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Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación químicas por el método algebraico:
a HNO3 + b Cu ? c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O
H) a = 2e; N) a = 2c + d; O) 3a = 6c +d + e; Cu) b = c
Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda: a = 2e; a = 2 + d; 3a = 6 + d + e;
Sustituyendo a: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e
Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo queda: e = 4/3; d= 2/3 con lo que a = 8/3
Multiplicando todos los coeficientes por 3:
8 HNO3 + 3 Cu ? 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Comprobamos el nº de átomos de cada tipo antes y después de la reacción: 8 átomos de H (4 ·2), 8 de N (2·3 +2), 24 de O (8·3= 3·2·3 +2 +4) y 3 de Cu
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Tipos de reacciones químicas
Síntesis: A + B ? C
Descomposición
Simple: A ? B + C
Mediante reactivo:AB + C ? AC + BC
Sustitución (desplazamiento): AB + C ? AC + B
Doble sustitución (doble desplazamiento): AB + CD ? AC + BD
2 H2 + O2 ? 2 H2O
CaCO3 ? CaO + CO2
2 ZnS + 3 O2 ? 2 ZnO + 2 SO2
PbO + C ? CO + Pb
HCl + NaOH ? NaCl + H2O
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Estequiometría de una reacción química.
Es la proporción en moles en la que se combinan los distintos reactivos y en la que se forman los distintos productos de la reacción.
Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la reacción) se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de gases o disoluciones.
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Tipos de cálculos estequiométricos.
Con moles.
Con masas.
Con volúmenes (gases)
En condiciones normales.
En condiciones no normales.
Con reactivo limitante.
Con reactivos en disolución (volúmenes).
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Ejemplo: En la reacción ajustada anteriormente:6 HBr +2 Fe ? 2 FeBr3 + 3H2 ¿qué cantidad de HBr reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades de FeBr3 e H2 se formarán?
6 HBr + 2 Fe —? 2 FeBr3 + 3H2
6 moles 2 moles 2 moles 3 moles
485,4 g 111,6 g 591,0 g 6 g———— = ———— = ———— = ——— x 10 g y z
Resolviendo las proporciones tendremos:
43,5 g 10 g 52,9 g 0,54 g
Cálculos con masas
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Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio, con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme sulfato de aluminio y agua. Calcula los moles del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que se forma. Datos (u): Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1
M (Al2O3) = 2 · 27 u + 3 · 16 u = 102 u M [ Al2(SO4)3 ]= 2 · 27 u + 3 · (32 u + 4 · 16 u) = 342 u
Primero, ajustamos la reacción: Al2 O3 + 3 H2SO4 ————? Al2(SO4)3 + 3 H2 O
1mol 3moles 1mol 3moles
Se transforman los moles en “g” o “l” (o se dejan en “mol”) para que quede en las mismas unidades que aparece en los datos e incógnitas del problema:
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Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme sulfato de aluminio Al2(SO4)3 y agua. Calcula los moles del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que se forma. Datos (u): Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1
Al2 O3 + 3 H2SO4 ————? Al2(SO4)3 + 3 H2 O
102 g 3 moles 342 g
40 g n (mol) m (g)
102 g 3 moles 40 g · 3 mol—— = ——— ? n (mol) = ————— = 1,18 mol H2SO440 g n (mol) 102 g
102 g 342 g 40 g· 342 g —— = ——— ? m (g) =————— = 134,12 g Al2(SO4)340 g m (g) 102 g
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Ejemplo: Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá al quemar 1 kg de butano (C4H10) a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC.
La reacción de combustión del butano es:
C4H10 + 13/2 O2 ? 4 CO2 + 5 H2O
a)1 mol 4 moles
58 g 4 mol · 22,4 l/mol
1000 g x
x = 1544,8 litros
Cálculos con volumenes (gases)
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Ejercicio: Calcula el volumen de CO2 que se desprenderá al quemar 1 kg de butano (C4H10) a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC.
C4H10 + 13/2 O2 ? 4 CO2 + 5 H2O
b) Cuando las condiciones no son las normales es mejor hacer el cálculo en moles y después utilizar la fórmula de los gases:
58 g ————— 4 moles
1000 g ————— y ? y = 69 moles
n · R · T 69 mol · 0,082 atm · L · 323 K V = ———— = ————————————— = p mol · K 5 atm
= 365,5 litros
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Ejercicio: El oxígeno es un gas que se obtiene por descomposición térmica del clorato de potasio en cloruro de potasio y oxígeno ¿Qué volumen de oxígeno medido a 19ºC y 746 mm Hg se obtendrá a partir de 7,82 g de clorato de potasio.
Ecuación ajustada: 2 KClO3 ?2 KCl + 3 O2
2 mol 3 mol
2 mol·122,6 g/mol = 245,2 g —— 3 mol
7,82 g —— n(O2)
Resolviendo se obtiene que n (O2) = 0,0957 moles
n · R · T 0,0957 moles · 0,082 atm · L · 292 K V= ———— = ——————————————— = p mol · K (746 / 760) atm
= 2,33 litros
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Reacciones con reactivo limitante
Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos.
En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y no reaccionará todo él.
El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante, ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.
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2 Na + 2 H2O ? 2 NaOH + H2
46 g — 36 g ——— 80 g
10 g — m(H2O) — m(NaOH) ? m(H2O) = 7,8 g
lo que significa que el sodio es el reactivo limitante y que el agua está en exceso(no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)
m (NaOH) = 80 g · 10 g / 46 g = 17,4 g
Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la reacción se desprende también hidrógeno
Cálculos con reactivo limitante
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Ejercicio: Hacemos reaccionar 25 g de nitrato de plata con cierta cantidad de cloruro de sodio y obtenemos 14 g de precipitado de cloruro de plata. Averigua la masa de nitrato de plata que no ha reaccionado.
AgNO3 + NaCl ? AgCl? + NaNO3
169,8 g ————— 143,3 g
m ————— 14 g
De donde se deduce que:
m (AgNO3) que reacciona = 16,6 g
m (AgNO3) sin reaccionar = 25 g – 16,6 g = 8,4 g
Cálculos con reactivo limitante
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Ejemplo: Añadimos 150 ml de disolución 2 M de hidróxido de sodio a otra disolución de sulfato de magnesio. Averigua la masa de hidróxido de magnesio que se formará si el sulfato de magnesio está en exceso.
2 NaOH + MgSO4 ? Mg(OH)2 + Na2SO4
2 mol —————— 58,3 g
0,15 L · 2 mol/L ————— m
De donde se deduce que:
m (Mg(OH)2) = 0,3 mol · 58,3 g / 2 mol = 8,7 g
Cálculos con disoluciones
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El rendimiento en las reacciones químicas.
En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto dela esperada a partir de los cálculos estequiométricos.
Esto se debe a:
Perdida de material al manipularlo.
Condiciones inadecuadas de la reacción.
Reacciones paralelas que formas otros productos.
Se llama rendimiento a:
mproducto (obtenida) Rendimiento = ———————— · 100 mproducto (teórica)
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Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad suficiente para que precipite todo el cloruro de plata. Determina la masa de este producto que obtendremos si el rendimiento de la reacción es del 85 %.
n(NaCl) = V · Molaridad = 0,01 L · 1 mol/L
NaCl + AgNO3 ? AgCl? + NaNO3
1 mol 143,4 g
0,01 mol m (AgCl)
De donde m(AgCl) = 1,43 g
1,434 g · 85 mAgCl (obtenida) = ————— = 1,22 g 100
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Riqueza
La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro.
Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra.
m (sustancia pura)riqueza = ———————— · 100 m (muestra)
Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos
96200 g · ——— = 192 g de NaOH puro 100
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Ejemplo: Tratamos una muestra de cinc con ácido clorhídrico del 70 % de riqueza. Si se precisan 150 g de ácido para que reaccione todo el cinc, calcula el volumen de hidrógeno desprendido en C.N.
150 g · 70m (HCl) = ———— = 105 g 100
Zn + 2 HCl ? ZnCl2 + H2?
73 g 22,4 L
105 g V(H2)
De donde
V = 105 g · 22,4 L / 73 g = 32,2 litros
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Un gasóleo de calefacción contiene un 0,11 % en peso de azufre. a) Calcule los litros de dióxido de azufre (medidos a 20ºC y 1 atm) que se producirán al quemar totalmente 100 kg de gasóleo.b) Comente los efectos de las emisiones de dióxido de azufre sobre las personas y el medio ambiente.DATOS: Masas atómicas: S=32; O=16
a) 100 kg · 0,11 m (S) = —————— = 0,11 kg = 110 g 100
S + O2 ? SO2?
32 g 1 mol ——— = ——— ? n(SO2) = 3,4 moles 110 g n(SO2)
n · R · T 3,4 mol · 0’082 atm · L · 293 K V= ———– = ————————————— = 82,6 L p mol · K 1 atm
Cuestión de Selectividad (Marzo 98)
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Energía de las reacciones químicas.
En todas las reacciones químicas se produce un intercambio energético con el medio (normalmente en forma de calor) debido a que la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es distinta a la almacenada en los enlaces de los productos de la reacción.
?EREACCIÓN = EPRODUCTOS – EREACTIVOS
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Energía de las reacciones químicas (continuación).
Si en la reacción se desprende calor ésta se denomina “exotérmica” y si se consume calor se denomina “endotérmica”.
Si ?EREACCIÓN > 0, EPRODUCTOS > EREACTIVOS
por tanto, se absorbe calor ? endotérmica
Si ?EREACCIÓN < 0, EPRODUCTOS < EREACTIVOS
por tanto, se desprende calor ? exotérmica
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Ejemplos de reacciones termoquímicas
Reacción endotérmica:2 HgO (s) +181,6 kJ ? 2 Hg (l) + O2 (g)
Se puede escribir:2 HgO (s) ? 2 Hg (l) + O2(g); ?ER = 181,6 kJ
Reacción exotérmica:C (s) + O2 (g) ? CO2 (g) +393,5 kJ
Se puede escribir:C (s) + O2 (g) ? CO2 (g); ?ER = –393,5 kJ
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Ejercicio: La descomposición de 2 moles de óxido de mercurio (II) en mercurio y oxígeno precisa 181,6?kJ a 25?ºC y 1 atm de presión: a) calcula la energía necesaria para descomponer 649,8?g de HgO; b) el volumen de O2 que se obtiene en esas condiciones cuando se descompone la cantidad suficiente de HgO mediante 500 kJ.
2 HgO ? 2 Hg + O2 ; ?E = 181,6 kJ
433,18 g 1 mol 181,6 kJ
a) 649,8 g ?E
De donde ?E = 272,41 kJ
b) n(O2) 500 kJ
n(O2) = 500 kJ · 1 mol/ 181,6 kJ = 2,75 mol
V(O2) = n(O2) ·R·T / p = 67,2 litros
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Teoría de las colisiones
Para que se produzca una reacción química es necesario:
1º) que los átomos o moléculas posean la energía cinética suficiente para que al chocar puedan romperse los enlaces de los reactivos (energía de activación).
2º) que el choque posea la orientación adecuada para que puedan formarse los enlaces nuevos.
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Perfil de una reacción
reactivos
reactivos
productos
productos
Energía de activación
Energía de reacción
Reac. exotérmica
Reac. endotérmica
Energía
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Catalizadores
Son sustancias que, incluso en cantidades muy pequeñas influyen la velocidad de una reacción, pues aunque no intervengan en la reacción global, si intervienen en su mecanismo con lo que consiguen variar la energía de activación (normalmente disminuirla para que la reacción se acelere).
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Perfil de una reacción (sin y con catalizador)
reactivos
Energía
Energías de activación
con catalizador
sin catalizador
productos
Q
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Procesos reversibles e irreversibles
Un proceso irreversible es el que tiene lugar en un sólo sentido. Por ejemplo, una combustión; la energía desprendida se utiliza en calentar el ambiente y se hace inaprovechable para regenerar los reactivos.
Un proceso es reversible cuando tiene lugar en ambos sentidos, es decir, los productos una vez formados reaccionan entre sí y vuelven a generar los reactivos.
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Ejemplo de proceso reversible
La reacción de formación del ioduro de hidrógeno es reversible:
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
El símbolo se utiliza en las reacciones reversibles para indicar que la reacción se produce en ambos sentidos.
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