Reacciones químicas
Aspectos estequiométricos,
energéticos, cinéticos,
medioambientales y sociales
Abordaremos ahora el estudio de los Cambios materiales, Energéticos,
Cinéticos, medioambientales y sociales que están asociados a los
procesos químicos. Trataremos de responder a cuestiones como:
Si se dispone de una masa determinada de un reactivo ¿qué masa
necesitamos del otro?, ¿qué cantidad de producto se podrá obtener a partir
de una cantidad dada de reactivo?
¿cuánto calor se liberará al quemar una cantidad determinada de un
combustible? ¿Necesito aportar energía? ¿Cuánta y de qué tipo?
¿Cómo podemos acelerar o frenar, según nos interese, una reacción
química?
¿Qué problemas medioambientales y sociales están asociados a una
determinado proceso químico? ¿Utiliza materiales renovables? ¿Cómo se
obtienen las materias primas?
Cálculos
estequiométricos
2 moléculas de CO
1 molécula de O2 2 moléculas de
CO2
2 CO + O2 2 CO2
20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de
CO2
2 · 6,02 · 1023
moléculas de CO 6,02 · 1023 moléculas de
O2
2 · 6,02 · 1023
moléculas de CO2
2 moles de CO
1 mol de O2
2 moles de
CO2
Recuerda:
6,02 · 1023 es el Nº de Avogadro
Es el nº de moléculas que hay en un mol
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación
química ajustada informan de la PROPORCIÓN entre
moles de reactivos y productos
2 CO + O2 2 CO2
2 moles de CO 1 mol de
O2 2 moles de
CO2
Cálculos masa-masa
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
100 g exceso ¿masa o
volumen?
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Deseamos saber cuánto NH3 se forma a partir de 100 g de H2 y en exceso de N2
1º Calculamos los moles que son los 100 g de H2
DATO MOLES de H2
2º Calculamos los moles de NH3 que se forman con esos moles de H2
MOLES de H2 MOLES de NH3
3º Calculamos la masa de NH3 que son esos moles
MOLES de NH3 masa de NH3
Conocemos la proporción en moles por la ecuación ajustada
Calcular la masa molecular del amoniaco con las masas atómicas
Calcular la masa molecular del hidrógeno a partir de su masa
atómica y teniendo en cuenta que es diátómico
Ecuaciones Químicas: Metodología
Gramos de la Sustancia A
Moles de la sustancia A
Gramos de la sustancia B
Moles de la sustancia B
Empleando la masa molecular de A
Empleando coeficientes de la ecuación química ajustada
Empleando la masa molecular de B
Cálculos masa-volumen (gas)
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Deseamos saber cuánto NH3 se forma a partir de 100 g de H2 y en exceso de N2
1º Calculamos los moles que son los 100 g de H2
DATO MOLES de H2
2º Calculamos los moles de NH3 que se forman con esos moles de H2
MOLES de H2 MOLES de NH3
3º Como el NH3 es un GAS, si conocemos la P y la T podemos calcular el
volumen
MOLES de NH3 volumen de NH3
Conocemos la proporción en moles por la ecuación ajustada
Utilizamos la ecuación: P.V = n.R.T
Ecuaciones Químicas: Metodología
Gramos de la Sustancia A
Moles de la sustancia A
Gramos de la sustancia B
Moles de la sustancia B
Empleando la masa
molecular de A
Empleando coeficientes de la ecuación química
ajustada
Empleando la masa molecular de B
Volumen de la sustancia B si es gas
Empleando P.V = n.R.T
+
Si en la reacción intervienen gases en C.N. de presión y temperatura,
1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros
(Consecuencia de la hipótesis de Avogadro)
Los coeficientes de una ecuación química ajustada en la que INTERVIENEN
GASES, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos
(siempre que los gases estén en las mismas condiciones de P y T)
2 H2 + O2 2 H2O
1 mol de O2 2 moles de H2O 2 moles de H2
22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O 2 · 22,4 litros de H2
El cobre, Cu, se obtiene metalúrgicamente a partir de calcopirita, CuFeS2, que es la
fuente mineral de dicho elemento. La reacción es:
2 CuFeS2(s) + 5 O2(g) 2 Cu (s) + 2 FeO(s) + 4 SO2(g)
A) ¿Cuánto Cu se puede obtener a partir de 1.00 g de mineral puro?.
B) Además de cobre en dicho proceso se produce SO2, ¿Qué volumen de dicho gas se
desprende si se suponen C.N.?
C) Infórmate sobre los usos del cobre a lo largo de la Historia. Materiales
alternativos en la sociedad actual. D) ¿Qué problema medioambiental produce? ¿Cómo
evita la industria la contaminación por gases como éste?
M (CuFeS2) = 183 g/mol; M (Cu) = 63.5 g/mol
(Cu) 0.347g = Cu mol 1
Cu g 63.5
CuFeS mol 2
Cu mol 2
CuFeS g 183
CuFeS mol 1)CuFeS g (1.00
22
22
)(SO litros 0.24 =C.N.en SO mol 1
SO L 22,4
CuFeS mol 2
SO mol 4
CuFeS g 183
CuFeS mol 1)CuFeS g (1.00 2
2
2
2
2
2
22
La glucosa (C6H12O6) es elaborada por las plantas,
pero es el compuesto químico más importante y
esencial para los animales. La combustión de la
glucosa suministra energía, siendo la fuente del
calor corporal. Los productos de esta combustión
son dióxido de carbono y agua.
• ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se producen en la
combustión de 1.00 g de glucosa, C6H12O6?
• Sabiendo que el calor de combustión de la glucosa es -2816 kJ/mol,
calcular la energía desprendida en dicha combustión.
¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se producen en la
combustión de 1.00 g de glucosa, C6H12O6?
C6H12O6 (s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
Las etapas se pueden resumir en el diagrama
1.00 g C6H12O6 1,47 g CO2
5.56x10-3 mol C6H12O6 3.33x10-2 mol CO2
x 1 mol C6H12O6
180 g C6H12O6
2
2
CO mol 1
CO g 44x
6126
2
OHC mol 1
CO mol 6x
no es posible el cálculo directo
2
2
2
6126
2
6126
61266126 CO g47.1
CO mol 1
CO g 44
OHC mol 1
CO mol 6
OHC g 180
OHC mol 1)OHC g (1.00
C6H12O6 (s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
Enlazando todos los factores:
kJdesprendensekJ
64,15OHC mol 1
2816
OHC g 180
OHC mol 1)OHC g (1.00
61266126
61266126
El calor de combustión de la glucosa es -2816 kJ/mol, calcular la
energía desprendida en dicha combustión. El signo del calor nos
indica que la energía es desprendida.
Por cada mol de glucosa quemada se desprenden 2816 kJ
Cálculos masa-volumen (líquido)
La gasolina es una mezcla de hidrocarburos. Su combustión produce C02(g) y H20 (1). Suponiendo
que la gasolina estuviese formada únicamente por el hidrocarburo de fórmula C8H18 (octano). Se
pide:
1. El volumen de aire medido a 25ºC y 755 mm Hg que se necesita para quemar la gasolina
contenida en el depósito de 60 litros de un automóvil.
2. El volumen de C02 producido en la reacción según las condiciones del apartado anterior.
Datos: % en volumen de oxígeno en el aire: 21%, densidad del octano: 0,8 g/ml.
2
188
2
188
188
188
188188 O de moles 1259 =
HC mol 1
O de moles2
25
HC de g 96
HC mol 1
HC litros 1
HC g 800HC litros 60
C8H18 (l) + 25/2 O2 8 CO2 + 9 H2O
P.V = n.R.T
T= 25ºC= 298 K atm99,0Hg de mm 760
atm 1Hg de mm 755
V= 30968,6 litros de O2
se necesitan
aire de litros 8,14745O de litros 21
aire de litros 100O de litros 30968,6
2
2
Reacciones en disolución
La mayor parte de las reacciones de nuestro interés tienen lugar en medios acuosos.
Muchas sustancias cuando reaccionan están disueltas en agua de ahí la importancia
de saber hacer cálculos con disoluciones.
Aunque el agua es muy importante como disolvente y es capaz de reaccionar con
muchas sustancias, cuando una sustancia está disuelta es el soluto el que reacciona,
por eso debemos saber cuánto soluto hay en la disolución, o bien cuánta disolución
necesitamos para que haya suficiente soluto para la reacción.
solutodemolesn º litro 1
moles M V
disolución
solutodisolución litrosen
La dureza del agua es debida principalmente a la presencia de
sulfato de calcio (CaSO4) en el agua. Una de las formas de eliminar
este sulfato es añadirle carbonato de sodio Na2CO3, la reacción que
tiene lugar se representa por la ecuación:
CaS04 (ac) + Na2CO3 (ac) CaC03 (s) + Na2SO4 (ac)
¿Qué masa de carbonato de sodio debe añadirse para eliminar todo
el sulfato de calcio que hay en 2.105 m3 de agua que contiene
CaSO4 en una concentración de 1,8.10-3 M? (Ésta es la cantidad de
agua que suele consumirse diariamente en una ciudad grande).
Infórmate sobre qué es un agua dura y sobre cuáles son sus perjuicios en el uso doméstico
El ácido clorhídrico reacciona con el cinc metálico formando la sal de cinc
correspondiente y desprendiendo un gas.
¿Qué volumen de ácido clorhídrico de un 40% de riqueza y con una
densidad de 1,2 g.cm3 será necesario para que reaccionen totalmente 2 g de
cinc?
Calcular el volumen del gas que se desprende en la reacción si se recoge a
25ºC y 710 Torr.
Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para
reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M.
Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u
2 AgNO3 + Na2S Ag2S + 2NaNO3
V?
0,1 M
100 cm3
0,1 M
2,0 mol 0,1
de dis. 1
SNa mol 1
2
dis. cm 10
SNa mol 0,1S)Na de dis. cm (100
3
3
2
3
33
22
3 litrosAgNO
AgNOlitromolAgNO
0,2 litros de la disolución de AgNO3 hacen falta, es decir, 200 cm3
CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
•Escribir y ajustar la ecuación
química (tendremos la proporción en moles)
1º
•Escribir debajo de cada sustancia qué se pide y qué se da. 2º
•Pasar los datos a moles para poder
utilizar la proporción estequiométrica
3º
CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Escribir y ajustar la ecuación química (tendremos la proporción en moles)
Atención a la formulación
Escribir debajo de cada sustancia qué se pide y qué se da.
Siempre se deben pasar los datos a moles para poder utilizar la
proporción estequiométrica
Masa: utilizando la masa molecular
Volumen (líquido): 1º se calcula la masa con la densidad
Volumen gases (P y T) con la ecuación de estado de los gases P.V = n.R.T
En C.N. (0ºC y 1 atm) 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros
Volumen disoluciones (+ molaridad)
Molessoluto = volumendisolución. Molaridad
Reactivo Limitante:
Con frecuencia las reacciones químicas se llevan a cabo con la presencia de
uno o más reactivos en exceso.
Al término de la reacción sobrará un poco de estas sustancias y se habrán
consumido en su totalidad aquellas minoritarias.
Justamente, el reactivo que se consume completamente en una reacción se
denomina reactivo limitante, porque es el que determina o limita la cantidad
de producto que se forma.
El reactivo limitante es el que se encuentra en una proporción menor que la
proporción estequiométrica.
¿Qué pasaría si el compuesto fuera AB2?
Reactivo limitante
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) Si partimos de 10 moles de H2 y 7 moles de O2, ¿quién limita la
reacción?.
Ya que 2 moles H2 = 1 mol O2, el nº de moles de O2 necesarios
para consumir totalmente los 10 moles de H2 serán:
Moles de O2 = (10 moles H2) x (1 mol O2 / 2 mol H2) = 5 mol O2
Como se disponen de 7 moles O2 al inicio de la reacción, al término
de la misma quedarán 2 mol de O2 sin reaccionar y se habrán
consumido en su totalidad los 10 mol de H2, el cual será,
evidentemente el reactante limitante.
antes de la reacción
después de la reacción
Reactivo Limitante: 2a opción (más larga)
Otro método de enfocar el problema, es calcular la cantidad de
producto que se podría formar a partir de cada una de las
cantidades dadas de reactantes, suponiendo que se consumen
completamente. El reactivo limitante será la especie que
origine la menor cantidad de producto.
Reactivo Limitante: 2a opción (más larga)
Una tira de cinc metálico, que pesa 2.00 g, se coloca en una solución acuosa con 2.50 g
de nitrato de plata, produciéndose la siguiente reacción:
Zn (s) + 2 AgNO3 (ac) 2 Ag (s) + Zn(NO3)2 (ac)
¿Cuántos gramos de Ag se pueden formar a partir de estas cantidades?.
Para Zn:
Para nitrato:
Con el Zn del que disponemos, se podría formar 6,6 g de plata pero con el nitrato de plata sólo
1,6 g. El reactivo limitante en este caso es el AgNO3, y la cantidad de plata formada 1.6 g
Ag g 6.6 = Ag mol 1
Ag g 107.87
Znmol 1
Ag mol 2
Zng 65.38
Znmol 1 Zn)g (2
gAg 1.6=Ag mol 1
Ag g 107.87
AgNO mol 2
Ag mol 2
AgNO g 169.88
AgNO mol 1)AgNO (2.50g
33
33
Rendimiento teórico Es la cantidad de producto que se calcula que se formará cuando todo el
reactante limitante ha reaccionado.
La cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción se
denomina rendimiento real, y casi siempre es menor que el rendimiento
teórico.
El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento
real con el rendimiento teórico:
100
teóricacantidad
real cantidad =100
teóricoorendimient
real orendimient = redimiento %
El rendimiento de las reacciones es un
factor fundamental en la industria química
Imagínese que esta trabajando sobre la forma de mejorar el proceso mediante el cual
el mineral de hierro, que contiene Fe2O3 , se convierte en hierro. En sus ensayos,
realiza la reacción siguiente a escala de laboratorio:
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
(a) Si parte de 150 g de Fe2O3 como reactivo limitante, ¿cuál es el rendimiento teórico
de hierro?. (b) Si el rendimiento real de Fe en su ensayo fue de 87.9 g, ¿cuál fue el
porcentaje de rendimiento?
(a) rendimiento o cantidad teórica:
(b) % rendimiento
Fe g 104.9 = Fe mol 1
Fe g 55.85
OFe mol 1
Fe mol 2
OFe g 159.7
OFe mol 1)OFe g (150
3232
3232
% rendimiento = rendimiento real
rendimiento teórico 100 =
87.9 g
104.9 g 100 = 83.8 %
2 HCl + Zn ZnCl2 + H2
Si existen reactivos con impurezas, es
necesario determinar primero las cantidades
existentes de sustancia pura
Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con HCl
suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn = 65,38
REACTIVOS CON
IMPUREZAS
H de g 0,645 = H mol 1
H de g 2
Znmol 1
H de mol 1
Znde g 65,38
Znmol 1
muestra de g 100
Znde g 22,75muestra) de g (22,75 2
2
22
Se ha denominado muestra al Zn con impurezas aunque se puede usar
cualquier otra denominación que permita distinguir al Zn impuro del Zn
puro, como mineral, Znimpuro, etc.
Reacciones químicas consecutivas
La obtención de productos por parte de la industria química requiere, en general, procedimientos de síntesis que implican varias reacciones consecutivas en las que uno o varios productos de una reacción son utilizados como reactivos en una reacción posterior.
Actividad 16
El hierro es uno de los metales más importantes en una sociedad industrial y prácticamente todo se encuentra combinado en la corteza terrestre. El proceso siderúrgico consiste en obtener hierro a partir de sus minerales. Las materias primas son el mineral de hierro, el coque (carbón) y la caliza. Estos materiales se vierten por la boca de un alto horno al tiempo que se inyecta aire precalentado. Dos reacciones características de este proceso son:
Formación del monóxido de carbono (g) a partir de carbono (s) y dióxido de carbono (g).
Reducción del óxido de hierro (III) con monóxido de carbono dando lugar a hierro y dióxido de carbono (g).
Escribir las ecuaciones químicas correspondientes y calcular la cantidad de carbono necesaria para obtener 200 Kg de hierro. Esquema de un alto horno
Actividad 17
El proceso de obtención del ácido sulfúrico a partir de la pirita puede ser representado mediante las ecuaciones:
4 FeS2 + 11 02 2 Fe2O3 +8 S02
2 S02 + 02 2 S03
S03 + H20 H2S04
Calcular la masa de ácido sulfúrico que se puede obtener a partir de 100 Kg de pirita del 90 %, si el rendimiento global del proceso es del 80 %.
Actividad 18
Discutir el impacto medioambiental que pueden producir industrias basadas en procesos siderúrgicos, combustión de carbón y petróleo en plantas generadoras de electricidad, procesos de tostación de menas sulfuradas, etc.
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