T7. REACCIONES QUÍMICAS

T.7. REACCIONES QUÍMICAS

ÍNDICE

1. Cambios físicos y químicos........................................................2

2. Concepto de reacción química...................................................2

3. Ecuación química.....................................................................2

4. Ley de conservación de la masa................................................34.1 Ajuste de ecuaciones químicas................................................3

5. Concepto de mol......................................................................4

6. Mecanismo de una reacción: Teoría de las colisiones..................5

7. Energía en las reacciones químicas...........................................6

8. Velocidad de reacción...............................................................7

9. Tipos de reacciones químicas....................................................89.1 Reacciones según la reorganización de los átomos...................89.2 Reacciones según el mecanismo de la reacción........................8

10. Reacciones irreversibles e reversibles.....................................9

11. Interpretación cuantitativa de una ecuación química..............10

12. Cálculos estequiométricos.....................................................11

13. Cálculo de la entalpía: ley de Hess.........................................16

EJERCICIOS DE TEORÍA................................................................18PROBLEMAS...............................................................................20

I.E.S. CAURA (Coria del Rio) Página 1

1. Cambios físicos y químicos Todo en nuestro entorno esta en continuo cambio. Todas las sustancias presentes en la naturaleza experimentan cambios físicos y químicos.Llamamos cambios físicos a aquellos en los que no cambia la naturaleza química de la materia. En estos procesos no aparecen sustancias nuevas. Ejemplos de cambios químicos son los cambios de estado, el movimiento de los cuerpos, los procesos de disolución de sustancias, etc.Los cambios químicos son aquellos en los que cambia la naturaleza de las sustancias químicas que intervienen. En estos procesos aparecen sustancias nuevas. Ejemplos de este tipo de procesos son la formación del óxido de hierro que se produce al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro (proceso de oxidación del hierro), la combustión del carbón, la putrefacción de la fruta, etc.Los cambios químicos también se conocen con el nombre de reacciones químicas. En este tema nos vamos a dedicar al estudio de este tipo de procesos.

2. Concepto de reacción química En una reacción química (o cambio químico) se produce una profunda alteración de la materia. Se parte de unas sustancias (reactivos) y lo que se obtiene después del proceso (productos) son unas sustancias completamente diferentes a las de partida.Un ejemplo de reacción química sería:

En este caso reacciona una molécula de cloro (Cl2) con una de hidrógeno (H2) (reactivos) para dar como productos dos moléculas de ácido clorhídrico (HCl)

3. Ecuación química Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Las ecuaciones químicas son ecuaciones algebraicas en las que las que se representan los reactivos y los productos con sus fórmulas químicas. También se especifican las proporciones en las que se encuentran en la reacción mediante el uso de coeficientes estequiométricos. En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha separados por una flecha:

Reactivos ProductosLa flecha siempre indica el sentido en el que se produce la reacción.Podemos representar la reacción química anterior con la siguiente ecuación:

Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g)Normalmente se suele especificar el estado de agregación de las sustancias que intervienen en la reacción a la derecha de la fórmula química de la sustancia entre paréntesis:(s)sólido (l)líquido (g)gas(ac)disuelto en agua


4. Ley de conservación de la masa El químico francés A. Lavoisier llegó a la siguiente conclusión después de llevar a cabo numerosas experiencias: En una reacción química la masa permanece constante a lo largo de todo el proceso. Según lo anterior, si una reacción química se realiza de forma completa:

Masa reactivos = Masa productos

Si consideramos la reacción de síntesis del agua:H2 + O2 H2O

Y representamos los átomos de la reacción anterior con esferas:

Vemos que no existe el mismo número de átomos en los reactivos y en los productos. Si sumamos las masas de los reactivos y los productos obtenemos lo siguiente:Masa reactivos = 2xM(H) + 2xM(O) = 2x1u + 2x16u = 34uMasa productos = 2xM(H) + M(O) = 2x1u + 16u = 18uComo vemos en la reacción anterior la masa no se conserva. Para que la masa se conserve tienen que existir el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos.

4.1 Ajuste de ecuaciones químicas Para solucionar el problema anterior tenemos que ajustar la ecuación química. El proceso de ajustar (o igualar) la ecuación consiste en colocar números delante de las fórmulas (coeficientes) para garantizar que exista el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos, ya que en una reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos. O lo que es lo mismo, la masa en una reacción química se conserva.

Para ajustar una reacción química siempre tenemos que seguir los siguientes pasos:1. Asignamos una letra del abecedario a cada uno de los compuestos de la reacción:

a(H2) + b(O2) c(H2O)2. Planteamos una ecuación algebraica por cada elemento de la reacción. En la ecuación se especifican el número de átomos de cada elemento y la letra que multiplica a dichos átomos. En este caso la reacción tiene dos elementos (H,O), por lo tanto necesitamos dos ecuaciones:

(H) 2a = 2c(O) 2b = c

3. Imponemos para la primera letra un valor igual a uno. (a=1)(H) 2 = 2c(O) 2b = c

4. Resolvemos el sistema de ecuaciones:(H) 2 = 2c 2/2 = c 1=c

(O) 2b = c 2b = 1 b=1/25. Sustituimos las letras en la reacción química.

(H2)+ 1/2(O2) (H2O)Si obtenemos coeficientes que no sean enteros intentaremos evitarlos, siempre que sea posible, multiplicando la ecuación por el número entero


2 moléculas de H2

1 molécula de O2

2 moléculas de H2O

reaccionan con para dar

1 mol de H

6’02x1023 átomos de H

1 g de átomos de HM(H) = 1u

1 mol de O

6’02x1023 átomos de O

16 g de átomos de OM(O) = 16u

apropiado. En este caso obtenemos una ecuación con coeficientes enteros multiplicándola por 2:

2x[(H2)+ 1/2 (O2) (H2O)]

Obteniendo finalmente:2(H2)+ (O2) 2(H2O)

6. Para ver si hemos realizado correctamente todo el proceso comprobamos que el número de átomos de cada elemento es el mismo en los reactivos y en los productos:

Vemos que tenemos 4 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno en los reactivos y en los productos. La ecuación se encuentra ajustada y ahora se conserva la masa en la reacción química.

5. Concepto de mol Una reacción química ajustada nos da, por tanto, la siguiente información:

2H2 + O2 2H2O

Observar que si queremos que reaccionen en las cantidades justas tenemos necesidad de “contar” moléculas, ya que los reactivos han de estar en la proporción de 2 moléculas de H2 por una de O2, pero ¿cómo contar moléculas? A nivel práctico en un laboratorio no se pueden contar moléculas individualmente. Para poder conseguirlo se hace uso del concepto de mol:

El mol es la unidad de cantidad de materia del Sistema Internacional de Unidades (S.I.). Cuando se usa el mol las unidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser átomos, moléculas, iones, etc.Según lo anterior:


1. Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene 6’02x1023 unidades elementales.2. La masa de un mol en gramos es igual al valor de la masa atómica o molecular.

1 mol de H2O

6’02x1023 moléculas de H2O

18 g de moléculas de H2O

M(H) = 1u

M(O) = 16u

gramos mol moléculas átomos

Ejemplo 1 Realiza los siguientes cálculos:a) ¿Cuántos moles son 7 g de Na?b) ¿Cuántos moles son 22’5 g de H2O?c) ¿Cuántas moléculas hay en 22’5 g de H2O?d) ¿Cuántos átomos de H hay en 22’5 g de H2O?e) Si tenemos 1’2x1024 átomos de hidrógeno en moléculas de agua, ¿Cuántos gramos tenemos?Datos: M(Na)=23u ;M(H)=1u; M(O)=16uPara realizar los cambios de unidades que se nos piden en los apartados anteriores tenemos que utilizar factores de conversión. Para realizar los cambios de unidades es conveniente hacerlo de forma ordenada yendo de unidades menores a mayores (o al contrario) utilizando el siguiente esquema:

a) Según el esquema anterior para pasar de gramos a moles solo hay un paso. Tenemos que aplicar un único factor de conversión:

7 g Na×( 1molNa23 g Na )=0' 304moles Nab) Este caso es similar al anterior. La única diferencia es que ahora en vez de átomos tenemos moléculas. Por lo tanto, tenemos que calcular la masa de una molécula para poder realizar el cambio de unidades:M(H2O)=2x1u + 16u = 18u

22 ' 5g H 2O×( 1mol H 2O

18g H 2O )=1'139moles H 2O

c) Para pasar de gramos a moléculas tenemos que llevar a cabo dos cambios de unidades (ver esquema anterior):

22 ' 5g H 2O×( 1mol H 2O18g H 2O )×( 6

' 023×1023moléculasH 2O1mol H 2O )=6 ' 86×1023moléculas H 2O

d) Para pasar de gramos a átomos de hidrógeno tenemos que llevar a cabo tres cambios de unidades (ver esquema anterior):

22'5 g H 2O×( 1mol H 2O18 g H 2O )×( 6

'023×1023moléculas H 2O1mol H 2O )×( 2átomosH

1moléculaH 2O )=1' 37×1024átomos de He) Para pasar de átomos a gramos tenemos que hacer tres cambios de unidades en el sentido inverso al anterior apartado:

1'2×1024átomos de H ×(1molécula H 2O2átomosde H )×( 1mol H 2O

6'023×1023moléculas H 2O )×( 1g H 2O1mol H 2O )=1g de H 2O

6. Mecanismo de una reacción: Teoría de las colisiones Esta teoría nos permite explicar cómo se producen las reacciones químicas. Según esta teoría para que dos sustancias reaccionen es necesario que se produzca un choque o colisión entre sus moléculas:


Para que se produzca la reacción es necesario que las moléculas posean energía suficiente para romper los enlaces que mantienen unidos sus átomos y puedan formar nuevos enlaces que dan lugar a nuevas sustancias (productos). Esta energía mínima es lo que se llama energía de activación (Ea).

En el caso de la reacción de síntesis de del ácido clorhídrico tenemos la siguiente situación:

Las moléculas de hidrógeno y cloro chocan entre si formando un compuesto intermedio que se denomina complejo activado. Después el complejo activado se deshace y forma los productos. Es importante señalar que este proceso puede darse en ambos sentidos. Es decir, de los reactivos podemos volver a los productos pasando por el complejo activado.

7. Energía en las reacciones químicas Cuando se rompen y forman enlaces en el transcurso de una reacción química se produce un balance energético. Tenemos que tener en cuenta que la ruptura de los enlaces en los reactivos siempre consume energía mientras que la formación de enlaces en los productos siempre la libera. Teniendo en cuenta el balance entre estos dos tipos de procesos podemos distinguir dos tipos de reacciones químicas:

-Reacciones endotérmicas:Son aquellas es las que la energía aportada es mayor que la energía desprendida. La reacción, en conjunto, absorbe energía en forma de calor. En este tipo de reacciones la energía de los productos es mayor que la de los reactivos. Por lo tanto, en el proceso global de la reacción se absorbe energía. Ea representa la energía de activación que tienen que tener las moléculas para que se produzca la reacción.

-Reacciones exotérmicas:Son aquellas es las que la energía aportada es menor que la energía desprendida. La reacción, en conjunto, desprende energía en forma de calor. En este tipo de reacciones la energía de los productos es menor que


la de los reactivos. Por lo tanto, en el proceso global de la reacción se desprende energía.

-Entalpia de reacción (∆ H):Para cuantificar la emisión u absorción de energía en una reacción química definimos una nueva magnitud:La entalpia de reacción, ∆ H , es la cantidad de calor que se desprende o se absorbe en una reacción química que tiene lugar a presión constante.La entalpia de reacción se mide en kilojulios (KJ) y viene referida al número de moles especificados en la ecuación química ajustada.Por convenio se utiliza el siguiente criterio de signos:-En las reacciones endotérmicas la entalpía de reacción es positiva (∆ H>0).-En las reacciones exotérmicas la entalpía de reacción es negativa (∆ H<0).

Normalmente la entalpía de reacción se especifica en las ecuaciones químicas de la siguiente forma:

Cl2 + H2 2HCl ∆ H=−92'31 KJmol

Desde un punto de vista energético podemos leer la ecuación dela siguiente forma:Cuando un mol de cloro diatómico reacciona con un mol de hidrógeno diatómico se forman dos moles de ácido clorhídrico y se desprenden -92’31 KJ.Es importante señalar que si invertimos el sentido de la reacción el signo de la entalpia cambia:

2HCl Cl2 + H2 ∆ H=+92'31 KJmol

8. Velocidad de reacción Algunas reacciones químicas se producen muy rápidamente (i.e. combustión del gas de un mechero) mientras que otras transcurren más despacio (i.e. oxidación del hierro). Por lo tanto, es evidente que no todas las reacciones químicas transcurren con la misma rapidez.Llamamos velocidad de reacción a la rapidez con que los reactivos se transforman en productos. Teniendo en cuenta la teoría de las colisiones, podemos aumentar la velocidad de una reacción:

Aumentando la temperatura. Si sube la temperatura conseguimos que la velocidad de los reactivos sea mayor. De este modo es más fácil que se rompan los enlaces entre los reactivos cuando chocan entre sí.

Aumentando la concentración de los reactivos. Al aumentar la concentración de los reactivos más fácil es que las partículas se encuentren y puedan chocar.

Aumentando el grado de división de los reactivos solidos. Al aumentar el grado de división de los reactivos, estos ofrecen mayor


superficie de contacto. De esta manera, se incrementa el número de choques y aumenta la velocidad de la reacción.

Añadiendo catalizadores. Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de la reacción.

9. Tipos de reacciones químicas Podemos clasificar las reacciones químicas atendiendo a los siguientes criterios:

9.1 Reacciones según la reorganización de los átomos

Reacciones de síntesisEn este tipo de reacciones las sustancias se combinan para producir otra nueva:

C + O2 CO2

Reacciones de descomposiciónEn este caso una sustancia se descompone dando lugar a otras más sencillas:

PbO2 Pb + O2

Reacciones de sustitución o desplazamientoEn ellas un elemento desplaza a otro en un compuesto y lo sustituye dando lugar a un nuevo compuesto:

Zn(s) + CuSO4(aq) Cu (s) + ZnSO4(aq)

Reacciones de doble sustitución o desplazamientoEn este caso existe un intercambio de elementos en dos o más compuestos de la reacción:

NaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)

9.2 Reacciones según el mecanismo de la reacción

Reacciones ácido-baseSe consideran ácidos aquellas sustancias que al disolverse en agua se disocian en un ión positivo (H+) y otro negativo que depende de la naturaleza del ácido:

HNO3(aq) H+(aq) + NO3+(aq)

Son bases aquellas sustancias que al disolverse en agua se disocian en un ión negativo (OH-) y otro positivo que depende la naturaleza de la base.Cada una de estas sustancias tiene propiedades características. Los ácidos son capaces de disolver metales desprendiendo hidrógeno mientras que las bases son capaces de disolver las grasas.Para saber si una sustancia tiene un carácter ácido o básico existen unos indicadores de colores. (indicadores de PH):


La escala de PH va del 1 al 14:-Si el PH es menor que siete la sustancia es ácida.-Si el PH es mayor que siete la sustancia es básica.-Si el PH es igual a siete la sustancia es neutra.

Cuando un ácido reacciona con una base se produce una reacción de neutralización. Como productos se obtienen la sal del ácido y agua:

Ácido + Base Sal + AguaUn ejemplo sería:

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

Reacciones de combustiónEn la combustión reacciona una sustancia (llamada combustible) con el oxígeno. Este tipo de reacciones son exotérmicas y desprenden gran cantidad de energía en forma de luz y calor. Entre los productos de la reacción suelen encontrarse dióxido de carbono y agua.Un ejemplo de reacción de combustión sería la del butano (C4H10). Esta es la reacción que se da cuando encendemos un mechero:

2C4H10(g) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(g)

10. Reacciones irreversibles e reversibles Decimos que una reacción es irreversible si solo se produce en un sentido. Este tipo de reacciones finaliza cuando se agota uno de los reactivos. En este tipo de reacciones el sentido de la reacción se expresa con una flecha en la ecuación química:

CH4 + 2O2 CO2+2H2OPor otra parte, existen reacciones reversibles en las que los productos formados se combinan de nuevo para producir los reactivos iniciales. Como este tipo de reacciones se da en dos sentidos se expresan con una doble flecha:

H2(g)+ I2(g) ↔ 2HI(g)La ecuación química anterior es una forma de representar las dos reacciones químicas que se están produciendo simultáneamente, la directa:

H2(g)+ I2(g) → 2HI(g)y la inversa:

2HI(g)→ H2(g)+ I2(g)Equilibrio químico


2 moléculas de H2 1 molécula de O2 2 moléculas de H2OMoléculas

2 moles de H2 1 mol de O2 2 moles de H2OMol

4 g de H2 32 g de O2 36 g de H2OMasa

44’8 L de H2 22’4 L de O2 44’8 L de H2OVolumen en c.n.

En reacciones reversibles al cabo de cierto tiempo la situación se estabiliza, las velocidades de reacción se igualan y las concentraciones de las sustancias permanecen constantes (H2,I2,HI). En estas condiciones se ha alcanzado el estado de equilibrio químico.En el equilibrio químico la velocidad de reacción directa es igual a la inversa y las concentraciones de las sustancias permanecen constantes.Si alteramos las condiciones en las que se produce la reacción se tiende a alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Podemos alterar las condiciones en las que se produce la reacción modificando: la concentración de los reactivos, la temperatura o la presión.

11. Interpretación cuantitativa de una ecuación química Como hemos visto, una ecuación química ajustada aporta información acerca de las proporciones que intervienen, tanto en los reactivos como en los productos. Una ecuación química ajustada se puede interpretar de diversas formas:

2H2 + O2 2H2O

Como acabamos de mostrar podemos interpretar las ecuaciones químicas en términos de volumen en condiciones normales (c.n).

Volumen de un gas en condiciones normalesSe consideran condiciones normales:Temperatura = 0 ºC = 273 KPresión = 1 atmEn estas condiciones el volumen de un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22’4 L. Por lo tanto, para hallar el volumen que ocupa un gas en condiciones normales (c.n.) solo tenemos que aplicar un sencillo factor de conversión:

1mol×( 22'4 L1mol )=22' 4 LVolumen de un gasEn general los gases se pueden encontrar en condiciones diferentes de presión y temperatura. Experimentalmente se comprueba que existe una ecuación matemática que relaciona la presión, volumen y temperatura de un gas:

donde P es la presión medida en atmósferas, V el volumen medido en litros, n el número de moles y T la temperatura en grados kelvin.R es la constante universal de los gases y su valor es:


PV=nRT

6 g X g

mol mol

1.

2.

3.

La ecuación anterior recibe el nombre de ley de los gases ideales. Esta ecuación se cumple para todos los gases cuando se encuentran en condiciones de baja presión y alta temperatura.

12. Cálculos estequiométricos Los cálculos que se refieren a las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química se llaman cálculos estequiométricos. Podemos calcular la masa, los moles, el volumen, etc de cualquier sustancia que interviene en la reacción. Para llevar a cabo los cálculos estequiométricos primero hay que ajustar la reacción y luego establecer las proporciones adecuadas entre las sustancias que intervienen.Para realizar cálculos estequiométricos vamos a seguir siempre el mismo proceso.

Cálculos con masasEjemplo 2 El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido: ¿Cuántos gramos de zinc reaccionan?Datos: M(H)=1u; M(Cl)=35’5u; M(Zn)=65’4uPara resolver el problema vamos a seguir los siguientes pasos:

1. Escribir la ecuación

Ácido clorhídrico + Zinc Cloruro de zinc + Hidrógeno gaseoso

HCl + Zn ZnCl2 + H2

2. Ajustar la ecuaciónUtilizamos el método explicado en el punto 4.1. Obtenemos el siguiente resultado:

2HCl + Zn ZnCl2 + H2

3. Dibujar un esquema que nos indique los pasos a seguir para resolver el problema.Primero indicamos en el esquema los datos que nos dan y lo que queremos calcular:


En el esquema tenemos que indicar los pasos a seguir para pasar de gramos de HCl a gramos de Zn. Es importante señalar que no podemos pasar directamente de gramos de HCl a gramos de Zn directamente. Para pasar de una sustancia a otra, la única manera que tenemos de hacerlo es a través de los moles.



R=0'082 atm× LK×mol

6 g X g

1.

2.

3.

7’5 g X L

mol mol

4. Realizar los cambios de unidades necesarios para resolver el problema.Tal y como se muestra en el esquema anterior para pasar los 6 gramos de ácido a gramos de cinc tenemos que realizar tres cambios de unidades:

1. Pasamos de gramos de HCl a moles. Para hacerlo tenemos que calcular la masa molecular del ácido clorhídrico y luego aplicar el factor de conversión.M(HCl)=36’5 uAplicamos el factor de conversión al dato inicial:

6 g HCl×( 1mol HCl36' 5g HCl )=0' 16moles HCl2. Pasamos de moles de HCl a moles de cincTenemos que tener en cuenta los coeficientes estequiométricos en el factor de conversión.

0' 16moles HCl×( 1mol Zn2moles HCl )=0.08moles Zn

2. Pasamos de moles de cinc a gramos de cinc

0.08moles Zn×(65 '4 g Zn1mol Zn )=5'2g ZnCálculos con volúmenes en condiciones normales

-Cálculo masa-volumenEjemplo 3 Tenemos la siguiente reacción química ajustada:

MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 +2H2OSi tenemos 7’5 g de HCl que volumen de cloro obtendremos en condiciones normales Datos: M(H)=1u; M(Cl)=35’5uSeguimos los pasos descritos en el ejemplo anterior para resolver el problema:

MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 +2H2O

1. Pasamos de gramos de HCl a moles

7 ' 5 g HCl×( 1mol HCl36' 5g HCl )=0'2moles HCl2. Pasamos de moles de HCl a moles de cloro

0' 2moles HCl×( 1molCl24moles HCl )=0.05molesCl2

3. Pasamos de moles de cloro a litros de cloro

0.05molesCl2×( 22 ' 4 LCl21molCl2 )=1'1 LCl2-Cálculo volumen-volumen


1.0’5 L X L

3.

2.

1.

X L 200 g

mol mol

Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán cuando reaccionan 0,5 L de H2. Ambos gases se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura.

N2 + 3H2 2NH3

Siempre que tengamos gases en las mismas condiciones de presión y temperatura podemos pasar de litros de una sustancia a otra sin tener que convertirlos a moles. Esto es debido a que volúmenes iguales de diferentes gases medidos en las mismas condiciones contienen el mismo número de moles. Actuamos igual que cuando pasamos de moles de una sustancia a otra. Asignamos los coeficientes estequiométricos correspondientes a cada sustancia en el factor de conversión.

0' 5L H 2×( 2 LN H 3

3 L H 2)=0.33 LN H 3

Cálculos con volúmenes en condiciones no normales

Ejemplo 4 La combustión del amoniaco produce monóxido de nitrógeno y agua. Calcula el volumen de oxígeno medido a 700K y 1’1 atm necesario para obtener 200 g de monóxido de nitrógeno.Datos: M(N)=14u; M(O)=16u

Escribimos la ecuación:

NH3 + O2 NO + H2ODespués de ajustar la ecuación con el método de los coeficientes obtenemos:

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O

Resolvemos el problema paso a paso:

1. Pasamos de gramos de NO a molesM(NO)=14u+16u=30u

200 g NO×(1mol NO30 g NO )=6'7moles NO2. Pasamos de moles de NO a moles de oxígeno

6 ' 7moles NO×( 5molO2

4moles NO )=8 ' 3molesO2

3. Pasamos de moles oxígeno a litrosEn este caso el gas no se encuentra en condiciones normales. Para calcular el volumen tenemos que hacer uso de la ecuación de estado de los gases ideales.

PV=nRT→V=nRTP


sustituimos los datos:

V=8' 3moles×0.082( atm× L

K ×mol )×700K1'1atm

=433'1 LO2

Cálculos con rendimientos en la reacciónLo normal es que en la práctica las cantidades obtenidas en el laboratorio

sean distintas a las calculadas teóricamente. Este es debido a que la reacción no es totalmente efectiva. Se define el rendimiento de una

reacción como:

Ejemplo 5 El nitrato de plomo (II) reacciona con el yoduro potásico para dar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II).a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso.b) Cuando se hacen reaccionar 15,0 g de nitrato de plomo (II) se obtienen 18,5 g de yoduro de plomo (II) ¿Cuál es el rendimiento del proceso?Datos: M(N)=14u; M(O)=16u; M(Pb)=207’2u; M(I)=126’9u

a) Escribimos la ecuación ajustada:

Pb (NO3)2 + 2 KI PbI2 + 2KNO3

b) Después escribiríamos el esquema para calcular los gramos teóricos que se

producirían de PbI2 al reaccionar los 15 gramos de Pb(NO3)2. Nos quedarían los siguientes factores de conversión:

15 gPb ¿Vemos que la cantidad teórica predicha es superior a la obtenida. Podemos calcular el rendimiento aplicándo la fórmula:

r=( 18'5 g Pb I 2

20 ' 9 gPb I 2 )×100=88 '5%Ejemplo 6 10’3 g de zinc reaccionan con ácido sulfúrico para dar sulfato de zinc e hidrógeno:

H2SO4+Zn ZnSO4+H2

Calcular la cantidad de sulfato de zinc obtenida si el rendimiento para el proceso es de un 75 %.Datos: M(Zn)=65’4u; M(S)=32u; M(O)=16uEn este caso realizaríamos el cálculo normal para calcular la cantidad teórica de sulfato de cinc:

10 ' 3g Zn×( 1molZn65 ' 4 gZn )×( 1mol ZnSO4

1mol Zn )×( 151 ' 5g ZnSO4

1mol ZnSO4)=23' 86g ZnSO4

Ahora tenemos que aplicar un factor corrector que tenga en cuenta el rendimiento de la reacción. Aplicamos una regla de tres o calculamos el factor de conversión correspondiente directamente:

23' 86g ZnSO4×( 75100 )=19 '1g ZnSO4

Cálculos con reactivos en disoluciónLo común es que los reactivos que se utilicen se encuentren en forma de disolución acuosa y que se trabaje directamente con cantidades de disolución y no de soluto. La concentración de una disolución nos indica la relación entre sus dos componentes: el soluto que es la sustancia que se encuentra en menor cantidad y el disolvente que es la sustancia que se


1.

2.

3.

0’01 L X g

mol mol

encuentra en mayor cantidad y disuelve al soluto. Existen varias formas de expresar la concentración de una disolución:

Molaridad: cantidad de moles de soluto disueltos en un litro de disolución.

Porcentaje en masa: gramos de soluto que hay en cien gramos de disolución. Se emplea en disoluciones de sólidos en líquidos.

Porcentaje en volumen: Mililitros de soluto que hay en 100 mL de disolución. Se emplea en disoluciones de líquidos en líquidos.

Gramos por litro: Masa de soluto en gramos que hay por cada litro de disolución.

Ejemplo 7 Calcula la masa de cloruro de plata que se obtendrá al añadir nitrato de plata a 10 mL de una disolución 1M de NaCl. La reacción ajustada es:

AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3

Datos: M(Ag)=107’9u; M(Cl)=35’5uDibujamos el esquema necesario para resolver el problema.

AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3

Vamos paso a paso:1. Aplicamos la fórmula de la molaridad para obtener el número de moles de nitrato de plata:

M=num.moles de solutolitrosde disolución

→M×litrosde disolución=num.moles de soluto

num .moles de soluto=1M ×0' 01L=0' 01mol

2. Pasamos de moles de nitrato de plata a moles de cloruro de plata:

0' 01moles AgNO3×( 1mol AgCl1mol AgNO3)=0' 01mol AgCl

3. Pasamos de moles a gramos.Primero calculamos la masa de del cloruro de plata. M(AgCl)=143’4 u

0' 01mol AgCl×( 143' 4 g AgCl1mol AgCl )=1' 43 g AgCl13. Cálculo de la entalpía: ley de Hess


M=num.moles de solutolitrosde disolución

%masa=( masa (g ) solutomasa (g ) soluto+masa (g )disolvente )×100

% vol=( V (mL )desolutoV (mL)dedisolución )×100

g/L=( masa (g )de solutoV (L )de disolución )

Podemos enunciar la ley de Hess de la siguiente forma:Si una reacción química se puede producir en diversas etapas, la entalpia de reacción es igual a la suma de las entalpias de reacción en las etapas intermedias.Según lo anterior la entalpia de reacción no depende del proceso que haya seguido la reacción, únicamente depende de los estados iniciales y finales.

Ejemplo 8 Determina la entalpia de reacción de:2CO(g) + O2(g) 2CO2(g)

a partir de las ecuaciones siguientes:

C(s) + O2(g) CO2(g) ∆ H=−393'5 KJmol

2C(s) + O2(g) 2CO(g) ∆ H=−221'0 KJmol

Teniendo en cuenta la ley de Hess para obtener la entalpía de reacción que se nos pide podemos operar algebraicamente con las dos ecuaciones químicas que se nos dan para obtener la ecuación original y su entalpía de formación.

2C(s) + 2O2(g) 2CO2(g) ∆ H=−787' 0 KJmol

2CO(g) 2C(s) + O2(g) ∆ H=+221'0 KJmol

2C(s) + O2(g) 2CO(g) ∆ H=−556' 0 KJmol

Al quemar dos moles de CO obtenemos 566 KJ. Es una reacción exotérmica.Ejemplo 9 Dada la siguiente reacción:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ∆ H=178 ' 3 KJmol

Datos: M(Ca)=40u; M(C)=12u;M(O)=16uCalcula la energía necesaria para descomponer 25g de carbonato de calcio.

Sabemos que la entalpia de reacción nos da la energía por mol necesaria para que se produzca la reacción. En este caso, para averiguar la energía necesaria necesitamos calcular el número de moles que tenemos de carbonato de calcio. Para ello pasamos los gramos a moles con un factor de conversión:M(CaCO3)=40u+12u+3x16u=100u

25 gCaCO3×( 1molCaCO3

100gCaCO3)=0'25molCaCO3

Para hallar la energía total multiplicamos el número de moles que tenemos por la entalpia de formación:

E=0'25mol ×178'3 KJmol

=44 '6KJ

Necesitariamos suministrar 44’6 KJ ya que es una reacción endotérmica.


+

EJERCICIOS DE TEORÍA

1. Define número atómico, número másico e isótopo.

2. Justifica si los siguientes procesos son físicos o químicos:-La oxidación de una pieza de hierro.-La combustión del carbón.-La evaporación del agua.-La disolución del azúcar en agua.-La acción del salfumán sobre el mármol.

3. Clasifica las siguientes reacciones según la reorganización del os átomos que intervienen en ellas:a) SO3(g)+ H2O(l) H2SO4(l)b) HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)c) Na2CrO4(aq) + 2AgNO3(aq) Ag2CrO4(s) + 2NaNO3(aq)d) 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)

4. Para conseguir que el nitrógeno, N2, y el oxígeno, O2, reaccionen para formar monóxido de nitrógeno, NO, es necesario calentar los reactivos hasta 2000ºC. Razona porque la reacción no tiene lugar a temperatura ambiente.

5. Completa las siguientes reacciones de neutralización ajustándolas posteriormente:

HNO3(aq) + Fe(OH)3(s) HCl(aq) + Cu(OH)2(s)

H2SO4(aq) + Al(OH)3(s) HCl(aq) + NH4OH(aq)

6. En estado de equilibrio químico:a) Las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales.b) Las concentraciones de las sustancias presentes son iguales.c) No se produce reacción química porque el proceso ha finalizado.

7. Ajusta las siguientes ecuaciones e interprétalas en términos moleculares, molares, de masa y volumen en condiciones normales.C + O2 CO KNO3 + C KNO2 + CO2

HNO2 HNO3 + NO + H2O Cl2 + O2 Cl2O

8. Comprobar que en las ecuaciones del ejercicio anterior ajustadas se conserva la masa.

9. Señala las magnitudes que se conservan en una reacción química:a) el número de moléculas b) el número de átomosc) La masa d) el número de moles

10. ¿Qué entiendes por velocidad de una reacción? Indica los factores que influyen en ella:a) Temperatura b) Masa molecular de las sustanciasc) La densidad d) La concentración


PROBLEMAS

Moles

1. Se tiene una mezcla de 34g de NH3. Calcula: a) el número de moles; b) el número de moléculas; c) el número de átomos de N y H.

Sol: a)2 moles; b) 1’2x1024 moléculas; c) 1’2x1024 átomos de N y 3’6x1024

átomos de H.

2. ¿Qué cantidad de SO2 en gramos hay en 0’5 moles de esa sustancia?Sol: 32g

3. Averigua cuantos moles y moléculas hay en 100g de NaOH.Sol: a) 2’5 moles;b) 1’5x1024 moléculas

4. Calcula cuantos moles y moléculas hay en 72g de H2O.Sol: 4 moles y 2’4x1024 moléculas.

5. Pasar a moléculas: a) 34g de H2S; b) 40g de SO3; c) 36g de H2O; d) 66g de CO2.

6. Se tienen 2 moles de CO2: a) ¿Cuántos gramos son?; b) ¿Cuántas moléculas son?

Sol: a) 88g; b) 1’2x1024 moléculas.

7. ¿Cuántos gramos hay en 1’5 moles de H2SO4?Sol: 147g

8. a) ¿Dónde hay más moléculas, en 8 moles de N2 o en 2 moles de H2?b) ¿Y dónde hay más masa? Datos : M(N)=14u; M(H)=1u

9. a) ¿Cuántos moles de C3H8 hay en 60 gramos de dicha sustancia? b) ¿Cuántas moléculas habrá? c) ¿Y cuántos átomos de cada elemento?Datos: M(C)=12u; M(H)=1u

10. Realiza los siguientes cálculos: a) ¿Cuántos moles y moléculas hay en 20 gramos de Fe3 (PO4)2? b) ¿Cuántos átomos de cada elemento tengo en 20 g de la sustancia anterior?Datos: M(Fe)=55.8u; M(P)= 31u; M(O)= 16uc) En una muestra de Co(OH)3 se han detectado 3.1· 1024 átomos de hidrógeno ¿Cuántas moléculas de Co(OH)3 había? d) ¿y cuántos gramos de Co(OH)3? Datos: M(Co)=58.9u; M(O)= 16u; Ma(H)= 1u

11. Completa la tablaCompuesto Masa molecular

(u)Masa (g) Cantidad de

sustancia (mol)Número de

átomos


H2O 90H2O2 4NaOH 1’2x1024

CH4 16

12. Realiza los siguientes cálculos: a) La fórmula del ácido ascórbico ( vitamina C) es C3H4O3. ¿Cuántos moles y moléculas hay en 20 gramos de vitamina C? ¿Y cuántos átomos de H?Datos: M(H)=1u; Ma(C)= 12u; M(O)= 16ub) En una muestra de CCl4 se han detectado 3.1· 1024 átomos de Cloro ¿Cuántas moléculas de CCl4 había? ¿y cuántos gramos de CCl4? Datos: M(Cl)=35,5 u; M(C)= 12u

Ajuste de ecuaciones químicas

13. Ajusta las siguientes reacciones:C + O2 CO KNO3 + C KNO2 + CO2

HNO2 HNO3 + NO + H2O Cl2 + O2 Cl2O HIO3 + HI I2 + H2O H2S + SO2 S + H2O

14. Ajusta las siguientes reacciones:H2 + Br2 HBr CH4 + O2 CO2 + H2O NH4NO3 N2O + H2O NH3 + CuO N2 + Cu + H2O C3H6 + O2 CO2 + H2O CaH2 + H2O Ca(OH)2 + H2

15. Ajusta las siguientes reacciones:Fe2O3 + C Fe + CO2

H2SO4 + HI I2 + SO2 + H2O H2SO4 + S SO2 + H2O Na2SO4 + C CO2 + Na2S ZnS + O2 ZnO + SO2

16. Ajusta las siguientes reacciones:H2 + O2 H2O SO2 + O2 + H2O H2SO4

NH4NO3 N2O + H2O KClO KCl + KClO3

Al + NaOH + H2O NaAlO2 + H2

H2O2 +HBr Br2 + H2O

17. Ajusta las siguientes reacciones:CO + H2 CH4O HCl + O2 Cl2 + H2O S2Fe + O2 Fe2O3 + SO2

H2S + SO2 S + H2O H2S + H2SO3 S + H2O CaO + NH4Cl CaCl2 + NH3 + H2O


HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + H2O

18. Ajusta las siguientes reacciones:N2 + O2 NO2

HCl + Zn(OH)2 + O2 CO2 + H2OHgO Hg + O2

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

HgO Hg + O2

Escribir reacciones químicas

19. Escribe y ajusta las siguientes reacciones químicas:a) Plata + sulfuro de hidrógeno → sulfuro de plata + hidrógeno.b) Pentaóxido de dinitrógeno + agua → ácido nítrico.c) Cinc + ácido clorhídrico → cloruro de cinc + hidrógeno.

20. Escribe y ajusta las siguientes reacciones químicas:a) Sulfuro de cobre (II) + oxígeno → óxido de cobre (II) + dióxido de azufre.b) Plomo + nitrato de plata → nitratode plomo (II) + plata.

Concentraciones

21. ¿Qué masa tengo en 1L de ácido sulfúrico 0’5M?Sol: 98g

22. Queremos preparar una disolución acuosa de cloruro de calcio 1’5M. Calcula que cantidad de soluto necesitamos.

23. Tenemos 15 mL de una disolución de hidróxido de calcio en agua 0’5M. Calcula los moles y los gramos de hidróxido de calcio que tenemos.

24. ¿Cuál es la molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 5g de NaCl en agua hasta tener 100mL de disolución?

Sol: 0’85M

25. ¿Cuántos gramos de una disolución al 8% de Na2SO4 necesito si deseo tener dos gramos de esa sustancia?

Sol: 25g

26. ¿Cuál es la concentración expresada en tanto por ciento en masa de una disolución que contiene 10g de soluto y 90g de disolvente?

Sol: 10%

27. Calcula la molaridad de una disolución sabiendo que contiene 80g de NaOH en 500 mL de disolución.

Sol: 4M

28. En el laboratorio disponemos de 250 mL de una disolución 0,5 M de ácido clorhídrico.

a) ¿Cuántos moles de soluto hay en dicha disolución?


b) Calcula los gramos de HCl que tenemos.c) Expresa la concentración en g/L.d) ¿Cuál será la concentración si añadimos 750 mL de agua a la disolución anterior?Datos:M(Cl)=35’5u; M(H)=1u.Sol: a) 0’125; b) 4’6g; c) 18’25 g/L; d) 0’125 M

29. Una disolución de hidróxido de potasio contiene 112g de soluto por cada litro de disolución.a) Calcula la molaridad de la disolución.b) Si la densidad de la disolución es de 1’1 g/mL, expresa la concentración en % en masa.Datos: M(K)=39u; M(O)=16u;M(H)=1u

30. Completa la siguiente tabla relativa a la molaridad del hidróxido de sodio.

Soluto (g) Disolución Cantidad de sustancia (mol)

Molaridad

80 1L100 2000mL

500mL 55L 1’5

Cálculos estequiométricos

Cálculos con masas

31. Calcula la masa de hierro que se producirá al tratar con monóxido de carbono 500g de FeO según la ecuación:

FeO + CO Fe + CO2

Sol: 388’4g

32. A 400 0C el nitrato amónico se descompone en monóxido de dinitrógeno y vapor de agua: NH4NO3 N2O + H2Oa) Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso.b) Calcular los gramos de agua que se formarán en la descomposición de

8,00 g de nitrato amónico.Sol: a) NH4NO3 N2O + 2H2O ; b) 3,60 g de H2O

33. El clorato potásico se descompone en cloruro potásico y oxígeno cuando se calienta. Calcular los gramos de clorato potásico que se descomponen al obtener 1,92 g de oxígeno.

Sol: 4’9 gr; Reacción: 2KClO3 2KCl + 3O2

34. Se mezclan 35,4 gramos de cloruro de sodio en solución acuosa con 99,8 gramos de nitrato de plata.

a) Calcula los gramos de cada reactivo que reaccionan. b) ¿Cuánto cloruro de plata precipita? Sol: a) 34’4 gr de cloruro sódico y 99’8 gr de nitrato de plata; b) 84’2 gr de cloruro de plata. Reacción: NaCl + AgNO3 AgCl (↓) + NaNO3


35. Al reaccionar cloruro de hidrógeno con óxido de bario se produce cloruro de bario y agua.

a) Escribe la ecuación química ajustada.b) Calcula la cantidad de cloruro de bario que se produce cuando reaccionan 20’5g de óxido de bario con la cantidad necesaria de ácido.c) Si ponemos 7g de cloruro de hidrógeno ¿reaccionaria todo el óxido de bario?Datos: M(Ca)=40u;M(O)16u; M(H)=1u;M(Ba)=137’3u; M(Cl)=35’5uSol: b) 27’8g; c) no sobran 5’38g de BaO

36. Calcula la masa de agua que se obtendrá al reaccionar 9g de hidrógeno gas con 85g de oxígeno gas.

Sol: 81g

37. Para la combustión de 60g de carbono de 200g de oxígeno. Calcula la cantidad de dióxido de carbono que se obtendrá y señala el reactivo que se encuentra en exceso.

Sol: 220g.

38. El hidróxido de calcio reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de calcio y agua.

a) Ajusta la reacción.b) Calcula la cantidad de hidróxido de calcio necesaria para formar 100g de agua.

39. El hierro se oxida en contacto con el oxígeno transformándose en óxido de hierro (III). En un recipiente colocamos 5g de limaduras de hierro y dejamos que se oxiden completamente. ¿Cuántos gramos de óxido de hierro (III) se han formado?

Sol: 7’18g

Cálculos con volúmenes en condiciones normales

40. El gas amoniaco (NH3) se obtiene haciendo reaccionar gas nitrógeno (N2) y gas hidrógeno (H2). En un recipiente tenemos 15L de gas amoniaco. Contesta:a) ¿Qué volumen de gas nitrógeno e hidrógeno, medido en condiciones normales, ha debido reaccionar para obtener esa cantidad de amoniaco?b) ¿Cuántos moles de amoniaco tenemos en el recipiente?

Sol: a) 7’5 L N2 y 22’5 L H2; b) 067 mol de NH3

41. El ácido sulfúrico ataca al cinc y se produce sulfato de cinc e hidrógeno gas. Calcula cuantos gramos de cinc deben utilizarse para producir 5L de oxígeno en condiciones normales.

Sol: 14’6g

42. El metano se quema con oxígeno para dar lugar a dióxido de carbono y agua. Si reaccionan 64g de metano, determina:

a) La ecuación química ajustada.b) La cantidad de dióxido de carbono que se forma.c) El número de moléculas de agua que aparecen.


d) El volumen de oxígeno necesario en condiciones normales.Datos: M(H)=1u; M(O)=16u;M(C)=12u.Sol: b) 176g; c) 4’8x1024 moléculas; d) 179’2L

43. Dada la ecuación química:CaH2 + H2O Ca(OH)2 + H2

a) Ajusta la ecuación.b) Calcula los moles de hidrógeno que se obtienen cuando reaccionan 6’3 g de hidruro de calcio.c) Halla los gramos de hidróxido de calcio que se forman.d) Indica la cantidad de hidruro de calcio necesaria para obtener 20L de hidrógeno en condiciones normales.Sol: b) 0’15 moles; c) 11’1g; d) 27’5g44. Se queman 5 litros de metano (gas):

CH4 + O2 = CO2 + H2Oa) Ajusta la reacción; b) Calcula los litros de oxígeno necesarios y el volumen de dióxido de carbono obtenido si todos los gases se miden en las mismas condiciones de P y T. La reacción de combustión del metano es:Sol: a) 10 litros de O2 ; 5 litros de CO2

45. Se queman 87 g de butano en atmósfera de oxígeno. a) Escribir ajustada la reacción correspondiente. b) Calcular el volumen de CO2 en c.n. formado. c) ¿Cuál será el número real de moléculas de anhídrido carbónico que se han formado? Sol: a) 2C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10H2O ; b) 134’4 l CO2 en c.n. ;c) 3’6138x1024 moléculas CO2

46. El peróxido de bario (BaO2) se descompone dando óxido de bario (BaO) y oxígeno. Si se parte de 50 g de peróxido de bario. ¿Qué masa de óxido se obtendrá y qué volumen de oxígeno en c.n.?

Sol: 45’3 g ; 3’3 l ; Reacción: 2BaO2 = 2BaO + O2

47. Calcula la masa de estaño que se obtendrá al reducir una muestra de óxido con 1500 cm3 de hidrógeno gas medidos en condiciones normales:

SnO + H2 Sn + H2OSol: 8g

48. Cuando el sulfuro de hidrógeno reacciona con oxígeno se forma dióxido de azufre y vapor de agua. Calcula el volumen de O2 medido en condiciones normales que se necesita para quemar 20g de sulfuro de hidrógeno.

Sol: 19’8 L.

49. En la reacción entre el ácido sulfúrico,H2SO4, y el aluminio, Al, se forma sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, y se desprende gas hidrógeno, H2. Calcula la masa de sulfato de aluminio y el volumen de hidrógeno, medido en c.n., que puede obtenerse a partir de 15’0g de Al.

Sol: 95’0g sulfato de aluminio, 18’7 L de hidrógeno.

50. La calcinación de carbonato de calcio, CaCO3, produce óxido de calcio, CaO, y gas dióxido de carbono, CO2. Calcula la masa de CaO y el


volumen de CO2 medido en condiciones normales que se obtendrá al calcinar 250g de carbonato de calcio.

Sol: 140g de CaO; 56 L CO2

51. El gas butano, C4H10, arde en presencia de oxígeno y produce dióxido de carbono y vapor de agua. Calcula el volumen de oxígeno necesario para quemar 100g de butano y los volúmenes en condiciones normales de dióxido de carbono y vapor de agua producidos.

Sol: 251 L O2; 154’5 L CO2; 193’1 L H2O.

Cálculos con volúmenes en condiciones no normales

52. El propano, C3H8, reacciona con el oxígeno, O2, quemándose y produciendo dióxido de carbono y agua. Calcula los gramos de propano que deben quemarse para obtener 50L de CO2 medidos a 25ºC y 740 mm Hg.

Sol: 29’2g

53. a) Ajusta la reacción: NH3 H2 + N2 b) Teniendo en cuenta que se han obtenido dos litros de H2 en condiciones normales, calcula cuántos gramos de NH3 han reaccionado.c) Calcula cuántos gramos de amoniaco se deben descomponer para obtener 7 gramos de nitrógeno.d) Calcula el volumen de hidrógeno que se obtiene cuando se descomponen 34 gramos de amoniaco a 1 atm de presión y 30 ºC.Datos: M(H)=1u; M(N)= 14u.

54. El butano, C4H10 se quema en presencia de oxígeno y produce dióxido de carbono y agua. Calcula la masa de butano que debe quemarse para obtener 100L de CO2 medidos a 20ºC y 740 mmHg.

Sol: 58’6g

55. El cloruro de amonio es un subproducto del proceso Solvay (síntesis de amoniaco), y de dicha sustancia se recupera el amoniaco según la reacción:

CaO + 2NH4Cl = CaCl2 + 2NH3(g) + H2O¿Qué volumen de amoniaco gaseoso, medido en c.n., se puede obtener a partir de 43,8 g de cloruro amónico?. Sol: 18’3 l NH3 (g) en c.n.

56. El carbonato cálcico reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de calcio, dióxido de carbono y aguaa) Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso.b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono medido a 20 0C y 700 mm de Hg

se desprenderá en la reacción?Sol: a) CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O; b) 2,6 mL de CO2

57. Se trata un exceso de hidróxido de sodio en disolución con 1,12 L de cloruro de hidrógeno gaseoso medidos a 30 0C y 820 mm de Hga) Escribir la ecuación ajustada correspondiente al procesob) ¿Qué masa de NaCl se obtendrá supuesta completa la reacción?

Sol: a) NaOH + HCl NaCl + H2O; b) 2,85 g de NaCl


58. Se mezclan 2 L de cloro gas medidos a 97 0 C y 3 atm con 3,45 g de sodio metal y se dejan reaccionar hasta completar la reacción.

Cl2(g)+ 2Na(s) 2NaClCalcular:a) Los gramos de cloruro de sodio obtenidos.Sol: a) 8,9 g de NaCl

59. El sodio reacciona con el agua formándose hidróxido de sodio y gas hidrógeno. Calcula cuantos litros de hidrógeno medidos a 20ºC y 750 mmHg se obtendrán si se parten de 6g de sodio.

Sol: 3’2 L.

Cálculos con rendimientos en la reacción

60. ¿Qué volumen de aire, en c.n. es necesario para oxidar completamente 1 Kg de etanol? ¿Qué masa de agua se formará como consecuencia de la combustión?

Dato: % de O2 en el aire 20% Sol: 8.521’7 l de aire en c.n.; 1173’9 g H2O; Reacción: 2C2H6O + 7O2 4CO2

+ 6H2O

61. Una caliza que contiene un 75 % de carbonato cálcico, se trata con exceso de ácido clorhídrico. Calcular la cantidad de caliza que se necesita para obtener 10 dm3 de dióxido de carbono en condiciones normales.

Sol: 59,5 g de caliza; Reacción: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2

62. Por acción del calor, el bicarbonato amónico se descompone en amoniaco, dióxido de carbono y agua. Se ha partido de 15 gramos de bicarbonato amónico y se ha obtenido un volumen de 3,71 dm3 de dióxido de carbono, medidos en c.n. Calcúlese la pureza del bicarbonato amónico. Pista: calcula los gramos de bicarbonato puros necesarios para obtener el dióxido de carbono.

Sol: 87’2 %; Reacción: NH4HCO3 = NH3 + CO2 + H2O

63. En el proceso Mond para purificar el níquel se produce el níquel tetracarbonilo , Ni (CO)4 , mediante la reacción

Ni + 4CO Ni(CO)4

a) Calcular el volumen de monóxido de carbono necesario para combinarse con 1 kg de níquel si se supone medido a 300 0 C y 2 atm de presión.

b) Una vez terminada la reacción se determina la cantidad de Ni (CO)4

obtenida, obteniéndose 2 326,2 g ¿Cuál es el rendimiento del proceso?Sol: a) 1600 litros de CO; b) 80%

64. En la síntesis del amoniaco: Nitrógeno + Hidrógeno Amoniaco, reaccionan 10 g de nitrógeno. Calcular el volumen de amoniaco obtenido (medido en c.n.) si el rendimiento del proceso es del 40 %.

Sol: 6,4 litros de NH3


65. El ácido nítrico se puede preparar por reacción entre el nitrato de sodio y el ácido sulfúrico según la siguiente reacción:

Nitrato de sodio + Ácido sulfúrico Sulfato de sodio + Ácido nítricoNaNO3 + H2SO4 Na2SO4 + HNO3

a) Ajusta la reacción.b) Si se quieren preparar 100 g de ácido nítrico ¿qué cantidad de ácido sulfúrico se debe emplear suponiendo un rendimiento del 70 % para el proceso?Sol:b) 111,1 g de H2SO4

66. Calcula cuántos Kg de ácido sulfúrico del 98 % de riqueza puede obtenerse a partir de una tonelada de pirita del 75 % de riqueza. Si las reacciones del proceso son:

4S2Fe + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2

2SO2 + O2 + 2H2O 2H2SO4

Sol: 1’252 Kg H2SO4 (98 %)

Cálculos con reactivos en disolución

67. El ácido clorhídrico reacciona con el hidróxido de calcio para dar cloruro de agua y calcio. En un recipiente tenemos 50mL de una disolución de hidróxido de calcio 0’5M. Calcula:a) La cantidad máxima, en gramos, de cloruro de calcio que se puede obtener.b) El volumen de una disolución de HCl 0’25M que se necesita para reaccionar con el hidróxido de calcio presente.

Sol: a) 2’78g; b) 0’2L

68. Calcula la masa de cloruro de plata que se obtendrá al añadir nitrato de plata a 10 mL de una disolución 1M de NaCl. La reacción que tiene lugar es:

NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

Sol: 1’4g

69. Calcula el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido en condiciones normales, que se necesita para reaccionar completamente con el cobre contenido en 250 ml de una disolución 0,2 M (“0’2 Molar”, es decir, contiene 0’2 moles por cada litro de disolución) de cloruro de cobre (II), CuCl2.

Sol: 1,12 l ; Reacción : Cu + SH2 = CuS + H2

70. Un globo meteorológico se llena con hidrógeno procedente de la reacción:

CaH2 + 2 H2O Ca(OH)2 +2H2

a) ¿Cuántos gramos de hidruro de calcio harán falta para producir 250 litros de hidrógeno medidos en c.n.? b) ¿Cuánto hidróxido de calcio se habrá formado? c) ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,1 M (“0’1 Molar”, es decir, contiene 0’1 moles por cada litro de disolución) será necesario para reaccionar con todo el hidróxido de calcio formado? Sol: a) 234’4 gr; b) 412’95 gr; c) 112 l.


71. El ácido sulfúrico reacciona con el peróxido de bario para dar sulfato de bario y agua oxigenada (peróxido de hidrógeno). Calcular el volumen de ácido sulfúrico 4 M necesario para obtener 5,0 g de peróxido de hidrógeno.

Sol: 36,8 mL

72. El hidróxido de sodio reacciona con el tricloruro de hierro para dar cloruro de sodio y un precipitado pardo de hidróxido de hierro(III) .

a) Escribir la reacción ajustada.b) Si a una disolución de tricloruro de hierro se le añaden 20 mL de disolución 0,75 M de hidróxido de sodio ¿qué masa de hidróxido de hierro(III) se obtendrá?Sol: 0,53 g

73. Calcula la masa de hidróxido de calcio que puede neutralizarse con 50 mL de disolución 1M de ácido clorhídrico.

Sol: 1’9g

74. Calcula el volumen 2M de ácido sulfúrico que se necesita para reaccionar con 10g de óxido de cobre (II) según la reacción:

CuO + H2SO4 CuSO4 + H2OSol: 0’063L

75. Calcula el volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, que se obtendrá al reaccionar 30mL de una disolución de HCl de densidad 1’09 g/mL y del 20% en masa, con exceso de cinc. Ten en cuenta que en la reacción se obtiene cloruro de cinc, ZnCl2.

Sol: 2’01L

76. El CaCO3 reacciona con HCl produciendo CO2, cloruro de calcio y agua.a) Escribe y ajusta la reacción.b) ¿Cuántos moles y gramos se obtendrán en condiciones normales a partir de 50mL de disolución 3M de ácido clorhídrico?c) ¿Cuántos moles de carbonato de calcio habrán reaccionado?

Entalpia

77. La combustión del carbono se produce de la siguiente forma:C(s) + O2(g) CO2(g) ∆ H=−393'5KJ

Calcula la entalpia de reacción de la descomposición de 3 moles de dióxido de carbono.Sol: +1180’5 KJ

78. En la reacción de formación del eteno gas, C2H4, a partir de sus elementos, carbono sólido e hidrógeno gas, se deben aportar 49’8 KJ por cada mol de eteno formado.

a) Escribe la reacción termoquímica ajustada. Indica si es endotérmica o exotérmica.b) Calcula la entalpía de reacción inversa al reaccionar 6 moles de hidrógeno gas.Sol: -149’4 KJ


79. Al quemar 500g de gas de dióxido de azufre con oxígeno se obtiene trióxido de azufre y se desprenden 774 KJ.

a) Escribe la ecuación termoquímica ajustada.b) Calcula la cantidad de dióxido de azufre que habrá que quemar para obtener 5000 KJ.Sol: b) 3230’7g

80. La combustión de un mol de propano desprende 2218 KJ. Calcula el calor que desprenderá la combustión de 88g de propano.

Sol: 4436 KJ

81. Calcula la energía necesaria para descomponer 25g de carbonato de calcio:

CaCO3 CaO + CO2 ∆ H=178'3KJSol: 44’6 KJ.

82. Determina la entalpia de reacción de:2CO + O2 2CO2

a partir de las siguientes ecuaciones:C + O2 CO2 ∆ H=−393'5KJ2C + O2 2CO ∆ H=−221 ' 0KJ

Sol: 566’0 KJ

83. Determina la entalpia de reacción de:C2H4 + H2O C2H5OH

a partir de las siguientes reacciones:C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O ∆ H=−1367 ' 0KJC2H4 + 3O2 2CO2 + 2H2O ∆ H=−1411 ' 0KJ

Sol: -44 KJ

84. El óxido de calcio reacciona con agua y produce hidróxido de calcio. En este proceso se desprenden 65’2 KJ por cada mol de óxido que reacciona.

CaO + H2O Ca(OH)2

Calcula los kilojulios que se desprenden al hacer reaccionar 168g de cal viva.Sol: 195’6 KJ

85. El etanol, C2H5OH, arde en presencia de oxígeno con formación de dióxido de carbono y vapor de agua. La entalpía de reacción es -1367 KJ/mol.

a) Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente.b) Calcula el volumen de gas oxígeno, medido en c.n., necesario para quemar completamente 25g de etanol.c) Calcula la energía que se desprenderá.Sol: b) 36’3L; c) 738’2 KJ


T7. REACCIONES QUÍMICAS

Documents

Transcript of T7. REACCIONES QUÍMICAS