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.