Tema 5 Reacciones químicas

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FYQ 4.º ESO: Tema 5. Reacciones químicas Curso 2016/17

Tema 5

Reacciones químicas

IES Padre Manjón Prof: Eduardo Eisman

1

Reacciones químicas: Índice

CONTENIDOS

1. La reacción química: cómo se produce x2. La energía en las reacciones químicas x3. La velocidad de las reacciones químicas x4. La cantidad de sustancia. El mol x5. Cálculos en las reacciones químicas

CRITERIOS DE EVALUACIÓN ESTÁNDARES DE APRENDIZAJE

1. Comprender el mecanismo de una reacción química y deducir la ley de conservación de la masa a partir del concepto de la reorganización atómica que tiene lugar.

1.1. Interpreta reacciones químicas sencillas utilizando la teoría de colisiones y deduce la ley de conservación de la masa.

2. Razonar cómo se altera la velocidad de una reacción al modificar alguno de los factores que influyen sobre la misma, utilizando el modelo cinético-molecular y la teoría de colisiones para justificar esta predicción.

2.1. Predice el efecto que sobre la velocidad de reacción tienen: la concentración de los reactivos, la temperatura, el grado de división de los

reactivos sólidos y los catalizadores.

2.2. Analiza el efecto de los distintos factores que afectan a la velocidad de una reacción química ya sea a través de experiencias de laboratorio o mediante aplicaciones virtuales interactivas en las que la manipulación de las distintas variables permita extraer conclusiones.

3. Reconocer los grupos funcionales presentes en moléculas de especial interés.

3.1. Determina el carácter endotérmico o

exotérmico de una reacción química analizando el signo del calor de reacción asociado.

(2)

FYQ 4.º ESO: Tema 5. Reacciones químicas Curso 2016/17 3

Reacciones químicas: Índice

CRITERIOS DE EVALUACIÓN ESTÁNDARES DE APRENDIZAJE

4. Interpretar ecuaciones termoquímicas y distinguir entre reacciones endotérmicas y exotérmicas.

4.1. Realiza cálculos que relacionen la cantidad de sustancia, la masa atómica o molecular y la constante del número de Avogadro.

5. Realizar cálculos estequiométricos con reactivos puros suponiendo un rendimiento completo de la reacción, partiendo del ajuste de la ecuación química correspondiente.

5.1. Interpreta los coeficientes de una ecuación química en términos de partículas, moles y, en el caso de reacciones entre gases, en términos de volúmenes.

5.2. Resuelve problemas, realizando cálculos estequiométricos, con reactivos puros y suponiendo un rendimiento completo de la reacción, tanto si los reactivos están en estado sólido como en disolución.

EL HIERRO Y EL AZUFRE EN EL ALCOHOL EN EL AGUA Calor Vapores de alcohol Hierro Azufre Los mezclamos … Imán Hielo Agua EL HIERRO Y EL AZUFRE EN EL ALCOHOL EN EL AGUA Vapores Hierro

1.1 Cambios físicos

• Un

cambio físico

es una transformación en la que no varía la naturaleza de la materia. • Entre los cambios físicos más habituales se encuentran los cambios de estado.

• En los cambios físicos no se modifica la naturaleza de las sustancias que experimentan la transformación. Antes y después del cambio tiene la misma fórmula química.

(3)

FYQ 4.º ESO: Tema 5. Reacciones químicas Curso 2016/17 EL HIERRO Y EL AZUFRE EN EL ALCOHOL EN EL AGUA Agua Electrodos Burbujas de hidrógeno Alcohol ardiendo Mezcla de hierro y azufre

Sólido negro que no es atraído por el imán EL HIERRO Y EL AZUFRE EN EL ALCOHOL EN EL AGUA

1.2 Cambios químicos

• Un

cambio químico

es una transformación en la que varía la naturaleza de la materia.

• Los cambios químicos también se llaman reacciones químicas.

• En una transformación química, los reactivos y los productos tienen fórmulas químicas diferentes.

5

1.3 Algunos tipos de reacciones químicas

• Las reacciones químicas

son aquellos cambios en los que unas sustancias se transforman en otras diferentes.

Algunos tipos de

Reacciones Químicas

En la industria

De oxidación

De combustión

En nuestra vida

Es la reacción química que se produce cuando una sustancia

se combina con el oxígeno.

Es un tipo especial de oxidación, muy rápida, donde se desprende gras cantidad de calor.

Fruta oxidada (derecha)

Reacciones de fotosíntesis y las reacciones que se producen en la respiración

celular.

Reacciones en las que las materia primas se convierten en sustancias

diferentes y útiles para todos nosotros.

CH₄+ 2O₂ ĺ&2₂+ 2H₂O + Q

(4)

2.1 Las reacciones químicas: teoría de las colisiones

• Según la teoría de las colisiones, las reacciones químicas se producen cuando las moléculas de los reactivos chocan entre sí y se rompen.

• Los átomos que se han liberado se reorganizan, formando las nuevas moléculas.

Formación del ácido clorhídrico

7

Formación del agua

O₂ H₂

Formación del agua O

O

O₂ HHHHH₂₂₂

(5)

1. El gas hidrógeno reacciona con el gas cloro para dar cloruro de hidrógeno.

Observa la siguiente representación para las distintas sustancias:

a) Explica el proceso representado en este esquema en términos de la teoría de

las colisiones.

b) Representa ahora qué le ocurre a cada una de las partículas.

2. El esquema siguiente representa la reacción en la que el gas hidrógeno reacciona

con el gas nitrógeno para dar amoníaco:

a) Explícalo en términos de la teoría de colisiones.

b) Razona que ocurrirá si solo hubiese una molécula de nitrógeno y dos de

hidrógeno.

c) ¿Y si solo hubiese una molécula de N

2

y una de H

2

?

2.3 La reacción química: cómo se produce

Lo que cambia y lo que se conserva en las reacciones

• En una reacción química los átomos que formaban parte de los reactivos se

recolocan

para dar lugar a los productos.

• Las moléculas de los reactivos deben estar en una determinada proporción.

En una reacción química

Se conserva

Cambia

y

El número de átomos de cada

elemento.

y

La masa

y

La fórmula química de las

sustancias.

y

El número de moléculas (en la

mayoría de los casos).

• En 1772 Antoine-Laurent Lavoisier estableció la

ley de conservación de la

masa

:

• En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, solo se

transforma. La masa total de los reactivos coincide con la masa de los

productos.

(6)

3. Se comprueba que 28 g de gas nitrógeno reaccionan exactamente con 6 g de gas

hidrógeno para dar amoníaco.

a) ¿Cuántos gramos de amoníaco se han formado?

b) Si se introducen 28 g de gas nitrógeno y 28 g de gas hidrógeno, ¿qué

cantidad de amoníaco se forma?

c) Si se introducen 6 g de gas nitrógeno y 6 g de gas hidrógeno, ¿qué cantidad

de gas amoníaco se forma?

2.5 La reacción química: cómo se produce

3.1 Energía en las reacciones químicas

o Para que se verifique una reacción química ha de producirse:

• La ruptura de los enlaces en los reactivos. Implica generalmente aportar energía. • El reagrupamiento de los átomos de forma distinta.

• La formación de nuevos enlaces para formarse los productos. Lo que generalmente implica un desprendimiento de energía.

• Energía aportada > Energía desprendida. • La reacción absorbe energía (calor).

Reacción endotérmica

CH

₄

+ 2 O

₂

CO

₂

+ 2 H

₂

O + 875 kJ

Reacción exotérmica

2 KClO

₃

+ 89,4 kJ 2 KCl + 3 O

₂ Reacción endotérmica

¿A qué se debe la energía absorbida o liberada en una reacción química?

• Energía aportada < Energía desprendida.

• La reacción desprende energía (calor).

Reacción exotérmica

• El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del proceso:

(7)

FYQ 4.º ESO: Tema 5. Reacciones químicas Curso 2016/17 Energía Productos Reactivos Avance de la reacción Energía de activación

178,3 kJ

Energía absorbida

Reacción endotérmica

CaCO

3

+ 178,3 kJ CaO + CO

2

CaCO

3

CaO + CO

2

Ca + C + 3 O

13 Energía

endotérmica

Reacción e

CaCO

3

+ 178,3 kJ

CaO + CO

2

Ca + C + 3 O

3.2 Energía en las reacciones químicas

Energía Avance de la reacción Productos Reactivos

CH

4

+ 2 O

2

CO

₂

+ 2 H

₂

O

Reacción exotérmica

CH

4

+ 2 O

2

CO

2

+ 2 H

2

O + 875 kJ

C + 4 H + 4 O

Energía de activación

875 kJ

Energía desprendida

Energía

xotérmica

Reacción e

C + 4 H + 4 O

Energía de activación

(8)

• Para descomponerse la caliza CaCO

3

, en óxido de calcio y dióxido de carbono, se

necesitan 178,3 kJ/mol.

¿Qué cantidad de energía se necesita para descomponer 50 kg de caliza?

15

CaCO

₃

+ 178,3 kJ CaO + CO

₂

_endotérmica

Reacción

1 mol 1 mol 1 mol

3

50.10 g de CaCO

3

1mol CaCO

100 g de CaCO

500 mol de CaCO

3

500 mol de CaCO

3

kJ

. 178,3

mol CaCO

89150 kJ

Para descomponer 50 kg de caliza se necesitan 89150 kJ

• Para descomponerse la caliza CaCO

3

, en óxido de calcio y dióxido de carbono, se

necesitan 178,3 kJ/mol.

¿Qué cantidad de energía se necesita para descomponer 50 kg de caliza?

CaCO

₃

+ 178,3 kJ

CaO + CO

₂

_endotérmica

Reacción

3.4 Energía en las reacciones químicas

4.1 Velocidad de reacción: factores que influyen

• Se denomina

velocidad

de una reacción química a la rapidez con que los

reactivos se transforman en productos.

• Factores que influyen en la velocidad de reacción:

E_a Número de moléculas Energía cinética T2>T1 T₁ T₂ La temperatura La concentración Al incrementarse la temperatura, aumenta la energía cinética media y el número de moléculas que alcanza la energía de activación. Aumenta la velocidad de reacción.

Según la TCM, el número de choques entre las moléculas es proporcional a la concentración de cada uno de los reactivos, al aumentar la concentración, aumentará la velocidad de reacción.

(9)

4.2 Velocidad de reacción: factores que influyen

17

• Factores que influyen en la velocidad de reacción:

Los catalizadores El grado de división

Dado que la reacción sólo tiene lugar en la superficie de contacto, la velocidad de reacción depende directamente del tamaño de esta área. Los reactivos sólidos se suelen triturar.

Los catalizadores son sustancias que modifican notablemente la velocidad de las reacciones sin que ellos experimenten variación química alguna y sin que aumente la cantidad del producto formado.

5.1 Unidad de masa atómica

• Los átomos son muy pequeños y en consecuencia su masa, también lo es; por

tanto si usamos como unidad para medirla las unidades de masa a las que

estamos acostumbrados (g, kg ..) , obtendríamos valores muy pequeños,

difícilmente manejables.

• Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una masa de 1, 66.10

– 27

_{kg y el de}

carbono 2,00.10

– 26

_kg.

• Por esta razón para medir la masa de los átomos se adopta una nueva unidad:

la

unidad de masa atómica ( u )

, que se define de la siguiente manera:

• Una

unidad de masa atómica (u)

es la doceava parte de la masa del átomo

de carbono 12.

1/12 parte del átomo de 12_C.

1 unidad de masa atómica ( u ) Su masa en kg es 1, 66. 10 – 27_kg

(10)

5.2 Masa atómica y masa molecular

• Masa atómica de un elemento

se obtiene comparando la masa de uno de sus átomos con la unidad de masa atómica (u).

• Masa atómica del Ca = 40 u.

Significa que la masa de un átomo de Ca es 40 veces la unidad de masa atómica.

• Masa molecular de un compuesto se obtiene sumando las masas atómicas

de cada uno de los átomos que forman la molécula.

• Masa molecular del Na₂S = 2 masa atómica Na + masa atómica S = 2.23 u + 32 u = 78 u

Sustancia Masa

atómica Sustancia

Masa molecular

Oxígeno O 16 u Hidróxido de calcio Ca(OH)₂ 74 u

Azufre S 32 u Amoniaco NH₃ 17 u

Plomo Pb 207 u Ácido sulfúrico H₂(SO)₄ 98 u

Bario Ba 137,3 u Butano C₄H₁₀ 58 u

Mercurio Hg 200,6 u Oxígeno O₂ 32 u

Plata Ag 107,9 u Dióxido de carbono CO₂ 44 u

19 1 mol de Fe

6,022 ·10

23_átomos 1 mol de Na

6,022 ·10

23_átomos 1 mol de O₂

6,022 ·

1023_moléculas 1 mol de KCl

6,022 ·10

23_moléculas

5.3 Mol de una sustancia y número de Avogadro

Masa atómica del hierro

55,8 u

Masa molecular del KCl

74,6 u

Masa molecular del O2

32 u

Masa atómica del sodio

23 u

1 mol de Fe

55,8 g de Fe

1 mol de Na

23 g de Na

1 mol de O₂

32 g de O

2 1 mol de KCl

74,6 g de KCl

Hierro Sodio

• Un

mol de una sustancia

es la cantidad de esa sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas

(N

_A

= 6,022 · 10

23

).

Estas partículas pueden ser átomos, moléculas, iones, etc.

• El mol coincide con la

masa atómica o la masa molecular expresada en gramos

.

En el Sistema Internacional (SI), el

mol

es la unidad de la magnitud

cantidad de sustancia.

Cloruro de potasio

(11)

FYQ 4.º ESO: Tema 5. Reacciones químicas Curso 2016/17 1 molécula de CO2ĺX

• Un

mol de una sustancia

es una cantidad equivalente a la que representa su

masa atómica o molecular expresada en gramos. En un mol de una sustancia hay

6,022

·

10

23

₍

_N

A

) átomos o moléculas de esa sustancia.

Un mol de diferentes sustancias

1 mol de CO2ĺJ

1 mol de CO2ĺā23moléculas de CO2

• Un

mol de una sustancia

es una cantidad equivalente a la que representa su

masa atómica o molecular expresada en gramos. En un mol de una sustancia hay

6,022

·

10

23

₍

_N

A

N

) átomos o moléculas de esa sustancia.

Un mol de diferentes sustancias

5.4 Mol de una sustancia y número de Avogadro

21

5.5 Cantidad de sustancia en gramos y en moles

2 3 c) 3,40 mol H CO 2 3 2 3 62,0 g H CO 1 mol H CO 210,8 g H CO2 3 2 4

c) 64,8 g H SO

2 4 2 4

1mol H SO

98,0 g H SO

0,661mol H SO

2 4

a) 7,0 g Na

1mol Na

23,0 g Na

0,304 mol Na

2

b) 20,5 g H O

2 2

1mol H O

18,0 g H O

1,139 mol H O

2 a) 1,20 mol Zn 65,4 g Zn 1 mol Zn 78,5 g Zn

b)

0,25 mol CH

4 4 4

16,0 g CH

1 mol CH

4,0 g CH

4

1.- ¿Cuántos moles son: a) 7,0 g de Na; b) 20,5 g de H

2

O; c) 64,8 g de H

2

SO

4.

2.- Necesitamos disponer de:

a) 1,20 moles de Zn;

b) 0,25 moles de CH

_4.

; c) 3,40 moles de H

₂

CO

₃

¿Cuántos gramos son de cada una de las sustancia?

(12)

5.6 Medida de la cantidad de sustancia. El mol

a) Si 1 átomo de Al = 27 u, 1 mol de Al = 27 g, por tanto:

b)

3.- a) Un átomo de aluminio tiene una masa de 27 u. ¿Cuántos gramos son 3 mol de

aluminio? b) Si tenemos un bloque de 100 g de aluminio ¿cuántos moles de aluminio

tenemos?

4.- Tenemos 30 g de amoniaco, NH

3

. ¿Cuántos moles de NH

3

tenemos? ¿Cuántas

moléculas de NH

3

? Datos: M (N) = 14 u; M (H) = 1 u.

5.7 Medida de la cantidad de sustancia. Ejercicios

4.- Responde a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuántos átomos tendremos en un bloque de 100 g de aluminio?

b) Si tenemos 5·10

22

_{átomos de aluminio, ¿cuántos gramos de aluminio hay?}

Datos: M (Al) = 22 u.

5.- Contesta:

a) ¿Cuántos átomos tendremos en un bloque de 100 g de plomo?

b) Si tenemos 5·10

22

_{átomos de plomo, ¿cuántos gramos de plomo hay?}

Datos: M (Pb) = 207,2 u.

6.- Tenemos 66 g de CO

2

.

a) ¿Cuántos moles de CO

2

hay?

b) ¿Cuántos moles de O hay?

c) ¿Cuántos átomos de C hay?

d) ¿Cuántos gramos de O hay?

e) ¿Cuántos gramos de CO

2

necesitamos para tener 3 g de C?

(13)

6.1 Concentración molar de las disoluciones. Molaridad

• Una

disolución

es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.

• A la que está en mayor proporción se le llama

disolvente

, y a la que está en

menor proporción se le llama

soluto

(puede haber varios).

Disolvente

Soluto

Disolución

Ejemplo

Gas Gas Gas Aire

Disolvente: N₂ Solutos: O₂, CO₂, Ar

Líquido Líquido Líquido Vino

Disolvente: agua Soluto: alcohol

Líquido Sólido Líquido Agua de mar

Disolvente: agua Solutos: NaCl, KCl

Sólido Sólido Sólido Bronce

Cobre: > 80 % Estaño: < 20 %

• La concentración de una disolución indica la proporción en la que se encuentra el soluto en la mezcla.

La molaridad (M)

de una disolución indica los moles de soluto por litro de disolución:

Se expresa en mol/L, abreviado: M. Se pronuncia “molar”.

6.2 Concentración molar de las disoluciones. Molaridad

a) ¿Cuál es la molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 5 g de CaCl

2

en agua hasta un volumen de 100 mL?

b) ¿Qué cantidad de soluto hay en 15 mL de disolución?

Datos: M (Ca) = 40,08 u; M (Cl

2

) = 35,45 u.

a)

(14)

6.3 Concentración molar de las disoluciones. Molaridad

7.- Queremos preparar 250 mL de una disolución acuosa de cloruro de calcio 1,5 M.

Calcula qué cantidad de soluto se necesita.

Datos: M (Ca) = 40,08 u; M (Cl) = 35,45 u.

8.- Calcula el volumen de disolución de ácido clorhídrico 1,25 M que debemos usar

para tener 0,5 mol de ácido.

COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO

• Una ecuación química es una representación simbólica de una reacción química.

Óxido de cromo (III) Cr2O3

(NH

₄

)

₂

Cr

₂

O

₇

(

s

)

ĺ

N

₂

(

g

)

+ 4 H

₂

O

(

l

)

+ Cr

₂

O

₃

(

s

)

REACTIVOS PRODUCTOS LÍQUIDO SÓLIDO GAS Dicromato de amonio (NH4)2Cr2O7 Descomposición

térmica _Óxid_{do de cromo (III) Cr}₂_O₃

Dicromato de amonnio Descomposición

térmica

7.1 La reacción química

• Una reacción química

es un cambio en el que se modifica la naturaleza de la materia. Se parte de unas sustancias que llamamos

reactivos

y se obtienen, otras sustancias diferentes a las de partida, que llamamos

productos de la reacción.

(15)

• Ley de Lavoisiere:

En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

• En consecuencia, la masa permanece constante: es decir:

la masa de los reactivos

tienen que ser igual a la masa de los productos de la reacción.

2 H

₂

(g) + O

₂

(g)

ĺ

2 H

₂

O(

l

)

+

ĺ

2 moléculas con dos átomos de hidrógeno cada una.

1 molécula con dos átomos de oxígeno

2 moléculas de agua con dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno cada una.

La masa de 4 átomos de H más la masa de dos átomos de O. La masa de 4 átomos de H más la masa de dos átomos de O.

• Ley de Lavoisiere:

En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

• En consecuencia, la masa permanece constante: es decir:

la masa de los reactivos

tienen que ser igual a la masa de los productos de la reacción.

7.2 Conservación de la masa: Ley de Lavoisier

29

• Reacción de combustión de un hidrocarburo:

se produce dióxido de carbono más agua, y se desprende energía.

Se escribe la reacción química y se ajusta

2

2 CH

₄

+ O

₂

CO

₂

+ H

₂

O + Q

1 molécula 2 moléculas 1 molécula 2 moléculas 6,022.1023 moléculas 2 . 6,022.1023 moléculas 6,022.1023 moléculas 2 . 6,022.1023 moléculas

1 mol 2 mol 1 mol 2 mol

2 mol .18 g/mol 36 g de H2O 1 mol .44 g/mol 44 g de CO2 2 mol . 32 g/mol 64 g de O2 1 mol .16 g/mol 16 g de CH4

Masa de los reactivos 16 g + 64 g = 80 g

Masa de los productos 44 g + 36 g = 80 g A nivel microscópico se establece la relación de moléculas A nivel macroscópico se establece la relación de moles / gramos

Ley de Lavoisiere:

en toda reacción química la masa se conserva

• Reacción de combustión de un hidrocarburo:

se produce dióxido de carbono más agua, y se desprende energía.

2

2 CH

₄

+ O

2 ₂

CO

₂

+ H

2 ₂

O + Q

(16)

• Reacción de combustión del etanol: CH

₃

- CH

₂

OH

C

₂

H

₆

O + O

₂

CO

₂

+ H

₂

O

Etanol Oxígeno Dióxido de carbono Agua

1 mol 3 mol 2 mol 3 mol

3 mol .18 g/mol 54 g de H2O 2 mol .44 g/mol 88 g de CO2 3 mol . 32 g/mol 96 g de O2 1 mol .46 g/mol 46 g de C2H6O

Masa de los reactivos 46 g + 96 g = 142 g

Masa de los productos 88 g + 54 g = 142 g

Relación de moles

Ley de Lavoisiere:

en toda reacción química la masa se conserva

3

2

3 C

₂

H

₆

O

₂

CO

₂

H

₂

O

Masa molecular 2.12 + 6.1 + 16 = 46 u 2.16 = 32 u 12 + 2.16 = 44 u 2.1 + 16 = 18 u 1 mol Masa molar 46 g 32 g 44 g 18 g 31

• Reacción de combustión del etanol: CH

₃

- CH

₂

OH

C

₂

H

₆

O + O

3 O

₂

2 C

CO

₂

+ H

3 H

₂

O

7.4 Conservación de la masa: Ley de Lavoisier

8.1 Reacciones químicas en las que intervienen gases. Ley de Avogadro

• Ejemplo:

Reaccionan 1,3 litros de nitrógeno (gas) con hidrógeno (gas) para dar amoniaco (gas), todos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. a) Escribe y ajusta la ecuación correspondiente al proceso. b) Calcula los litros de hidrógeno necesarios para la reacción y los litros de amoniaco que se obtienen.

• Como los gases están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura podemos establecer la relación directa entre moles y litros.

• Un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y

temperatura (1 atm y 0ºC), ocupa siempre un volumen de 22,4 L.

• Al volumen de un mol de un gas en C.N. se le llama

Volumen molar = 22,4 L

• Cuando en una reacciónintervienen varios gases que se encuentran en las

mismas

condiciones de presión y temperatura,

la proporción en volumen es la misma que la proporción en cantidad de sustancia, es decir, en moles:

Ley de Avogadro.

N

₂

(g)

+ 3 H

₂

(g)

2 NH

₃

(g)

1 mol 3 mol 2 mol

2 2 2 2 2

1 mol N

1,3 L N

x 3,9L H

3mol H

x LH

2 2 3 3 3

1 mol N

1,3 L N

y 2,6L NH

2mol NH

y L NH

1,3 L 3 . 1,3 L 2 . 1,3 L

(17)

2 H

₂

(

g

)

+ O

₂

(

g

)

ĺ+

₂

O

(

l

)

Calculamos el volumen de H₂que reacciona con 5 L de O₂en condiciones normales.

2 mol de H₂ 1 mol de H₂ 2 mol de H₂O

5 L

?

• Ejemplo:

En la reacción de formación de agua, calcula el volumen de H₂, medido a 2 atm y 50 ºC, que reacciona con 5 L de O₂, medido también a 2 atm y 50 ºC.

2 2 2 2 2

2 mol H

x L H

x 10L H

1 mol O

5 L O

33

2 (

g

)

2 (

g

)

2 (

l

ll

)

• Ejemplo:

En la reacción de formación de agua, calcula el volumen de H₂, medido a 2 atm y 50 ºC, que reacciona con 5 L de O₂, medido también a 2 atm y 50 ºC.

8.2 Reacciones químicas en las que intervienen gases. Ley de Avogadro

Mg + O

₂

ĺ0J2

1 mol O

₂

= 32 g

1 mol Mg = 24,3 g

1 mol MgO = 40,3 g

Mg + O

₂

ĺ0J2

9.1 Cálculos estequiométricos en masa

• El magnesio reacciona con el oxígeno para formar óxido de magnesio. Disponemos de 8 gde oxígeno. Calcula:

a) ¿Cuántos gramos de magnesio harán falta para reaccionar con todo el oxígeno disponible? b) ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán?

Escribimos la reacción química y a continuación la ajustamos

2

2 mol 1 mol 2 mol _{necesitan un mol de O}En la reacción por cada 2 mol de magnesio se

2y se obtienen 2 mol de MgO.

X mol de Mg 0,25 mol de O2 Y mol de MgO

a) ) ¿Cuántos gramos de magnesio harán falta para reaccionar con todo el oxígeno disponible?:

a) ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán?:

• Podemos trabajar con relación de masas en gramos o en

moles.

2 0,25 molO .2 mol Mg 2 1 mol O 24,3 g Mg . 1 mol Mg 12,15 g Mg 2 2 mol MgO 0,25molO . 2 1 mol O 40,3 g MgO .

1 mol MgO 20,15 g MgO

2

8 g O

2 2

1molO

.

32 g O

0,25mol O

2

(18)

9.3 Cálculos estequiométricos en masa y volumen

• El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno

gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido clorhídrico:

a) ¿Cuántos gramos de zinc reaccionan?

b) ¿Cuál sería el volumen de H

2

obtenido si se mide en c. n.?

• Pasamos los gramos a moles de ácido. • Relacionamos moles de

ácido y moles de zinc. • Pasamos moles de zinc a

gramos de zinc

6,0 g deHCl 1mol HCl

36,5 gde HCl 0,16 mol de HCl

0,16 moles deHCl 1 mol de Zn 2 moldeHC 65,4 g Zn . l 1 mol Zn 5,2 g de Zn Se escribe la reacción química y se ajusta

2 HCl + Zn ZnCl

₂

+ H

₂

á. clorhídrico zinc cloruro de zinc hidrógeno

2 mol 1 mol 1 mol 1 mol Relación de moles

0,16 mol deHCl_. 1molH2

2 moles HCl 0,08 mol de H2 2 2 22,4 litros 0,08molH . 1 mol H 1,8 L de gas H2

Si la sustancia es un gas y está medido en c.n. (00_{C y 1atm) ,}_{se puede}

obtener el volumen teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa 22, 4 litros (volumen molar) a) Gramos de zinc que reaccionan con 6,0 g de HCl

b) Volumen de hidrógeno que se obtiene

35

9. Escribe la ecuación química ajustada de las siguientes reacciones: a) Nitrógeno + Hidrógeno para dar amoniaco.

b) Hierro + oxígeno para dar óxido de hierro (III). c) Carbono + oxígeno para dar monóxido de carbono.

10. El metano (CH₄) es el principal componente del gas natural. Cuando se quema con oxígeno, forma dióxido de carbono y agua.

a) Escribe y ajusta la reacción.

b) Calcula la masa del dióxido de carbono que se obtiene cuando se quema 1 kg de metano. c) Calcula la masa de oxígeno que hace falta para quemar 1 kg de metano.

Datos: M (C) = 12 u; M (H) = 1 u; M (O) = 16 u.

11. El carbono puede arder en presencia de gas oxígeno dando CO. Calcula cuántos litros de oxígeno había en un recipiente si, al quemar carbón, se obtuvieron 30 L de CO (igual presión y temperatura en el proceso).

12. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico dando cloruro de cinc y gas hidrógeno: a) ¿Cuántos moles de gas hidrógeno se desprenden con 5 kg de cinc? b) ¿Qué volumen de disolución de HCl 5 M se consumen?

Datos: M (Zn) = 63,38 u; M (H) = 1 u; M (Cl) = 35,5 u

9. Escribe la ecuación química ajustada de las siguientes reacciones: a) Nitrógeno + Hidrógeno para dar amoniaco.

b) Hierro + oxígeno para dar óxido de hierro (III). c) Carbono + oxígeno para dar monóxido de carbono.

10. El metano (CH₄) es el principal componente del gas natural. Cuando se quema con oxígeno,