CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. MASA-MASA. VOLUMEN-VOLUMEN. DISOLUCIÓN.

 Los cambios químicos vienen acompañados por evidencias que nos indican la existencia de cambios profundos en la naturaleza interna de las sustancias reaccionantes: desprendimiento de un gas, un cambio de color, aparece un precipitado, desprendimiento de luz, etc…

I

 Teoría atómica de Dalton. En una reacción química los átomos se agrupan de forma diferente a como estaban inicialmente.  Teoría de colisiones y teoría del estado de transición.  Hay lo que se llama, choque eficaz, que produce la rotura del enlace.

La rotura del enlace se produce si: Las moléculas, átomos o iones que reaccionan tienen suficiente energía. La colisión o choque tiene una orientación adecuada.

 Una ecuación química es la representación de una reacción química mediante fórmulas.  Ej: 2 H 2 (g) + O 2 (g) ---  2 H 2 O(g)  Ajuste de una reacción química: se realiza por tanteo, ya que se tiene que cumplir la ley de conservación de la masa (Lavoisier)

 Ejercicios de la pag 287: 1 y 2. Se excluye 2c y 2d.

 Reacciones de síntesis: A + B ---  AB Ej: H 2 (g) + I 2 (g) ---  2HI(g)  Reacciones de descomposición: AB ---  A + B Ej: CaCO 3 (s) --∆-  CaO(s) + CO 2 ↑  Reacciones de sustitución: X + AB ---  XB + A Ej: Zn(s) + 2 HCl(aq) ---  ZnCl 2 (aq) + H 2 ↑

 Reacciones de doble sustitución: AB + XY ---  XB + AY  HCl(aq) + NaOH(aq) ---  NaCl(aq) + H 2 O (neutralización)  Reacciones de precipitación: 2KI(aq) + Pb(NO 3 ) 2 (aq) ---  PbI 2 ↓ + 2KNO 3 (aq) Ejercicios de la pag 289: 3

Llamadas reacciones de oxidación- reducción o reacciones de transferencia de electrones. Se transfieren electrones del reductor al oxidante, es decir, el reductor cede electrones y se oxida, y el oxidante toma electrones y se reduce. (Oxi toma, redu cede).

 Ejemplo: Fe 2 O C ---  2 Fe + 3 CO oxidante reductor Así el C se oxida a CO (toma oxígeno). El Fe 2 O 3 se reduce a Fe (cede oxígeno). Otra reacción conocida: Zn(s) + 2 HCl (aq) ---  ZnCl 2 + H 2 

 En esta reacción, el Zn cede dos electrones y se oxida a ZnCl 2 (Zn 2+ ) y el HCl (H + ) toma dos electrones y se reduce a H 2. En las reacciones ácido-base, se transfiere un H +. Así el ácido cede un H + a la base. Un ejemplo: HCl + H 2 O ---  Cl - + H 3 O +

 Así, el ácido clorhídrico le cede un protón al agua, por tanto, se comporta como un ácido y el agua como una base. En la reacción de neutralización HCl(aq) + NaOH(aq) ---  NaCl(aq) + H 2 O. Es una reacción ácido-base. Se interpreta, teniendo en cuenta que

en agua, ambas sustancias están disociadas en H +, Cl -, Na + y OH -. Como el H + no existe libre en el agua, reacciona con ella, formando el ión hidronio, H 3 O + y ahora se produce la reacción de neutralización para dar agua: H 3 O + + OH  2 H 2 O

 Las fórmulas de las sustancia que intervienen en un proceso, me da una información cualitativa de la reacción.  Una vez ajustada la reacción química, se obtiene una información cuantitativa.

 CH 4 (g) + 2 O 2 (g) ---  CO 2 (g) + 2 H 2 O(l) 1 molec + 2 molec 1 molec + 2 molec 1 mol + 2 moles 1 mol + 2 moles. 16 gr + 2 (32 gr) 44 gr + 2 (18 gr) Si está bien ajustada la reacción, se tiene que conservar la masa. (Lavoisier) = También se cumple la ley de las proporciones definidas.

 También se pueden interpretar en volúmenes de gases. CH 4 (g) + 2 O 2 (g) ---  CO 2 (g) + 2 H 2 O(l) 22,4 L + 2 (22,4 L) 22,4 L (en c.n.) Ejercicio de la pag 291: 5. De la pag 302: 7, 8 y 9.

 Cálculos masa-masa. Ejercicio 5 de la pag 292.  Cálculos con volúmenes de gases y masa-volumen. Ejercicios 7 y 8 de la pag 294.  Cálculos con reactivos en disolución. Ejercicio 11 de la pag 296.

 ¿Qué masa de hidrógeno molecular, H 2, se produce en la reacción de 1 gr de aluminio con la cantidad suficiente de ácido clorhídrico? La reacción es entre el aluminio y el ácido clorhídrico quedando los productos siguientes: Al(s) + HCl(aq) ---  AlCl 3 (aq) + H 2  (Reacción de sustitución o desplazamiento). Y ajustada por tanteo queda: 2 Al(s) + 6 HCl(aq) ---  2 AlCl 3 (aq) +3 H 2 

 Las relaciones estequiométricas en moles y en gramos entre Al e H 2 son las siguientes: 2 moles Al y 2 (27 gr) Al 3 moles H 2 3 (2 gr) H 2 Se utiliza cualquiera de estas relaciones para responder a la pregunta. Se hace mediante una proporción o por factores de conversión. 2 (27 gr) Al = 1 gr Al ; x = 0,11gr de H 2 se 3(2 gr ) H 2 x obtiene.

 Por factores de conversión queda: 1 gr Al x 3(2 gr) H 2 = 0,11gr H 2 2(27 gr) Al ¿Cuántos litros de hidrógeno reaccionan completamente con 30 L de nitrógeno, en idénticas condiciones de presión y temperatura, para formar amoniaco? La ecuación química ajustada que describe el proceso es: N 2 (g) + 3 H 2 (g) ---  2 NH 3 (g)

 Es una reacción de síntesis. Al ser todas las sustancias del proceso gases, las relaciones en moles y en volúmenes coinciden: 1 mol N 2 y 1 L N 2 3 moles H 2 3 L H 2 Haciendo una proporción en volumen se obtiene la respuesta: 1 L N 2 = 30 L N 2 ; x = 90 L de H 2 reacciona. 3 L H 2 x

 El óxido de mercurio(II), HgO, se descompone por la acción del calor en mercurio líquido, Hg, y en oxígeno molecular, O 2. Calcula el volumen de oxígeno en c.n., que se desprenderá al calentar 4,5 gr de HgO. La reacción química ajustada es: 2 HgO(s) --  -  2 Hg(l) + O 2 (g) Las relaciones estequiométricas son las siguientes: 2 moles HgO y 2 (216,6 gr) HgO 1 mol O 2 32 gr O 2

 Pero también se puede establecer una relación masa-volumen entre HgO y O 2. 2(216,6 gr) HgO = 4,5 gr HgO ; 22,4 L O 2 en c.n. x x = 0,22 L de O 2 se desprende. De la página 295: ejercicios 9, 10 y 11. En cooperativo.

 Es muy normal que los reactivos se presente en disolución acuosa, por tanto, es normal conocer la concentración de la disolución (en % en masa o peso, densidad, molaridad, molalidad, fracción molar)  ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 2 M es necesario para neutralizar otra disolución acuosa que contiene 10 gr de NaOH?

 Recordad que el ácido clorhídrico es una disolución acuosa de HCl. La ecuación química ajustada es: HCl(aq) + NaOH(aq) ---  NaCl(aq) + H 2 O Muy importante: reacciona los solutos de cada disolución. ¿Cómo? 1 mol HCl y 36,5 gr HCl 1 mol NaOH 40 gr NaOH

 Se resuelve en tres proporciones. Con un cálculo masa-masa. 36,5 gr HCl = x ; x = 9,125 gr HCl 40 gr NaOH 10 gr NaOH reacciona Hay que sacar los moles de HCl que reacciona para a partir de la molaridad obtener V dis. 1 mol HCl = x ; x = 0,25 moles HCl 36,5 gr 9,125 gr

 Y una disolución 2 M, significa que hay 2 moles de HCl(soluto) en 1 L de disolución. 2 moles HCl = 0,25 moles HCl ; x = 0,125 L 1 L Disolución x reacciona ¿Qué significa el resultado? Que en 125 mL de disolución hay el soluto (9,125 gr de HCl) necesario para reaccionar con 10 gr de NaOH.

 De la pag : 11, 12, 14, 16 y 18. El ejercicio 16 y 23, se ajusta por tanteo. (dificil) En el ejercicio 18, “quemar” significa reacción con O 2 y se forma como productos: CO 2 y H 2 O. De la página 303: 21, 23. Más difícil: 20 y 22.

 Cuando tiene lugar una reacción química, y mezclamos dos reactivos para que reaccionen, las cantidades echadas no suelen estar en la relación estequiométrica establecida en la ecuación química. Por tanto, habrá un reactivo que sea el limitante (se consume integramente) y quedará cantidades del otro sin reaccionar ( en exceso).  Cualquier cálculo químico lo haremos a partir del reactivo limitante.

 El hierro se oxida con el oxígeno del aire formando óxido de hierro(III). La ecuación química ajustada es: 4 Fe(s) + 3 O 2 (g) ---  2 Fe 2 O 3 (s) En un recipiente cúbico de 10 cm de arista que contiene oxígeno a 670 mm de Hg y 10ºC, ponemos una barra de hierro de 10 gr. Calcula la masa de óxido formada.

 Aunque me pregunta sobre el producto formado, hay que deducir cuál es el reactivo limitante (el que se consume integramente). Teniendo en cuenta la proporción fija entre Fe y O 2 según el ajuste. 4 moles Fe y 4(56 gr) Fe 3 moles O 2 3(32 gr) O 2 Calculando la cantidad de O 2 que reacciona. Vcilindro = 10x10x10 = 1000 cm 3 = 1 L

 Utilizando la ecuación del gas ideal con las unidades correctas: pV = nRT, n = pV RT Sustituyendo: n = 0,88x1 = 0,038 moles de 0,082x283 O 2 La masa de O 2 en el recipiente es: 0,038 moles x 32 gr = 1,21 gr. 1 mol O 2

 Finalmente la reacción se produce entre 10 gr de Fe y 1,21 gr de O 2. Justo ahora se plantea ¿cuál es el reactivo limitante? Cómo reaccionan en esta proporción fija. 4(56 gr) Fe = x ; x = 2,82 gr Fe 3(32 gr) O 2 1,21 gr O 2 ¿Qué significa? La reacción se produce entre 1,21 gr de O 2 y 2,82 gr de Fe. Conclusiones: el O 2 es el reactivo limitante y el Fe queda

 en exceso. Ahora se realiza los cálculos para determinar la masa de óxido formada. A partir de las relaciones estequiométricas y utilizando el reactivo limitante: 3 moles O 2 y 3(32 gr) O 2 2 moles Fe 2 O 3 2(160 gr) Fe 2 O 3 Se resuelve: 3(32 gr) O 2 = 1,21 gr O 2 2(160 gr) Fe 2 O 3 x x = 4,03 gr de Fe 2 O 3 se forma en la reacción.

 Generalmente los reactivos no están puros, sino que van mezclados con otras sustancias que se consideran impurezas y que son inertes (no reaccionan). En los cálculos estequiométricos se elimina su contribución.  ¿Se quema con oxígeno suficiente 1 t de carbón con un 15% de impurezas inertes. Calcula el volumen de CO 2 formado en condiciones normales en la reacción.

 La ecuación de la reacción química es: C(s) + O 2 (g) ----  CO 2 (g) Eliminamos la impurezas inertes del carbón. Así, un 85% de la muestra será carbón puro. 1 t o 1000 kg x 85 = 850 kg hay puro 100 Que pasado a gramos son 8,5x10 5 gr. Las relaciones estequiométrica entre C y CO 2 son: 1 mol C ; 12 gr C ; 12 gr C 1 mol CO 2 44 gr CO 2 22,4 L (c.n) CO 2

 Por tanto, se puede resolver de varias formas. El más directo es hacer un calculo masa- volumen. 12 gr C = 8,5x10 5 gr ; x = ,6 L 22,4 L (c.n) CO 2 x o 1586,6 m 3. De la página 299: 15 y 16.

 Hasta ahora, en todos los ejercicios hemos supuestos que las cantidades obtenidas de los productos eran las máximas posibles, es decir, el rendimiento de la reacción era del 100%.  En la realidad esto no es así, la cantidad de producto obtenida es menor de la que indica las proporción definida. Es la vida real, nadie rinde al 100%. En el estudio, de 3 horas que te pones, aprovechas 2 h y media.

 Por tanto, hay una masa real de producto obtenida y una masa teórico-máxima, que siempre es mayor. % R = cantidad real de producto x100 cantidad teórica de producto La urea es un fertilizante obtenida por la siguiente reacción: 2 NH 3 + CO  CO(NH 2 ) 2 + H 2 O Sabiendo que un determinado método

 industrial produce 18 gr de urea por mol de amoniaco, calcula el rendimiento de esta reacción. Importante: la información que dan en el problema es la masa real de urea obtenida por mol de amoniaco. Hay que hallar la masa teórico-máximo de urea por mol de amoniaco. Para esto, usamos las relaciones estequiométricas entre NH 3 y CO(NH 2 ) 2

 2 moles NH 3 y 2(17 gr) NH 3 1 mol CO(NH 2 ) 2 60 gr CO(NH 2 ) 2 Pero me interesa hacer una combinada: 2 moles NH 3 = 1 mol NH 3 ; x = 30 gr de urea 60 gr CO(NH 2 ) 2 x Se obtiene por mol de amoniaco 30 gr de urea. Esta es la cantidad máxima de urea obtenida por mol de amoniaco.

 Por tanto, el rendimiento es: % R = masa real de producto x100 = masa teórica de producto = 18 gr x100 = 60 %. 30 gr De la página 299: 17. De la páginas 303 y 304: 25, 26, 30, 31, 32 y 33.