontramos también las siguientes abreviaturas junto a la fórmula de alguna sustancia: (s) = sólido (l) = líquido (g) = gas (aq) o (d) = disolución en agua

 = El producto forma un precipitado.  = El producto se desprende en forma de gas

En toda reacción química se produce ruptura de algunos enlaces en los reactivos y formación de otros nuevos en los productos.

EJEMPLO DE REACCIÓN QUÍMICA:

Cuando reacciona el cloro (Cl2) con el hidrógeno (H2) (reactivos) se forma cloruro de hidrógeno (HCl)

(producto). Teníamos al principio moléculas de cloro y de hidrógeno y aparecen al final moléculas de cloruro de hidrógeno.

En el proceso se rompen los enlaces H–H y Cl–Cl y se forman nuevos enlaces H–Cl:

Cl2 + H2 2 HCl

Observa cómo hemos escrito la reacción; con una molécula de cloro y una de hidrógeno se obtienen dos moléculas de cloruro de hidrógeno, de ahí que la fórmula HCl lleve un 2 delante. A estos números que se ponen delante de la fórmula para que el número de átomos siga siendo el mismo se les llama COEFICIENTES

ESTEQUIOMÉTRICOS. Cuando hacemos coincidir, mediante estos coeficientes, el número de átomos de cada

elemento químico a un lado y a otro de la ecuación química, decimos que hemos "AJUSTADO LA ECUACIÓN".

RECUERDA:

Una reacción química es una redistribución de los átomos que forman las sustancias reaccionantes (reactivos) para obtener otras sustancias de propiedades diferentes, llamadas productos.

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 CONTESTA Y REPASA

¿Qué ocurre con los enlaces químicos en una reacción química?

¿Qué son los coeficientes estequiométricos y para qué se escriben?

9.- LEYES DEL COMPORTAMIENTO DE LA MATERIA

ESTUDIA / APRENDE

El enunciado de la ley de conservación de la masa y su explicación lógica.

La ley de las proporciones constantes y su explicación lógica.

Con los modelos moleculares podemos explicar algunas reacciones químicas como la formación de agua a partir del hidrógeno y del oxígeno, lo que además nos servirá para entender el principio de conservación de la masa.

Al ser estudiadas las transformaciones de la materia se observó que seguían siempre unas reglas de comportamiento que hoy aceptamos como lógicas. El estudio y explicación de estas reglas dio origen a la química.

Estas leyes son:

a) Ley de conservación de la masa o de LAVOISIER. b) Ley de las proporciones constantes o de PROUST.

a) LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O DE LAVOISIER

"En todo proceso químico la masa total de reactivos es igual a la masa total de los productos"

La ley de conservación de la masa la podemos entender por medio de estos modelos. Por ejemplo, la obtención de agua a partir de sus elementos sería:

Por ejemplo, la obtención de agua a partir de sus elementos sería:

2H

2

+ O

2

2 H

2

O

Se observa que reaccionan cuatro átomos de hidrógeno con dos átomos de oxígeno y se obtiene el mismo número de átomos de cada clase, aunque combinados de distinta forma. Ten en cuenta que las moléculas de hidrógeno y de oxígeno son diatómicas.

Otra vez observamos una ecuación química ajustada. En una reacción química ni se forman átomos nuevos ni desaparecen átomos: la masa sigue siendo la misma.

b) LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

"Cuando dos sustancias se combinan entre sí para formar un determinado compuesto, sus masas guardan entre si una proporción fija e invariable".

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Si hacemos reaccionar hierro con azufre para producir sulfuro de hierro(II), comprobamos experimentalmente que las masas que intervienen de cada elemento en la reacción guardan siempre la misma proporción, como queda indicado en la tabla.

Observando la tabla calcula cuántos gramos de azufre se necesitan para reaccionar con 31 gramos de hierro para formar sulfuro de hierro (II).

LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS TAMBIÉN SE PUEDE EXPLICAR POR MEDIO DE ESTE MODELO, QUE EN REALIDAD SE BASA EN LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.

Por ejemplo supongamos que se combina el carbono con el hidrógeno para dar metano:

C + 2H

2

CH

4

Por cada átomo de carbono tiene que haber dos moléculas de hidrógeno (cuatro átomos de hidrógeno) para que se forme una molécula de metano (un átomo de carbono y cuatro de hidrógeno).

Siempre que reaccione carbono con hidrógeno para formar metano lo harán en la misma proporción: la que resulta de la relación entre un átomo de carbono (12 umas) y cuatro de hidrógeno (4 x 1uma = 4 umas) Si por cada átomo de carbono hay más de cuatro átomos de hidrógeno, sobrará hidrógeno pues la relación en que se combina el hidrógeno con un átomo de carbono para dar metano es siempre la misma (4 átomos de hidrógeno por cada átomo de carbono)

CONTESTA Y REPASA

En el apartado 8 tienes expresada mediante modelos atómicos la reacción entre el cloro y

el hidrógeno para formar cloruro de hidrógeno. Explica con la ayuda de dichos modelos la

ley de conservación de la masa y la de las proporciones constantes.

10.- ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

ESTUDIA / APRENDE

A qué llamamos ajuste de una reacción química.

El significado de los coeficientes en las ecuaciones químicas.

La información que nos suministran las ecuaciones químicas ajustadas y la lectura en moles de las mismas.

La ESTEQUIOMETRÍA es la parte de la química que estudia las cantidades de sustancia empleadas o producidas en las reacciones químicas.

Fe S Porcentaje Fe/S FeS 14 g 8 g 14/ 8 = 1,75 22 g 28 g 16 g 28/16 = 1,75 44 g 35 g 20 g 35/20 = 1,75 55 g

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Para poder hacer los cálculos teóricamente tenemos que tener en cuenta la ley de conservación de la masa y, por tanto, tiene que haber el mismo número de átomos de cada elemento a cada lado de la ecuación química. Para lograrlo hay que colocar unos coeficientes numéricos (coeficientes estequiométricos) delante de las fórmulas que representan a las sustancias químicas. A este proceso se le llama AJUSTE de la reacción.

EJEMPLOS:

La reacción HCl + NaOH  NaCl + H2O

está ajustada sin necesidad de poner ningún coeficiente puesto que a cada lado de la ecuación química existe el mismo número de átomos de cada elemento.

La reacción H2SO4 + KOH  K2SO4 + H2O

no está ajustada, ya que el número de átomos de cada elemento a un lado y otro de la ecuación no es igual. La ecuación quedaría igualada colocando los siguientes coeficientes:

H2SO4 + 2 KOH  K2SO4 + 2 H2O

El significado de esta ecuación sería: Cada molécula de ácido sulfúrico reacciona con dos "fórmulas moleculares" de hidróxido de potasio para producir una "fórmula molecular" de sulfato de potasio y dos moléculas de agua.

Existe el mismo número de átomos a un lado y otro de la ecuación, no aparece ni desaparece ningún átomo, solamente los átomos se distribuyen de otra manera.

El ajuste de una reacción química se puede realizar por "tanteo", como hemos hecho en el ejemplo anterior, pero generalmente esto es difícil de hacer así y utilizamos un método de ajuste que veremos en este apartado.

La síntesis del agua a partir de sus elementos vimos que era:

Hidrógeno + Oxígeno  Agua

Si escribimos esta reacción utilizando las fórmulas de las sustancias y las moléculas que intervienen nos quedaría:

2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)

Es decir, dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una de oxígeno para producir dos moléculas de agua.

De esta manera hemos escrito la reacción química en forma de ecuación química.

CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O

La reacción de combustión del metano está ajustada. En ambos miembros hay un átomo de carbono, cuatro de hidrógeno y cuatro de oxígeno, únicamente cambia la forma en que están agrupados los átomos.

Las siguientes reacciones están ajustadas: 2 Fe2O3  4 Fe + 3 O2

4 NH3 + 5 O2  4 NO + 6 H2O

No se pueden cambiar los subíndices de las fórmulas que simbolizan las sustancias. Sólo hay que indicar el número de moléculas que intervienen mediante un coeficiente escrito delante de la fórmula.

La información que nos suministra una ecuación química una vez ajustada es:

 Nos indica las sustancias que intervienen en la reacción y, a veces, el estado físico en el que se encuentran.

 Mediante los coeficientes estequiométricos podemos conocer la relación molecular con que intervienen las sustancias.

 De esta manera podemos también conocer la relación entre los moles de las sustancias que interviene en la reacción.

 Una ecuación química no nos informa, sin embargo, acerca de la velocidad con que se realiza la reacción o, ni siquiera, si en la práctica esa reacción se puede realizar.

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¿Por qué decimos que una ecuación química nos informa de la relación entre moles de las sustancias que intervienen en la reacción? Sencillamente por la propia definición de mol: recuerda que un mol de cualquier sustancia es un nº concreto de moléculas de dicha sustancia, exactamente el nº de Avogadro (NA = 6,022·1023)

Sea por ejemplo la reacción ajustada:

N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g)

Es lo mismo que escribir:

1 molécula de N2 + 3 moléculas de H2 2 moléculas NH3 (g)

1·10 moléculas de N2 + 3·10 moléculas de H2  2·10 moléculas NH3

1·1000 moléculas de N2 + 3·1000 moléculas de H2  2·1000 moléculas NH3

1·NA moléculas de N2 + 3·NA moléculas de H2  2·NA moléculas NH3

Y esto último es lo mismo que:

1 mol de N2 + 3 moles de H2 2 moles NH3 (g)

PROCEDIMIENTO PARA EL AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA

A continuación vamos a ver los pasos a seguir para realizar el ajuste de una reacción química. Los vamos a ir dando ayudándonos de una reacción química concreta, la combustión del alcohol etílico:

C2H6O + O2 CO2 + H2O

1º- EMPEZAMOS AJUSTANDO LOS ÁTOMOS QUE NO SEAN NI H NI O:

En el caso de nuestra reacción es el C. Como en los reactivos hay dos átomos de carbono y en los productos solo uno, escribimos el coeficiente 2 en el CO2:

C2H6O + O22 CO2 + H2O

2º- UNA VEZ AJUSTADOS TODOS LOS ÁTOMOS MENOS EL H Y EL O, AJUSTAMOS EL HIDRÓGENO:

En nuestra reacción hay 6 átomos de H en los reactivos y 2 en los productos, luego escribimos el coeficiente 3 en el H2O:

C2H6O + O22 CO2 + 3 H2O

3º- COMPROBAMOS SI AL COLOCAR LOS COEFICIENTES DEL H SE HAN ALTERADO EL RESTO DE ÁTOMOS (MENOS EL OXÍGENO). SI ES ASÍ SE REAJUSTA LA REACCIÓN:

En nuestra reacción no se ha producido ninguna alteración: hay 2 átomos de C y 6 átomos de H. No hay que reajustarla.

4º- AJUSTAMOS EL OXÍGENO:

En los reactivos hay 3 átomos de O (uno del etanol y dos de la molécula de oxígeno) y en los productos 7 (cuatro del dióxido de carbono más tres del agua). Si colocamos el coeficiente 3 en el O2, sumaríamos en total

siete oxígenos:

C2H6O + 3 O22 CO2 + 3 H2O

5º- COMPROBAMOS SI AL COLOCAR LOS COEFICIENTES DEL O SE HAN ALTERADO EL RESTO DE ÁTOMOS. SI ES ASÍ SE REAJUSTA LA REACCIÓN:

En nuestra reacción no se ha producido ninguna alteración: hay 2 átomos de C, 6 átomos de H y 7 átomos de O en cada lado de la ecuación. No hay que reajustarla.

EJEMPLO 1º:

Vamos a ajustar la reacción de combustión del butano: C4H10 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g)

1º- EMPEZAMOS AJUSTANDO LOS ÁTOMOS QUE NO SEAN NI H NI O:

En el caso de nuestra reacción es el C. Como en los reactivos hay cuatro átomos de carbono y en los productos solo uno, escribimos el coeficiente 4 en el CO2:

C4H10 (g) + O2 (g) 4 CO2 (g) + H2O (g)

2º- UNA VEZ AJUSTADOS TODOS LOS ÁTOMOS MENOS EL H Y EL O, AJUSTAMOS EL HIDRÓGENO:

Al no haber ningún otro átomo distinto al H y al O, ajustamos el H. Hay 10 H en los reactivos y solo 2 en los productos, colocamos un 5 delante del H2O

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3º- COMPROBAMOS SI AL COLOCAR LOS COEFICIENTES DEL H SE HAN ALTERADO EL RESTO DE ÁTOMOS (MENOS EL OXÍGENO). SI ES ASÍ SE REAJUSTA LA REACCIÓN:

En nuestra reacción no se ha producido ninguna alteración: sigue habiendo 4 átomos de C a cada lado: no hay que reajustarla.

4º- AJUSTAMOS EL OXÍGENO:

En los reactivos hay 2 átomos de oxígeno y 13 en los productos. Se ajusta poniendo un 13/2 delante del O2.

C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) 4 CO2 (g) + 5 H2O (g)

Aunque en las moléculas diatómicas se permite dejar estos coeficientes reaccionarios es preferible ajustar con números enteros. Para ello, y para mantener las proporciones se multiplica por dos toda la ecuación:

2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O (g)

5º- COMPROBAMOS SI AL COLOCAR LOS COEFICIENTES DEL O SE HAN ALTERADO EL RESTO DE ÁTOMOS. SI ES ASÍ SE REAJUSTA LA REACCIÓN:

En nuestra reacción no se ha producido ninguna alteración: hay 8 átomos de C, 20 átomos de H y 26 átomos de O en cada lado de la ecuación. No hay que reajustarla.

EJEMPLO 2º:

Vamos a ajustar la reacción de combustión del butano: Mg3N2 + H2O  Mg(OH)2 + NH3

1º- EMPEZAMOS AJUSTANDO LOS ÁTOMOS QUE NO SEAN NI H NI O:

En el caso de nuestra reacción son el Mg y el N.

Empezamos por el Mg: como en los reactivos hay tres átomos de magnesio y en los productos solo uno, escribimos el coeficiente 3 en el Mg(OH)2:

Mg3N2 + H2O 3 Mg(OH)2 + NH3

Seguimos con el N: como en los reactivos hay dos átomos de nitrógeno y en los productos solo uno, escribimos el coeficiente 2 en el NH3:

Mg3N2 + H2O 3 Mg(OH)2 + 2 NH3

El nuevo coeficiente del N no ha alterado los átomos de Mg, por lo que continuamos con el siguiente paso.

2º- UNA VEZ AJUSTADOS TODOS LOS ÁTOMOS MENOS EL H Y EL O, AJUSTAMOS EL HIDRÓGENO:

Hay 2 átomos de H en los reactivos y 12 en los productos, colocamos un 6 delante del H2O

Mg3N2 + 6 H2O 3 Mg(OH)2 + 2 NH3

3º- COMPROBAMOS SI AL COLOCAR LOS COEFICIENTES DEL H SE HAN ALTERADO EL RESTO DE ÁTOMOS (MENOS EL OXÍGENO). SI ES ASÍ SE REAJUSTA LA REACCIÓN:

En nuestra reacción no se ha producido ninguna alteración: sigue habiendo 3 átomos de Mg y 2 de N a cada lado: no hay que reajustarla.

4º- AJUSTAMOS EL OXÍGENO:

En los reactivos hay 6 átomos de oxígeno y también 6 en los productos. Por lo que ya está ajustada (el 5º paso es innecesario pues no ha habido cambio de coeficiente en el Oxígeno que pueda alterar a lo anterior. Verás que durante este curso utilizarás además otro método de ajuste: el método del ion-electrón tanto en medio ácido como en medio básico en las reacciones de oxidación-reducción. Pero este método aprenderás a usarlo pasada la primera mitad del cuso.

CONTESTA Y REPASA

¿Qué significa ajustar una ecuación química?, ¿por qué es necesario hacerlo?

Escribe las ecuaciones químicas de las reacciones que han aparecido en el texto hasta

ahora representadas mediante modelos atómicos.

Lee en moles las siguientes reacciones:

2 Fe

2

O

3



4 Fe + 3 O

2

(8)

Ajusta las siguientes reacciones químicas: Al + I

2

Al I

3

Mg + O

2

MgO

NH

3

(g) + O

2

(g)

NO (g) + H

2

O (g)

CO

2

(g) + H

2

O (l)

C

6

H

12

O

6

(s) + O

2

(g)

Escribe y ajusta las ecuaciones que corresponden a las siguientes reacciones químicas:

a) El propano (C

3

H

8

) reacciona con el oxígeno y se obtienen dióxido de carbono y agua.

b) Para obtener monóxido de carbono hemos de hacer reaccionar el carbono con oxígeno

en una atmósfera pobre en oxígeno, ya que, de lo contrario, se obtiene dióxido de

carbono.

11.- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

ESTUDIA / APRENDE

A resolver problemas de cantidades de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas.

Una vez escrita y ajustada la ecuación que representa a una determinada reacción química nos interesa calcular la relación que existe entre las masas de las diferentes sustancias que intervienen en la misma. Este interés radica en la necesidad de conocer la cantidad de una sustancia que se obtiene a partir de una cantidad determinada de un reactivo dado, o la masa de un reactivo que reacciona con una cantidad dada de otro... Para poder comprender este interés y aprender a efectuar los cálculos necesarios vamos a realizar algún ejemplo.

EJEMPLO 1º

En la siguiente reacción química: Al + I2 Al I3 ¿cuántos gramos de yodo reaccionan con 10 gramos de

aluminio?

Para poder hacer este ejercicio vamos a seguir los siguientes pasos:

1º- Escribir la REACCIÓN AJUSTADA:

2 Al + 3 I2  2 Al I3

2º- Establecer las correspondientes RELACIONES ENTRE MOLES de las sustancias correspondientes:

2 moles de aluminio reaccionan con 3 moles de yodo.

3º- PASAR la relación en moles a RELACIÓN EN GRAMOS

Como 1 mol de aluminio son 26,98g, 2 moles serán 53,96g. Como 1 mol de yodo son 253,80g, 3 moles serán 761,40g Por tanto:

53,96 gramos de aluminio reaccionan con 761,40gramos de yodo

4º- Realizar los CÁLCULOS EN GRAMOS:

53,96 gramos de Al reaccionan con 761,40 gramos de I2

10 gramos de Al reaccionan con m gramos de I2

2 2 761, 40 gramos de I 53,96 gramos de Al 10 gramos de Al  m gramos de I m= 139,59 gramos de I2

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EJEMPLO 2º

¿Cuántos gramos de Oxígeno hacen falta para que, reaccionando completamente con suficiente magnesio, se produzcan 243 gramos de óxido de magnesio?

1º- Escribimos la REACCIÓN AJUSTADA: Mg + O2  MgO

Como no está ajustada escribimos los coeficientes correspondientes:

2Mg +O2  2MgO

2º- Establecemos las correspondientes relaciones entre moles de las sustancias correspondientes:

Con 1 mol de oxígeno se obtienen 2 moles óxido de magnesio.

3º- Pasamos la relación en moles a relación en gramos

1 mol de oxígeno son 32 gramos. Como 1 mol de MgO son 40,31 gramos, 2 moles serán 80,62 gramos. Por tanto:

Con 32 gramos de oxígeno se obtienen 80,62 gramos de MgO

4º- Realizamos los CÁLCULOS EN GRAMOS:

Vemos que con 32 gramos de oxígeno se obtienen 80,62 gramos de MgO. Con m gramos de oxígeno se obtienen 243 gramos de MgO. Por tanto: 2

2

32g(O ) 80,62g(MgO)

m g(O )  243g(MgO)

m = 96,32 gramos de O2

SOLUCIÓN : Son necesarios 96,32 gramos de O2

Como sabemos calcular el volumen ocupado por un nº determinado de moles de un gas conociendo la presión y la temperatura a las que se encuentra, los cálculos estequiométricos nos permiten también en el caso de gases encontrar una solución al volumen de éstos gastado o producido en una reacción química. Un ejemplo lo tienes a continuación:

EJEMPLO 3º

En la reacción de descomposición del agua oxigenada se produce agua y oxígeno. ¿Qué cantidad de oxígeno se desprende al descomponerse 300g de agua oxigenada? ¿Qué volumen supone medido en condiciones normales?

REACCIÓN: H2O2  H2O + O2

REACCIÓN AJUSTADA: 2H2O2  2H2O + O2

DATOS 300g ¿ ?

RELACIÓN ENTRE MOLES: 2 moles de H2O2 1 mol de O2

PASAMOS LOS MOLES A GRAMOS

H2O2 : 2 H = 1x2=2

2 O = 16x2 = 32  P.m. H2O2 = 34  1 mol H2O2 = 34g  2 moles H2O2 = 68g

O2 : 2 O = 16x2 = 32  P.m. O2 = 32  1 mol O2 = 32g

68gramos de H2O2 reaccionan con 32gramos de O2

CÁLCULO EN GRAMOS: Si 68g H2O2 reaccionan con 32g O2

300g H2O2 reaccionarán con m (g) O2

 

2 2 2 2 2 2 68g H O 32g O 300g H O m g O m(g) O2 = 141,18 g de O2 SOLUCIÓN: 141,18g O2

CÁLCULO EN VOLUMEN: Como los 141,18 gramos de oxígeno son 4,41 moles, el volumen en c.n. es: 4,41 ·

22,4 litros = 98,78 litros

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EJEMPLO 4º

¿Qué volumen de H2 y de O2 medido en condiciones normales de presión y temperatura se obtiene en la

electrólisis de 50g de agua? ¿Y si la presión es de 2 atmósferas y la temperatura de 30ºC? REACCIÓN: H2O  H2 + O2

REACCIÓN AJUSTADA: 2H2O  2H2 + O2

 

DATOS 50g ¿ ? ¿ ?

RELACIÓN ENTRE MOLES 2 moles de H2O 2 moles de H2

luego:

1 mol de H2O 1 mol de H2

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (H2O) H2O: 2 H = 2x1 = 2 1 O = 16  P.m. H2O = 18  1 mol H2O = 18g 2 2 2 1 mol (H O) 18g x 2,78 moles de H O x mol (H O) 50g  

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (H2)

2 2

2

2 2

1 mol (H O) 1 mol (H ) y 2,78 moles de H

2,78 mol (H O)  y mol (H )  

Teniendo en cuenta que, en condiciones normales, un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros, y observando que tenemos 2,78 moles de H2, eso supone:

V de H2 = 2,78 x 22,4 litros = 62,27 litros.

Utilizamos la fórmula P V = n R T.

Como lo que queremos calcular es el volumen y conocemos el resto de datos, no tenemos más que

despejar y sustituir. (Recuerda que la temperatura hay que ponerla en grados Kelvin, o sea, sumarle 273,16. En este caso T = 303,16) 2 atm L 2, 78mol 0,082 303,16K nRT mol K V 34,55 litros de H P 2atm       

RELACIÓN ENTRE MOLES

2 moles de H2O 1 mol de O2

MOLES de la sustancia conocida (H2O)

2,78 moles de H2O

H2

VOLUMEN DE H2 en condiciones normales

VOLUMEN DE H2 a 2 atmósferas y 30ºC

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CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (H2) 2 2 2 2 2 mol H O 1 mol O 2,78 mol H O  y mol O y = 1,39 moles de O2 V de O2 = 1,39 · 22,4 litros = 31,14 litros

(lógicamente la mitad de volumen que el volumen de hidrógeno producido)

2 atm L 1,39mol 0,082 303,16K nRT mol K V 17,28 litros de O P 2atm       

(también la mitad de volumen que el volumen de hidrógeno producido en las mismas condiciones)

CONTESTA Y REPASA

El amoniaco reacciona con oxígeno produciéndose óxido de nitrógeno(II) y agua. ¿Qué

cantidad de óxido de nitrógeno(II) se puede obtener haciendo reaccionar 50 gramos de

oxígeno con la suficiente cantidad de amoniaco?

¿Qué cantidad de H

2

y de O

2

se obtiene en la electrólisis de 50g de agua? ¿Cuál es el

volumen recogido de hidrógeno y de oxígeno si los medimos en condiciones normales de

presión y temperatura?

El cobre reacciona con el ácido nítrico y se produce nitrato cuproso, óxido de nitrógeno (II)

y agua. ¿Qué cantidad de ácido nítrico reacciona con 150g de cobre?

Al juntar en una disolución cloruro de plata con sulfuro de sodio se produce sulfuro de

plata y cloruro de sodio. ¿Qué cantidad de cloruro de plata y de sulfuro de sodio tendremos

que utilizar para obtener 200g de sulfuro de plata?

En la reacción de descomposición del agua oxigenada se produce agua y oxígeno. ¿Qué

cantidad de oxígeno se desprende al descomponerse 300g de agua oxigenada? ¿Qué

volumen supone medido en condiciones normales?

La glucosa de la uva produce por fermentación alcohol etílico según la reacción:

C

6

H

12

O

6

2 C

2

H

5

OH + 2 CO

2

El alcohol mezclado con el resto del mosto constituye el vino. ¿Cuánto alcohol se obtendrá

a partir de 500 kg de glucosa? ¿Cuántos litros de CO

2

se desprenderán a 25

0

C y 1 atm?

En la reacción entre el sulfuro de hierro(II) y el oxígeno se obtiene dióxido de azufre y óxido

de hierro(II) ¿qué cantidad de oxígeno reacciona con 100g de sulfuro de hierro(II)? ¿qué

cantidad de dióxido de azufre se obtiene? y ¿qué cantidad de óxido de hierro(II)?

La reacción de reducción del óxido de cobre(II) transcurre de la siguiente manera: óxido de

cobre(II) + hidrógeno = cobre + agua. Calcula el cobre que se produce en la reducción de

150g de óxido de cobre(II).

VOLUMEN DE O2 en condiciones normales

(12)

12.- CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN REACCIONES EN

DISOLUCIÓN

ESTUDIA / APRENDE

A resolver problemas de cantidades de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas que se realizan en disolución.

Muchas sustancias químicas se encuentran en disolución cuando van a reaccionar. Por eso es frecuente encontrarnos con problemas de reacciones químicas en que se den estos casos. La manera de trabajar estos problemas depende del tipo de concentración en que estén dadas dichas disoluciones y de la magnitud de la sustancia que nos pida calcular el problema (masa, volumen o número de moles).

En general es conveniente operar siempre del siguiente modo:

1º- Escribir la REACCIÓN AJUSTADA.

2º- Establecer las RELACIONES ENTRE MOLES de las sustancias correspondientes que nos indica la ecuación ajustada.

3º- CALCULAR LOS MOLES de la sustancia cuya cantidad es conocida en el enunciado del problema. 4º- Realizar los CÁLCULOS EN MOLES.

5º- Una vez conocidos los moles de la sustancia problema hacer los cálculos oportunos según sea la magnitud

que nos pida el problema (masa o volumen)

EJEMPLO 1º

Calcula la cantidad de hidróxido de calcio que reacciona con 20 ml de ácido clorhídrico 0,5M. SOLUCIÓN: La reacción química que se produce es una típica reacción de neutralización:

ÁCIDO + BASE SAL + AGUA

Por tanto: Ca(OH)2 + HCl  CaCl2 + H2O

1º- Escribir la REACCIÓN AJUSTADA.

Ca(OH)2 + 2 HCl  CaCl2 + 2 H2O

2º- Establecer las RELACIONES ENTRE MOLES de las sustancias problema que nos indica la ecuación ajustada:

1 mol de Ca(OH)2 reacciona con 2 moles de HCl

3º- CALCULAR LOS MOLES de la sustancia cuya cantidad es conocida en el enunciado del problema.

La sustancia conocida es el ácido clorhídrico:

3 mol moles de HCl 0,5 20 10 L 0,01 mol de HCl L     

4º- Realizar los CÁLCULOS EN MOLES.

1 mol de Ca(OH)2 reaccionan con 2 moles de HCl

 

2

 

2

1 mol Ca OH x mol Ca OH

2 mol HCl  0,01 mol HCl

X = 0,005 moles de Ca(OH)2

5º- Una vez conocidos los moles de la sustancia problema hacer los cálculos oportunos según sea la magnitud

que nos pida el problema (masa o volumen)

Como lo que se nos pide son gramos y 1 mol de Ca(OH)2 = 74 gramos:

 

 

22

 

 

2 2 1 mol Ca OH 0,05 mol C 74 a OH g Ca OH  y g Ca OH

(13)

EJEMPLO 2º

Un trozo de 100 g de una muestra que contiene cinc reacciona exactamente con 150 cm3 de un ácido

clor-hídrico de densidad 1,19 g/cc y que contiene 37,23% en peso de HCI. ¿Cuál es el porcentaje de cinc en la muestra?

REACCIÓN:

Zn + HCI  ZnCI2 + H2

REACCIÓN AJUSTADA:

Zn + 2 HCI  ZnCI2 + H2

RELACIÓN ENTRE MOLES

1 mol de Zn reacciona con 2 moles de HCl

MASA DE DISOLUCIÓN DE HCl UTILIZADOS

Calculamos los gramos de la disolución de HCI que se han utilizado:

m g

d m d V 1,19 150cc 178,5g

V cc

      

178,5 g disolución de HCI del 37,23% en peso GRAMOS DE HCl CONTENIDOS EN DICHA MASA DE DISOLUCIÓN

Calculamos el HCl que hay en esos gramos de disolución teniendo en cuenta que es una disolución del 37,23% en peso: En 100g de disolución hay 37,23g de HCl

100g de disolución 178,5g de disolución

37,23g HCl  x g HCl

x = 66,45 g de HCI han reaccionado. CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (HCl)

Masa molecular del HCI = 36,5 uma.  1 mol de HCl = 36,45 gramos

1mol HCl x mol HCl

36, 45g HCl  66, 45g HCl

X = 1,82 moles de HCl

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (Zn)

1 mol de Zn reacciona con 2 moles de HCl

1mol Zn y mol Zn

2mol HCl1, 82mol HCl

y = 0,91 moles de Zn

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (Zn)

Masa Atómica del cinc: Zn 65,38 uma;  1 mol de cinc = 65,38 gramos

1 mol 0,91 mol Zn g Zn z

Zn

65,38  mol Zn

Z = 59,50 g de Zn han reaccionado

PORCENTAJE EN CINC DE LA MUESTRA

Si se han utilizado 100 gramos de muestra y en ella había 59,5 gramos de Zn:

(14)

EJEMPLO 3º

El cloro se puede obtener según la reacción:

MnO2 + 4 HCI MnCI2 + 2 H2O + Cl2

¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,5 M es necesario para obtener 50 l de Cl2 a 20 0C y 1,2 atm?

REACCIÓN AJUSTADA:

MnO2 + 4 HCI  MnCI2 + 2 H2O + Cl2

RELACIÓN ENTRE MOLES:

4 moles de HCl producen 1 mol de Cl2

CÁLCULO DEL NÚMERO DE MOLES DE Cl2 QUE QUEREMOS OBTENER:

Calculamos el número de moles que corresponden a esos 50 litros. PV = nRT 2 PV 1,2atm 50L n 2,5mol de Cl atm L RT 0,082 293K mol K     

CÁLCULO DEL NÚMERO DE MOLES DE HCl QUE NECESITAMOS

2 2

4 mol HCl x mol HCl

x 10 moles HCl 1 mol Cl  2,5 mol Cl  

CÁLCULO DEL VOLUMEN DE DISOLUCIÓN QUE DEBEMOS COGER:

El volumen de disolución 0,5 M necesario para tener esos 10 moles de HCl es: disolución disolución n n 10moles M V (L) 20L V (L) M 0,5mol L             

SOLUCIÓN: Volumen de HCl 0,5M = 20 litros

 CONTESTA Y REPASA

Calcula la cantidad de hidróxido de sodio que reacciona con 50 mL de ácido nítrico 0,5M.

Un método de obtención de cloro gaseoso se basa en la oxidación de ácido clorhídrico con

ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua. Determina el

volumen de cloro obtenido, a 25

0

C y 1 atm, cuando se hacen reaccionar 500 mL de una

disolución 2M de HCl con ácido nítrico en exceso.

MASA ATÓMICAS: O = 16; H = 1; N = 14; Cl = 35,5.

13.- REACTIVO LIMITANTE

ESTUDIA / APRENDE

Cuándo decimos que un reactivo es limitante.

Aprende a determinar cuál es el reactivo limitante en una reacción química.

Este apartado no es más que una aplicación de lo que hemos visto hasta ahora.

Si un cocinero quiere preparar un determinado plato, debe asegurarse de que dispone de cantidades suficientes de todos los ingredientes. Análogamente, un químico no puede obtener una cierta cantidad de un producto si parte de una cantidad insuficiente de alguno de los reactivos.

Vayamos a la reacción entre el monóxido de carbono y el oxígeno: 2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g)

La ecuación ajustada nos dice que se forman 2 moles de CO2 cuando 2 moles de CO reaccionan con 1 mol de

(15)

¿Qué ocurre si mezclamos 2 moles de CO con 2 moles de O2? ¿Se forman más de 2 moles de CO2?

La ecuación química nos dice:

2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g)

O sea que si la “Receta” es “microscópica” tenemos que:

2 moléculas CO + 1 molécula O2 2 moléculas CO2

Y si la “Receta” es “macroscópica”:

2 moles CO + 1 mol O2 2 moles CO2

Es decir hay un mol de oxígeno que no reacciona (reactivo sobrante). En este caso decimos que el CO es el reactivo limitante, pues en el momento que se acaba no puede continuar la reacción.

AL COMENZAR LA REACCIÓN:

AL TERMINAR LA REACCIÓN:

En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan totalmente.

Antes de que ocurra la reacción hay 2 moles de CO y 2 moles de O2. La reacción tiene lugar de acuerdo con la

ecuación ajustada: los 2 moles de CO reaccionan con 1 mol de O2, produciendo 2 moles de CO2. En este punto,

todo el CO se ha gastado y la reacción se para.

En el matraz, además de los 2 moles de CO2, quedará 1 mol de O2, que no ha podido reaccionar por falta de

CO.

En este experimento particular, sólo se gasta completamente el CO, que se denomina REACTIVO LIMITANTE. El O2 es un REACTIVO EN EXCESO, ya que parte de él queda sin reaccionar.

El REACTIVO LIMITANTElimita o determina la cantidad de producto que puede formarse en una reacción.

EJERCICIOS RESUELTOS:

1. Se hacen reaccionar 250g de carbonato de calcio (CaCO3) con un exceso de ácido clorhídrico (HCI). La reacción es:

CaCO3 (s) + 2 HCI (aq) CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

indica el volumen de CO2, en litros, medido en condiciones normales que se obtiene.

En este caso, queda claro que el CaCO3 es el reactivo limitante, puesto que el HCl está en exceso, es decir, se

añade como mínimo hasta que todo el CaCO3 se gaste y se detenga la reacción.

Según la ecuación ajustada, 1 mol de CaCO3 produce 1 mol de CO2.

250 g CaCO3 = 2,5 moles de CaCO3

2,5 moles de CaCO3 producen 2,5 moles de CO2.

En condiciones normales, 1 mol de CO2 ocupa 22,4 litros, luego 2,5 moles ocupan: 2,5·22,4L = 56 litros.

2 moles de CO 2 moles de O 2 2 moles de CO 2 1 mol de O2 3 3 250g (CaCO ) 2,5moles (CaCO ) 100 g mol 

(16)

2. Cuando se calienta dióxido de silicio mezclado con carbono, se forma carburo de silicio (SiC) y monóxido de carbono. La ecuación de la reacción es: SiO2 (s) + 3 C (s) SiC (s) + 2 CO (g)

Si se mezclan 150 g de SiO2 con 105 g de carbono: a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

b) ¿Cuántos moles de SiC se formarán?

a) Las cantidades de SiO2 y C dadas, expresadas en moles, son

1 mol de SiO2 = 60g  2

2

150g (SiO ) 2,5moles (SiO ) 60 g mol 

1 mol de C = 12g  105g (C) 8,75moles (C) 12 g mol 

Según la ecuación ajustada de la reaccíón, 1 mol de SiO2 reacciona con 3 moles de C.

Luego los 2,5 moles de SiO2 precisarán:

2 2

1mol (SiO ) 2,5moles (SiO )

n 7,5moles (C) 3moles (C)  n moles (C)  

Como hay 8,5 moles de carbono, éste se encuentra en exceso. El SIO2 es, pues, el reactivo limitante.

b) Sólo reacciona totalmente el reactivo limitante, es decir, el SiO2.

Los moles de SiC producidos serán

2 2

1mol (SiO ) 2,5moles (SiO ) n 2,5moles (SiC) 1mol (SiC)  n moles (SiC)  

3. El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio para dar sulfato de sodio y ácido clorhídrico. Se añaden 50ml de ácido sulfúrico del 98% en peso y densidad 1,835 g/cc sobre una muestra de 87 g de cloruro de sodio. Suponiendo que la reacción es completa:

a) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso, y cuántos moles del mismo quedan sin reaccionar? b) ¿Qué masa de sulfato de sodio se obtiene en la reacción?

MASAS ATÓMICAS: S = 32; O = 16; H = 1; Na = 23; Cl = 35,5.

REACCIÓN: H2SO4 + NaCl  Na2SO4 + HCl

REACCIÓN AJUSTADA: H2SO4 + 2NaCl  Na2SO4 + 2HCl

  DATOS 50ml de 87g 98% en peso MOLES DE H2SO4 DATOS: Soluto: H2SO4 % en peso = 98% d = 1,835g/cc 2 4 1 835 50 91 75 0 98 0 98 91 75 89 915 dis dis H SO dis m g d m d V , cc , g V cc m , m , , g , g             P.m. H2SO4: 2 H = 2x1= 2 1 S = 32  P.m.= 98 ; 1mol H2SO4= 98g 4 O = 16x4 = 64 ms 89,915g ns =  =  = 0,918 moles de H2SO4 P.m. (g) 98g

(17)

MOLES DE NaCl P.m. HCl: 1Na = 23 1 Cl = 35,5  P.m.= 58,5 ; 1mol NaCl= 58,5g 87 1 487 58 5 NaCl n , moles ,   RELACIÓN MOLAR

2 moles de NaCl reaccionan con 1 mol de H2SO4; luego 1,487 moles de NaCl reaccionarán con 0,744moles

de H2SO4. Como tenemos más moles de H2SO4, puesto que hay 0,918 moles, es el ácido sulfúrico el que

está en exceso.

MOLES EN EXCESO DE H2SO4

niniciales – nreaccionantes = 0,918 – 0,744 = 0,174 moles en exceso de H2SO4

MASA DE Na2SO4 QUE SE OBTIENE

De acuerdo con la estequiometría de la reacción se obtienen los mismos moles de sulfato de sodio que los que reaccionan de ácido sulfúrico (relación 1:1):

Peso molecular del Na2SO4 = 140

2 4 2 4 2 4 1 de Na 140 =104,16 g de Na 0 744 de Na mol SO g x SO , mol SO  x 

 CONTESTA Y REPASA

El nitrógeno reacciona con el hidrógeno formando amoniaco. En un recipiente vacío se

mezcló nitrógeno e hidrógeno. Cuando la reacción entre estos dos gases finalizó,

únicamente había en el matraz 2,40 gramos de amoniaco y cierta cantidad residual de

nitrógeno. ¿Cuál fue en este experimento el reactivo limitante?

Utilizando la reacción del ejercicio anterior: ¿Qué cantidad de nitrógeno se necesita para,

al reaccionar con suficiente hidrógeno, producir 350g de amoniaco? ¿Qué cantidad de

hidrógeno habrá reaccionado?

En la reacción de neutralización del ácido sulfúrico con hidróxido de sodio se produce

sulfato de sodio y agua ¿Qué cantidad de sulfato de sodio se produce al reaccionar 75g de

hidróxido de sodio con 200g de ácido sulfúrico?

Se hacen reaccionar 25 g de nitrato de plata con 10 g de ácido clorhídrico para formar

cloruro de plata y ácido nítrico. ¿Reacciona todo el nitrato con el ácido? ¿Existe algún

reactivo limitante?

El aluminio reacciona con el ácido clorhídrico produciendo cloruro de aluminio y gas

hidrógeno. Se ponen en un matraz 30g de aluminio y se le añaden 100 ml de ácido

clorhídrico comercial de densidad 1,170 g/ml y del 35% en peso de pureza. ¿Cuál es el

reactivo limitante?

(18)

14.- RIQUEZA Y RENDIMIENTO

ESTUDIA / APRENDE

El concepto de pureza o riqueza de una muestra.

A determinar el grado de pureza de una determinada materia prima.

El concepto de rendimiento de una reacción.

A determinar el rendimiento de una reacción dada.

Es frecuente, en las reacciones habituales, que la materia prima que se utiliza no esté formada únicamente por el reactivo que interesa, es decir, en bastantes ocasiones se utilizan reactivos con impurezas. En estos casos hay que determinar el grado de pureza o riqueza de dicha materia utilizada y averiguar así la cantidad de reactivo real que disponemos.

Se emplea el concepto de riqueza o pureza para expresar la cantidad de sustancia pura presente en una muestra.

La pureza o riqueza de una muestra es, por tanto, la relación entre la masa de sustancia pura que contiene la muestra y la masa total de dicha muestra. Se suele expresar en tanto por ciento (%).

masa de sustancia pura

Riqueza (%) 100

masa total de sustancia

 

EJERCICIOS RESUELTOS:

Se quema con oxígeno suficiente 1 Tonelada de carbón con un 15% de impurezas inertes. Calcula el volumen de CO2 formado en c.n.

La ecuación química ajustada es: C (s) + O2 (g)  CO2 (g)

La muestra de carbón contiene un 100 – 15 = 85% de C puro; es decir:

6 5

C

m 1T 0,85 0,85T  0,85 10 g 8,5 10 g  

Teniendo en cuenta que la masa atómica del carbono es 12,01, el nº de moles será:

5 C C m 8,5 10 n 70774 mol de C P.m.(g) 12,01     REACCIÓN AJUSTADA: C (s) + O2 (g) CO2 (g) DATOS 70774mol ¿ ?

RELACIÓN ENTRE MOLES: 1 mol de C 1 mol de CO2

MOLES DE CO2

70774 moles de CO2

CÁLCULO EN VOLUMEN

Como en c.n. un mol de gas ocupa 22,4L Volumen de CO2 en c.n.:

70774 · 22,4 litros = 1,585·106 litros

(19)

Para determinar la pureza de una muestra de cinc, se hace reaccionar 30 g de la misma con exceso de disolución de ácido sulfúrico. Si el hidrógeno desprendido ocupa un volumen de 7 litros medidos a 200C y 1,5 atm, calcula la riqueza en cinc que contiene la citada muestra. (Los productos de la reacción son sulfato de cinc e hidrógeno gaseoso).

La ecuación química ajustada es:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 

DATOS ¿ ? 7L, 200C, 1,5atm RELACIÓN ENTRE MOLES: 1 mol de Zn 1 mol de H2

MOLES DE H2

Los moles de hidrógeno recogidos son:

2 P V 1,5atm 7L n 0, 44mol de H atm L R T 0,082 293K mol K       

Según indica la estequiometría 1mol Zn: 1 mol de H2, los gramos necesarios de cinc son:

Zn

65, 4g

0, 44mol 28,7g de Zn

mol

 

De modo que la riqueza de cinc en la muestra es:

masa de sustancia pura

Riqueza (%) 100

masa total de sustancia

  28,7 100 95,6%

30

  

En la práctica las sustancias reaccionantes no se convierten en su totalidad en productos de reacción y al final de la misma se obtiene siempre una cantidad de producto menor a la calculada teóricamente. El rendimiento de una reacción difícilmente va a ser del 100%

Rendimiento de una reacción: Se expresa en %, y es el cociente entre la cantidad que realmente se obtiene (mReal), determinada en el laboratorio de forma experimental, y la cantidad que teóricamente debería

obtenerse (mTeórica) y conocida a través del cálculo estequiométrico, multiplicado todo ello por cien:

Real Teórica m Rendimiento = · 100 m

EJERCICIOS RESUELTOS:

Para obtener bromobenceno se hacen reaccionar 250 cm3 de benceno (d = 0,89 g/cm3) en exceso de bromo: C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr. Determina el peso de bromobenceno obtenido si el rendimiento es del 65 %.

1º- Escribimos la reacción ajustada:

C6H6 + Br2  C6H5Br + HBr

2º- Calculamos el número de moles de la sustancia conocida e identificamos la sustancia (o sustancias) problema:

Sustancia conocida: Benceno (C6H6)

6 6 3 3 C H m = d · V = 0,89 g/cm · 250cm = 222,5 g P.m. (C6H6) = 6·12 + 6·1 = 78  1 mol C6H6 = 78 g 6 6 6 6 6 6 C H C H 6 6 C H m 222,5 g n = = = 2,85 moles (C H ) M 78

(20)

3º- Establecemos las relaciones entre moles de las sustancias correspondientes y calculamos el número de moles de la sustancia problema:

Con 1 mol de benceno obtenemos 1 mol de bromobenceno CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (C6H5Br):

Con 2,85 moles de benceno obtenemos 2,85 moles de bromobenceno

4º- Realizamos los cálculos en las unidades que el problema proponga (en este caso en gramos): P.m. (C6H5Br) = 6·12 + 5·1 + 1·80 = 157  1 mol C6H5Br = 157 g 6 5 6 5 6 5 6 5 1 mol (C H Br) 157 g (C H Br) = x = 447,45g (C H Br) 2,85 moles (C H Br) x 

Como el rendimiento es del 65 %, la cantidad realmente producida es: 447,45g x 0,65 = 291,10 g C6H5Br

SOLUCIÓN: 291,10 g C6H5Br

Dada la reacción: 4 HCl + MnO2 Cl2+ MnCl2+ 2 H2O, calcula la masa de dióxido de manganeso que se necesita para obtener 2,5 litros de cloro medidos a 0,758 atm y 17 ºC, si el rendimiento del proceso es del 80%.

La ecuación química ajustada es:

4 HCl + MnO2 Cl2+ MnCl2+ 2 H2O

DATOS ¿ ? 2,5L, 170C, 0,758atm (Rend = 80%) RELACIÓN ENTRE MOLES: 1 mol de MnO2 1 mol de Cl2

MOLES DE Cl2

Los moles de cloro necesarios son:

2 P V 0,758atm 2,5L n 0,080 moles de Cl atm L R T 0,082 290K mol K        MOLES DE MnO2 0,080 moles GRAMOS DE MnO2 MnO2: 1 Mn = 55 · 1 = 55

2 O = 16 · 2 = 32  P.m. MnO2 = 87  1 mol MnO2 = 87g  0,080 moles MnO2 = 6,96g

Esta es la masa de MnO2 Que se necesitaría para obtener esa cantidad de cloro si el proceso transcurriera

con un 100% de rendimiento, pero como el rendimiento de la reacción es solamente del 80%, necesitaremos una cantidad mayor de reactivo para compensar las pérdidas, por lo que los cálculos a realizar son: 2 100% x x 6,96 100 8,7g de MnO 80% 6,96g 80     

(21)

La fabricación industrial de la aspirina (éster etílico del ácido salicílico o ácido acetilsalicílico) está basada en la siguiente reacción:

a) Si se utilizan 5 kg de ácido salicílico y exceso de ácido acético, ¿qué cantidad de aspirina deberá obtenerse teóricamente?

b) Si se obtienen 2,70 kg de aspirina, ¿cuál es el rendimiento del proceso?

a) La ecuación química ajustada es: C7H6O3 + C2H4O2 C9H8O4 + H2O

La masa molecular del ácido salicílico es: 12·7 + 1 · 6 + 16 · 4 = 138, luego un mol de ácido salicílico son 138g.

La masa molecular de la aspirina es: 12·9 + 1 · 8 + 16 · 3 = 180, luego un mol de aspirina son 180g. Como 1 mol de ácido salicílico origina 1 mol de aspirina, tenemos que:

138 ácido salicílico 180 aspirina

6 52 k de aspirina

5 ácido salicílico  k aspirina  

g g x , g

kg x g

Teóricamente se tendrían que obtener 6,52 kg de aspirina. b) El rendimiento del proceso es:

 Real Teórica m 2,70kg Rendimiento = · 100 = 100 = 41,1% m 6,52kg

La tostación es una reacción utilizada en metalurgia para el tratamiento de los minerales, calentando estos en presencia de oxígeno. Calcula en la siguiente reacción de tostación:

2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + SO2

la cantidad de ZnO que se obtiene cuando se tuestan 2000 kg de ZnS de una riqueza en slfuro del 65%. (Masas atómicas: Zn = 65,4; S = 32; O = 16)

El 65 % de los 2000 kg de mineral es: 2000 · 0,65 = 1300 kg de ZnS.

Como nos facilitan la reacción ya ajustada, comprobamos que la relación entre moles de las sustancias problema es:

Con 2 moles de ZnS se obtienen 2 moles de ZnO; luego la relación entre moles de los dos compuestos es 1 : 1.

Masa molecular del ZnS = 65,4 + 32 = 97,4g Masa molecular del ZnO = 65,4 + 16 = 81,4g Luego la relación entre masas es:

97,4g ZnS 1300kg ZnS

x 1086,4 kg de ZnO

(22)

 CONTESTA Y REPASA

Determina el grado de pureza de un mármol si al descomponerse 125 gramos del mismo

se desprenden 20 litros de CO

2

medidos a 15ºC y una atm.

Reacción: CaCO

3

CO

2

+ CaO

Al reaccionar una muestra de 70 g de sodio en agua se forma hidróxido de sodio y se

desprenden 22 litros de hidrógeno medidos a 20

0

C y 1,5 atm.

a) Averigua la riqueza en sodio que contiene la muestra.

b) Los gramos de hidróxido de sodio formados.

Se trata hidruro de calcio con agua obteniéndose hidróxido de calcio e hidrógeno. Si una

muestra es del 80% de pureza, ¿cuantos gramos de la muestra se requieren para obtener

3 L de H

2

medidos en c.n.?

La oxidación de una lámina de hierro de 150 gramos proporciona 80 gramos de óxido de

hierro(III). Calcula el rendimiento de la reacción expresado en %.

(Reacción: 4Fe + 3O

2

2Fe

2

O

3

)

Un método de obtención de cloro gaseoso se basa en la oxidación de ácido clorhídrico

con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno, cloro y agua.

a) Escribe la reacción ajustada.

b) Determina el volumen de cloro obtenido, a 25ºC y 1 atm, cuando se hacen reaccionar

500 ml de una disolución 2M de HCl con ácido nítrico en exceso, si el rendimiento de la

reacción es de un 80%.

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