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Tema 3. Las reacciones químicas alumnos

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Academic year: 2018

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Juan Pedro Quintanilla Lozano Página 1 de 15

Tema 3. Las reacciones químicas.

1. La reacción química.

Una reacción química es el proceso por el cual una o varias sustancias iniciales, llamadas

reactivos, se transforman en otra u otras sustancias finales, llamadas productos, diferentes de las iniciales.

¿Cómo puede ser posible que, a partir de unas sustancias, puedan formarse otras con propiedades muy diferentes? La razón está en las moléculas. Al formarse sustancias diferentes, las moléculas de las nuevas sustancias también deben ser diferentes a las que teníamos al principio. Las moléculas han cambiado.

¿Cómo pueden transformarse unas moléculas en otras diferentes? Pues modificando su estructura atómica. En la reacción, las moléculas de las distintas sustancias chocan unas con otras. Al chocar, los átomos se separan y posteriormente se vuelven a unir de forma diferente, dando lugar a moléculas distintas a las que teníamos al principio. Como consecuencia, las sustancias cambian y sus propiedades también.

Ejemplo de reacción química.

Reactivos Productos

En la reacción: H2 + I2 —→ 2 HI

se rompen 1 enlace H—H y 1 enlace I —I y se forman 2 enlaces H—I

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Juan Pedro Quintanilla Lozano Página 2 de 15

2. Ecuaciones químicas.

Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones, llamadas ecuaciones químicas.

Una ecuación química es la representación escrita y abreviada de una reacción química, que consta de dos miembros separados por una flecha que significa “produce” o “dan lugar”. En el primer miembro, se escriben las fórmulas de los reactivos y en el segundo, la de los productos de la reacción, separadas, en ambos casos por signos más que significa “reacciona con”.

Considere lo que sucede cuando el hidrógeno gaseoso (H2) se quema en presencia de aire (que contiene oxígeno, O2) para formar agua (H2O). Esta reacción se representa mediante la ecuación química:

H2 + O2 → H2O

donde el signo "más" significa "reacciona con" y la flecha significa "produce". Así, esta expresión simbólica se lee: "El hidrógeno molecular reacciona con el oxígeno molecular para producir agua". Se supone que la reacción sigue la dirección de izquierda a derecha como lo indica la flecha.

Sin embargo, la ecuación no está completa, ya que del lado izquierdo de la flecha hay el doble de átomos de oxígeno (dos) que los que hay del lado derecho (uno). Para estar de acuerdo con la ley de la conservación de la masa debe haber el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la flecha, es decir, debe haber tantos átomos al finalizar la reacción como los que había antes de que se iniciara. Se puede ajustar la ecuación colocando el coeficiente adecuado (en este caso 2) antes del H2 y del H2O. Estos coeficientes reciben el nombre de coeficientes estequiométricos. Se llaman coeficientes estequiométricos a los números que proporcionan las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción, con el objetivo de hacer cumplir la ley de conservación de la masa.

2 H2 + O2 → 2 H2O

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Juan Pedro Quintanilla Lozano Página 3 de 15 Tres maneras de representar la combustión del hidrógeno. De acuerdo con la ley de la conservación de la masa, el número de cada tipo de átomos debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación.

Interpretación de una ecuación química

2 H2 + O22 H2O

Dos moléculas + una molécula → dos moléculas

2 moles + 1 mol → 2 moles

2(2,02 g) = 4.04 g + 32,00 g → 2(18,02 g) = 36,04 g

En una ecuación química los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha:

reactivos → productos

Para proporcionar información adicional, con frecuencia los químicos indican el estado físico de los reactivos y productos por medio de las letras (s), (l), (g) y (aq) para los estados sólido, líquido, gaseoso y en disolución acuosa respectivamente. Por ejemplo,

2 CO(g) + O2(g) →2 CO2(g)

2 HgO(s) → 2 Hg(l) + O2(g)

KBr(aq) + AgNO3(aq) → KNO3(aq) + AgBr(s)

Y en ocasiones se emplean también algunos símbolos para identificar otras características del proceso. Así:

Una flecha ↑ junto a un producto significa desprendimiento de gas.

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3. Ajuste de reacciones químicas

Cuando una ecuación química cumple la ley de Lavoisier, es decir, que el número de átomos de cada elemento deber ser el mismo en cada uno de los miembros de la ecuación, se dice que está ajustada o igualada. Por tanto, ajustar una reacción química consiste en asignar a cada fórmula un coeficiente adecuado de modo que en los dos miembros haya el mismo número de átomos de cada elemento. Estos coeficientes reciben el nombre de coeficientes estequiométricos, y se escriben delante de cada fórmula. Aquellos que sean iguales a la unidad no son necesarios escribirlos en la ecuación.

Ejemplo: N2(g) + H2 (g) → NH3(g) No cumple la ley de Lavoisier.

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Cumple la ley de Lavoisier = Ecuación ajustada

Para ajustar una reacción química existen dos métodos:

a) Método de tanteo

Consiste en probar coeficientes hasta conseguir el ajuste correcto, con el fin de conseguir que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en los dos miembros de la reacción.

Para ajustar una reacción química se siguen los siguientes pasos:

1. Se identifican todos los reactivos y productos, y se escriben sus fórmulas correctas del lado izquierdo y derecho de la ecuación, respectivamente.

2. Cambiar el número que acompaña a las fórmulas (coeficientes) para hacer que el número de átomos de cada elemento sea el mismo a ambos lados de la ecuación. No se cambian los subíndices.

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4. Ajustar los elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos.

5. Revisar para asegurarse de que existe el mismo número de cada tipo de átomos a ambos lados de la ecuación.

b) Método algebraico

Consiste en resolver un sistema de ecuaciones que verifique la ley de conservación de la masa y cuyas incógnitas son los coeficientes estequiométricos de la reacción a ajustar.

Así, por ejemplo, para ajustar la ecuación química:

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Juan Pedro Quintanilla Lozano Página 6 de 15 El ajuste consiste en determinar los coeficientes estequiométricos: a, b, c, d, aplicando balances de materia a cada elemento químico, resultando:

Átomos de C: a = c

Átomos de H: 4a = 2d Sistema de 3 ecuaciones con 4 incógnitas

Átomos de O: a + 2b = 2c + d

Suponemos que a = 1, por lo tanto, se obtiene que: c = 1, d = 2 y b = 3/2. Por lo tanto la ecuación ajustada es:

CH3OH(ac) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)

4. Clasificación de las reacciones químicas.

Las reacciones químicas se pueden clasificar según diversos criterios.

4.1.Clasificación desde el punto de vista estructural.

Las reacciones químicas se pueden clasificar desde el punto de vista estructural en cuatro tipos:.

a) Reacciones de síntesis.

Son aquellas reacciones en las que se forma una sustancia a partir de dos o más reactivos. Se representan mediante: A + B → C, y un ejemplo de dicha reacción es la formación de un óxido, como en: 2 Fe(s) + O2(g) → 2 FeO(s)

b) Reacciones de descomposición.

Dentro de este grupo de reacciones existen dos tipos de descomposiciones:

b.1) Descomposición simple.

Son aquellas en las que una sustancia se descompone en dos o más productos. Se representa mediante: A → B + C, como la descomposición del clorato potásico mediante el calor según la ecuación:

2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)

b.2) Descomposición mediante un reactivo.

Son aquellas en las que la descomposición de una sustancia AB necesita el reactivo C, y se obtiene las sustancias AC y BC, según: AB + C → AC + BC, como en la combustión de compuestos orgánicos, como:

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c) Reacciones de sustitución o desplazamiento.

Son aquellas en las que uno o varios átomos que forman un compuesto químico son desplazados por otros átomos de otro compuesto químico. Se representa por: AB + C → AC + B. Mediante este tipo de reacción, los elementos químicos más reactivos toman el puesto de los que son menos, como en:

Fe(s) + CuSO4(aq) →Cu(s) + FeSO4(aq)

d) Reacciones de doble sustitución o doble desplazamiento.

Son aquellas en las que se produce un intercambio entre los átomos o grupos de átomos de las sustancias que intervienen en la reacción, se pueden representar mediante: AB + CD → AC + BD, como en el caso de la neutralización entre un ácido y una base como en :

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

4.2.Clasificación en función de las partículas transferidas.

Se dividen en:

a) Reacciones ácido-base.

Un ácido es una sustancia que en disolución acuosa proporciona protones, mientras que una base es aquella sustancia capaz de aceptarlos.

Ejemplo de un ácido es: HCl → H+ + Cl

-Ejemplo de una base es: NH3 + H+ NH4+

La reacción entre un ácido y una base se llama reacción de neutralización y en medio acuoso es una reacción de transferencia de protones con la formación de sal más agua.

Así: HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)

b) Reacciones de oxidación-reducción.

Oxidación es el proceso por el cual un átomo o grupo de átomo pierde electrones y reducción es el proceso por el cual un átomo o grupo de átomo gana electrones.

Por ejemplo: Fe → Fe2+ + 2e- es una oxidación

Cu2+ + 2e- → Cu es una reducción

Una reacción de oxidación-reducción, o reacción redox, es una reacción de transferencia de electrones.

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5. Estequiometría.

La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.

Para realizar cálculos estequiométricos en cualquier reacción química, es aconsejable seguir estos pasos:

1º) Escribir la ecuación química. 2º) Ajustarla.

3º) Transformar los datos de la sustancia de partida en moles.

4º) Relacionar, en moles, la sustancia incógnita y la sustancia de partida, de acuerdo con los coeficientes estequiométricos de la ecuación química.

5º) Conversión de los moles de la sustancia incógnita en la magnitud que nos pidan.

Tipos de cálculos estequiométricos.

a) Cálculos con relación masa-masa.

Conociendo la masa de una sustancia podemos calcular la masa de otra sustancia, teniendo en cuenta la relación molar entre ambas sustancias.

¿Qué masa de H2O se produce en la reacción de 4,16 g de H2 en exceso de O2?

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)

Pasos: g H2 → mol H2 → mol H2O → g H2O

2 2 2

2 2

2 2 2

1 mol H 2 mol H O 18 g H O

4,16 g H 37,44 g H O

2 g H 2 mol H 1 mol H O

⋅ ⋅ ⋅ =

b) Cálculos con relación masa-volumen.

Conociendo la masa de una sustancia podemos calcular el volumen de otra sustancia, teniendo en cuenta la relación molar entre ambas sustancias.

En la combustión del propano, C3H8, en presencia de oxígeno, produce dióxido de carbono y vapor de agua. Calcula el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, necesario para quemar totalmente 25 g de propano.

C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

Pasos: g C3H8 → mol C3H8 → mol O2 → L O2

25 g C3H8⋅1 mol C3H8 44 g C3H8

5 mol O2 mol C3H8

22,4 L O2

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c) Cálculos con relación volumen-volumen.

Conociendo el volumen de una sustancia podemos calcular el volumen de otra sustancia, teniendo en cuenta la relación molar entre ambas sustancias.

El gas amoníaco (NH3) se obtiene haciendo reaccionar el gas nitrógeno (N2) con gas hidrógeno (H2). En un recipiente tenemos 15 l de gas amoníaco en condiciones normales. ¿Qué volumen de N2, medido en condiciones normales, ha debido reaccionar para obtener esa cantidad de NH3?

N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

Pasos: L NH3 → mol NH3 → mol N2 → L N2

15 L NH3⋅1 mol NH3 22,4 L NH3

1 mol N2 2 mol NH3

22,4 L N2

1 mol N2 =7,5 L N2

d) Cálculos con reactivos en disolución.

Muchas reacciones transcurren con los reactivos y/o productos en disolución acuosa, y sus cantidades se expresan a través de la concentración. Si conocemos el volumen y la concentración de la disolución, podemos determinar con la masa o el número de moles de la sustancia que contiene.

Una pipeta de 25,00 ml se llena con una disolución de K2CrO4 0,250 M, que se añade a un exceso de AgNO3 para dar Ag2CrO4 más KNO3. ¿Qué masa de Ag2CrO4 precipitará de la disolución?

K2CrO4(aq) + 2 AgNO3(aq) → Ag2CrO4(s) + 2 KNO3(aq).

Pasos: ml K2CrO4 → mol K2CrO4 → mol Ag2CrO4 → g Ag2CrO4

25,00 ml K2CrO4⋅ 1 L

1000 mL⋅

0,250 mol K2CrO4

1 L ⋅

1 mol Ag2CrO4 1 mol K2CrO4

331,7 g Ag2CrO4

1 mol Ag2CrO4 =2,07g Ag2CrO4

e) Cálculos con reactivos impuros y pureza de una muestra.

En ocasiones, las sustancias que se manejan en el laboratorio o industria no son puras por lo que como cálculos previos se ha de determinar la cantidad de sustancia pura que interviene en la reacción, ya que las ecuaciones ajustadas se refieren siempre a reactivos o productos puros.

Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra o producto comercial.

100

sustancia pura

muestra m Riqueza

m

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Una fabrica produce cal (óxido de calcio) a partir de calcita, mediante la reacción: CaCO3 → CaO + CO2. Calcula la producción diaria de óxido de calcio si la fábrica consuma 50 Tm

de calcita del 85 % de pureza en carbonato de calcio.

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

Pasos: t calcita → t CaCO3 → mol CaCO3 → mol CaO → g CaO

50 t calcita⋅85 t CaCO3 100 t calcita⋅

106 g 1 t ⋅

1 mol CaCO3 100,1 g CaCO3

1 mol CaO 1 mol CaCO3

56,1 g CaO

1 mol Cao =2,38⋅10

7 g CaO = 23,8 t CaO

f) Cálculos con reactivo limitante.

Cuando se produce una reacción química, ésta suele evolucionar hasta que uno de los reactivos se agota, el cual recibe el nombre de reactivo limitante, ya que la cantidad de este reactivo es la que nos limita la cantidad de producto que puede formarse. El otro reactivo, del cual sobra una cierta cantidad, recibe el nombre de reactivo en exceso (Figura).

Al comienzo de la reacción, había seis moléculas de H2 y cuatro de CO. Al final, todas las moléculas

de H2 se consumieron y sólo quedó una de CO. Por tanto, la molécula de H2 es el reactivo limitante y

CO es el reactivo en exceso. También puede considerarse que cada molécula es un mol de la sustancia en esta reacción.

Los pasos a seguir en los problemas con un reactivo limitante son:

1º) Determinación de las cantidades de reactivos, en mol.

2º) Obtención del reactivo limitante a partir de las cantidades, en mol, requeridas en la reacción mediante la relación estequiométrica de la ecuación química ajustada, que producirá también el reactivo que está en exceso.

3º) Realización de los cálculos de acuerdo con el reactivo limitante.

103 3.9 Reactivo limitante

3FBDUJWPMJNJUBOUF

Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada. Debido a que la meta de una reacción es producir la cantidad máxima de un compuesto útil a partir de las materias primas, con frecuencia se suministra un gran exceso de uno de los reactivos para asegurar que el reactivo más costoso se convierta por completo en el producto deseado. En consecuencia, una parte del reactivo sobrará al final de la reacción. El reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso

son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la canti-dad de reactivo limitante.

El concepto de reactivo limitante es análogo a la relación entre varones y mujeres en un concurso de baile de un club. Si hay 14 varones y sólo nueve mujeres, únicamente se podrán completar nueve parejas mujer/varón. Cinco varones se quedarán sin pareja. Así, el número de mujeres limita el número de varones que podrán bailar en el concurso y se presenta un exceso

de varones.

Considere la síntesis industrial del metanol (CH3OH) a partir del monóxido de carbono e hidrógeno a altas temperaturas:

CO(g) à 2H2(g) |l CH3OH(g)

Suponga que en un inicio se tienen 4 moles de CO y 6 moles de H2 (figura 3.9). Una forma de

determinar cuál de los dos reactantes es el reactivo limitante es calcular el número de moles de CH3OH obtenidos a partir de las cantidades iniciales de CO y H2. Con base en la definición

anterior podemos ver que sólo el reactivo limitante producirá la cantidad menor de producto.

1 mol H2 2 moles Li 6.941 g Li

9.89 g H23 2.016 g H 3 3 5

2 1 mol H2 1 mol Li

7FSJàDBDJÓOHay aproximadamente 5 moles de H2 en 9.89 g de H2, así que se necesitan 10 moles de Li. Con base en la masa molar aproximada de Li (7 g), ¿la respuesta parece razonable?

&KFSDJDJPEFQSÃDUJDBLa reacción entre el óxido nítrico (NO) y oxígeno para formar dióxido de nitrógeno (NO2) es un paso determinante para la formación de esmog fotoquímico:

2NO(g) à O2(g) |l 2NO2(g)

¿Cuántos gramos de O2 serán necesarios para producir 2.21 g de NO2?

68.1 g Li

'JHVSBAl comienzo de la reacción, había seis moléculas de H2 y cuatro de CO. Al final, todas las moléculas de H2 se consu-mieron y sólo quedó una de CO. Por tanto, la molécula de H2 es el reactivo limitante y CO es el reac-tivo en exceso. También puede considerarse que cada molécula es un mol de la sustancia en esta reacción.

Revisión de conceptos

¿Cuál de las expresiones es correcta para la ecuación siguiente?

4NH3(g) + 5O2(g) |l 4NO(g) + 6H2O(g)

a) Se producen 6 g de H2O para cada 4 g de NH3 que ha reaccionado.

b) Se produce 1 mol de NO por mol de NH3 que ha reaccionado.

c) Se producen 2 moles de NO por cada 3 moles de O2 que ha reaccionado.

Problema similar: 3.66.

Antes del inicio de la reacción

Después que se ha completado la reacción

H2 CO CH3OH

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Juan Pedro Quintanilla Lozano Página 11 de 15 La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono:

2NH3(g) + CO2 (g) → (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

En un proceso se hacen reaccionar 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante? b) Calcule la masa de (NH2)2CO que se formará. c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción?

a) Pasos:

g NH3 → mol NH3

637,2 g NH3⋅ 1 mol NH3

17,03 g NH3= 37,42 mol NH3

g NH3 → mol NH3 → mol CO2 necesarios

37,42 mol NH3⋅ 1 mol CO

2 mol NH3= 18,71 mol CO

g CO2 → mol CO2

1142 g NH3⋅ 1 mol CO

44,01 g CO= 25,95 mol CO

g CO2 → mol CO2 → mol NH3 necesarios

25,95 mol CO⋅2 mol NH3

1 mol CO = 51,90 mol NH3

En consecuencia el NH3 es el reactivo limitante, ya que son necesarios 51,90 mol NH3 y solo se tienen 37,42 mol NH3. Por tanto, el CO2 es el reactivo limitante.

b) Para calcular la masa de (NH2)2CO se parte de los moles del reactivo limitante (NH3).

Pasos:

mol NH3 → mol (NH2)2CO → g (NH2)2CO

37,42 mol NH3⋅1 mol (NH2)2CO

2 mol NH3

66,06 g (NH2)2CO

1 mol (NH2)2CO = 1235 g (NH2)2CO

c) La cantidad de CO2 sobrante es la diferencia entre la cantidad inicial y la cantidad que reaccionó.

Pasos:

mol CO2 en exceso → g CO2

mol CO2 en exceso = mol CO2 inicial - mol CO2 reaccionan = 25,95 – 18,71 = 7,24 mol CO2

7,24 mol CO2⋅44,01 g CO2

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g) Rendimiento de una reacción química.

Cuando se aplican las relaciones entre las cantidades de reactivos y/o productos que aparecen en la ecuación química, estamos aplicándolas a un procedimiento teórico (rendimiento de un 100%), en el cual se parte de la base que todo reactivo limitante forma los correspondientes productos, y sin que se pierda nada de estos durante el proceso.

Sin embargo, en la vida real raramente se produce esto ya que o bien no reacciona todo el reactivo o bien se pierde parte de los productos por reacciones colaterales o en los procesos de separación o purificación de los productos obtenidos.

Por ello, se hace necesario definir el rendimiento de una reacción como el cociente entre la cantidad real obtenida en ese proceso y la cantidad teórica que debería obtenerse si se cumplieran exactamente las relaciones entre las cantidades que aparecen en la ecuación ajustada. Este rendimiento puede expresarse también en %:

Rendimiento (%) = cantidad real 100

cantidad teórica×

El ácido sulfúrico H2SO4 reacciona con el cinc metal para originar hidrógeno y sulfato de cinc. Si se dispone de 10,3 g de cinc que reaccionan completamente. Halla la cantidad de sulfato de cinc que se obtiene, si el rendimiento de la reacción es del 75 %.

H2SO4(aq) + Zn(s) → H2(g) + ZnSO4(g)

Pasos: g Zn → mol Zn → mol ZnSO4 → g ZnSO4 → g ZnSO4 reales

4 4 4

4

4 4

1 mol ZnSO 161,4 g ZnSO 75 g ZnSO reales

1 mol Zn

10,3 g Zn 19,1 g ZnSO reales

65,4 g Zn 1 mol Zn 1 mol ZnSO 100 g ZnSO teóricos

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Actividades finales

1. Ajusta por el método algebraico y clasifica las siguientes ecuaciones químicas: a) C3H8 + O2 → CO2 + H2O

b) Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O c) PBr3 + H2O → HBr + H3PO3

d) CaO + C → CaC2 + CO

e) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + HCl

f) Na + O2→ NaO

2. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico: a) KClO3→ KCl + O2

b) HCl+ Al → AlCl3 + H2

3. El carburo de silicio (SiC) es un abrasivo industrial que se obtiene haciendo reaccionar dióxido de silicio con carbono. Como producto de la reacción se obtiene, además, monóxido de carbono. a) Escribe la ecuación química ajustada de la reacción. b) Calcula la masa de carbono que debe reaccionar para producir 25 kg de SiC. c) Calcula la presión que ejercerá el monóxido de carbono que se obtiene si se recoge en un recipiente de 10 L a 50 °C.

4. El hierro se obtiene haciendo reaccionar óxido de hierro (III) con hidrógeno; como producto de la reacción se obtiene también agua. a) Escribe y ajusta la reacción. b) ¿Qué cantidad (en gramos) de óxido de hierro(III) debe reaccionar para obtener 5kg de hierro? c) ¿Cuantas bombonas de hidrógeno hay que utilizar en el proceso si cada una es de 10 L y almacenan el hidrógeno a una presión de 20 atmósferas, a la temperatura de 25 °C?

5. Cuando se calienta el clorato de potasio se desprende oxígeno y queda un residuo de cloruro de potasio. Calcula: a) La cantidad de clorato que se calentó si el oxígeno que se obtuvo, recogido en un recipiente de 5 L a la temperatura de 80 °C, ejercía una presión de 3,5 atm. b) Los gramos de cloruro de potasio que se obtuvieron.

6. Cuando un hidrocarburo reacciona con una cantidad limitada de oxígeno se produce monóxido de carbono y agua. a) Escribe la reacción en la que el propano (C3H8) se transforma en monóxido de carbono. b) ¿Qué volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, reacciona con 4 L de propano a 2 atm y 25 °C? c) ¿Qué volumen de monóxido de carbono se obtendrá, medido en condiciones normales?

7. Cuando se hace reaccionar amoniaco con oxígeno se obtiene monóxido de nitrógeno y agua. a) Escribe la reacción teniendo en cuenta que todas las sustancias están en estado gaseoso. b) Determina el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que se necesita para que reaccione totalmente con 50 g de amoniaco. c) Calcula las moléculas de monóxido de nitrógeno que se obtendrán.

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9. La acidez de estómago se debe a un exceso en la producción de HCl por parte de nuestro organismo. Para contrarrestarla podemos tomar una lechada de hidróxido de aluminio que reacciona con el ácido dando cloruro de aluminio y agua. a) Escribe la reacción que tiene lugar. b) Calcula los gramos de hidróxido de aluminio que hay que tomar para neutralizar 10 mL de HCl 1,25 M. c) Calcula los gramos de cloruro de aluminio que se forman.

10. Para determinar la riqueza de una partida de cinc se tomaron 50,0 g de una muestra homogénea y se trataron con ácido clorhídrico del 37 % en peso y densidad 1,18 g/mL, consumiéndose 126 mL de ácido. La reacción de cinc con ácido clorhídrico produce cloruro de cinc e hidrógeno. Calcule: a) La molaridad de la disolución de ácido clorhídrico. b) El porcentaje de cinc en la muestra.

11. Una roca caliza contiene un 70 % de carbonato de calcio, sustancia que, al calentarse, desprende dióxido de carbono y óxido de calcio. Determina el volumen de dióxido de carbono, medido en condiciones normales, que se producirá cuando se calcinen 25 kg de roca caliza. ¿Cuántos kg de óxido de calcio se producirán?

12. El nitrato de amonio (NH4NO3) es una sustancia que se utiliza habitualmente como fertilizante. Bajo la acción de detonadores explota descomponiéndose en nitrógeno, oxígeno y agua, razón por la cual también se utiliza para fabricar explosivos. En un bidón tenemos 0,5 kg de una sustancia que tiene un 80% de riqueza en nitrato de amonio. Si llegase a explotar totalmente, calcula: a) La presión que ejercería el nitrógeno que se libera si el bidón es de 50 L y la temperatura es de 35 °C. b) El volumen de agua que aparecería en el bidón. Densidad del agua = 1 g/mL.

13. Cuando el óxido de hierro (III) reacciona con el monóxido de carbono se obtiene hierro metálico y se libera dióxido de carbono. Calcula la cantidad de óxido de hierro (III) de riqueza 65 %, que se necesita para obtener 32 g de hierro metálico.

14. El óxido de hierro (III) es un compuesto que se utiliza, entre otras cosas, para fabricar cintas de grabación. Para determinar su riqueza en una muestra se la hizo reaccionar con hidrógeno gaseoso. Como resultado se obtiene hierro y agua. Determina el porcentaje en óxido de hierro (III) si 100 g de muestra consumen 33,6 L de H2, medidos en condiciones normales. ¿Qué cantidad de hierro se depositará en el proceso?

15. Para determinar la riqueza en magnesio de una aleación se toma una muestra de 2,83 g de la misma y se la hace reaccionar con oxígeno en unas condiciones en las que solo se obtienen 3,6 g de óxido de magnesio. ¿Cuál será el porcentaje de magnesio en la aleación?

16. El carburo cálcico, CaC2, es un compuesto sólido que reacciona con el agua líquida para dar el gas inflamable acetileno y el sólido hidróxido cálcico. Calcule: a) El volumen de gas medido en condiciones normales que se obtendrá cuando 80 g de CaC2 reaccionan con 80 g de agua. b) La cantidad de reactivo que queda sin reaccionar.

17. El cadmio reacciona con el ácido nítrico dando nitrato de cadmio e hidrógeno. Se hacen reaccionar 8 g de cadmio con 60 mL de HNO3 1,5 M. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se obtendrán como máximo?

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Juan Pedro Quintanilla Lozano Página 15 de 15

19. El P4(g) reacciona con el Cl2 (g) para dar PCl3(g). En un recipiente de 15 L que contiene Cl2 en condiciones normales se introducen 20 g de fósforo y se ponen en condiciones de reaccionar. ¿Cuál es la máxima cantidad de tricloruro de fósforo que se puede obtener? Determina la presión que ejercerá si se recoge en el recipiente de 15 L a 50 °C.

20. Sabemos que cuando un ácido reacciona con una base neutralizan sus efectos. ¿Será suficiente añadir 6 g de hidróxido de calcio a 100 mL de una disolución de ácido nítrico 2 M para tener un medio neutro? Determina si después de la reacción tenemos un medio ácido o básico.

21. El formol (CH2O) es un compuesto que se utiliza para fabricar colas de madera. En la industria se obtiene haciendo reaccionar metanol (CH3OH) con oxígeno, en un proceso en el que también se forma agua. El rendimiento de la operación es del 92 %. a) Escribe la ecuación química de la reacción. b) Determina la masa de formol que se puede obtener a partir de 50 g de metanol. 22. En uno de los pasos para la fabricación del ácido sulfúrico se hace reaccionar dióxido de azufre

con oxígeno para producir trióxido de azufre. En una ocasión se mezclaron 11 L de dióxido de azufre a 1,2 atm y 50 °C con oxígeno y se formaron 30 g de trióxido de azufre. Determina el rendimiento de la reacción y las moléculas de oxígeno que han debido reaccionar.

23. Al quemar 60 cm3 de una mezcla de metano y etano, medidos a 0 °C y 1 atm de presión, con cantidad suficiente de oxígeno, se producen 80 cm3 de dióxido de carbono, medidos en las citadas condiciones, y agua. Calcule: a) Cuál es la composición porcentual de la mezcla expresada en volumen. b) La cantidad de oxígeno, expresada en moles, necesaria para la combustión total de la mezcla.

Referencias

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