REACCIONES QUÍMICAS Unidad 8.

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1 REACCIONES QUÍMICAS Unidad 8

2 Concepto de reacción química.
“Es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos”.

3 Ejemplo de reacción química.
Reactivos Productos En la reacción: H2 + I2 — 2 HI se rompen 1 enlace H—H y 1 enlace I —I y se forman 2 enlaces H—I

4 carbono oxígeno monóxido de carbono
carbono oxígeno dióxido de carbono Cloruro de hidrógeno cinc cloruro de cinc hidrógeno

5 + sulfato de cobre (II) hierro sulfato de hierro (II) cobre
etanol oxígeno dióxido de carbono agua +

6 Ajuste de una reacción química.
El número de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los productos. Se llama ajuste a la averiguación del número de moles de reactivos y productos. ¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas de reactivos o productos. Métodos de ajuste: Tanteo (en reacciones sencillas). Algebraicamente (en reacciones más complejas) resolviendo un sistema de ecuaciones.

7 Ejemplo: Ajustar la siguiente reacción: HBr +Fe  FeBr3 + H2
Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y productos. a HBr + b Fe  c FeBr3 + d H2 H) a = 2d Br) a = 3c Fe) b = c Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3 Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos los siguientes coeficientes: a = 6, b = 2, c = 2 y d = 3. Por tanto la ecuación ajustada será: 6 HBr +2 Fe  2 FeBr3 + 3 H2

8 Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteo:
a) C3H O2  CO H2O b) Na2CO HCl  Na Cl + CO H2O c) PBr H2O  HBr H3PO3 d) CaO C  CaC CO e) H2SO BaCl2  BaSO HCl 5 3 4 2 3 3 2

9 Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico:
a) a KClO3  b KCl + c O2 K) a = b; Cl) a = b; O) 3a = 2c Sea a = 1. Entonces b = 1 y c = 3/2 Multiplicando todos los coeficientes por 2: 2 KClO3  2 KCl + 3 O2 b) a HCl + b Al  c AlCl3 + d H2 H) a = 2d; Cl) a = 3c; Al) b = c Sea c = 1. Entonces b = 1, a = 3 y d = 3/2 6 HCl + 2 Al  2 AlCl3 + 3 H2

10 Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación químicas por el método algebraico:
a HNO3 + b Cu  c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O H) a = 2e; N) a = 2c + d; O) 3a = 6c +d + e; Cu) b = c Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda: a = 2e; a = 2 + d; 3a = 6 + d + e; Sustituyendo a: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo queda: e = 4/3; d= 2/3 con lo que a = 8/3 Multiplicando todos los coeficientes por 3: 8 HNO Cu  3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O Comprobamos el nº de átomos de cada tipo antes y después de la reacción: 8 átomos de H (4 ·2), 8 de N (2·3 +2), 24 de O (8·3= 3·2· ) y 3 de Cu

11 Estequiometría de una reacción química.
Es la proporción en moles en la que se combinan los distintos reactivos y en la que se forman los distintos productos de la reacción. Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la reacción) se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de gases o disoluciones.

12 Tipos de cálculos estequiométricos.
Con moles. Con masas. Con volúmenes (gases) En condiciones normales. En condiciones no normales. Con reactivo limitante. Con reactivos en disolución (volúmenes).

13 Cálculos con masas Ejemplo: En la reacción ajustada anteriormente: 6 HBr +2 Fe  2 FeBr3 + 3H2 ¿qué cantidad de HBr reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades de FeBr3 e H2 se formarán? 6 HBr Fe — 2 FeBr H2 6 moles 2 moles moles moles 485,4 g ,6 g ,0 g g ———— = ———— = ———— = ——— x g y z Resolviendo las proporciones tendremos: 43,5 g g ,9 g 0,54 g

14 Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio, con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme sulfato de aluminio y agua. Calcula los moles del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que se forma. Datos (u): Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1 M (Al2O3) = 2 · 27 u + 3 · 16 u = 102 u M [ Al2(SO4)3 ]= 2 · 27 u + 3 · (32 u + 4 · 16 u) = 342 u Primero, ajustamos la reacción: Al2 O3 + 3 H2SO4 ———— Al2(SO4)3 + 3 H2 O 1mol moles mol moles Se transforman los moles en “g” o “l” (o se dejan en “mol”) para que quede en las mismas unidades que aparece en los datos e incógnitas del problema:

15 Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme sulfato de aluminio Al2(SO4)3 y agua. Calcula los moles del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que se forma. Datos (u): Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1 Al2 O3 + 3 H2SO4 ———— Al2(SO4)3 + 3 H2 O 102 g moles g 40 g n (mol) m (g) 102 g 3 moles g · 3 mol —— = ———  n (mol) = ————— = 1,18 mol H2SO4 40 g n (mol) g 102 g g 40 g· 342 g —— = ———  m (g) =————— = 134,12 g Al2(SO4)3 40 g m (g) g

16 Cálculos con volumenes (gases)
Ejemplo: Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá al quemar 1 kg de butano (C4H10) a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC. Cálculos con volumenes (gases) La reacción de combustión del butano es: C4H /2 O2  4 CO2 + 5 H2O a) 1 mol moles 58 g 4 mol · 22,4 l/mol 1000 g x x = 1544,8 litros

17 Ejercicio: Calcula el volumen de CO2 que se desprenderá al quemar 1 kg de butano (C4H10) a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC. C4H /2 O2  4 CO2 + 5 H2O b) Cuando las condiciones no son las normales es mejor hacer el cálculo en moles y después utilizar la fórmula de los gases: 58 g ————— 4 moles 1000 g ————— y  y = 69 moles n · R · T mol · 0,082 atm · L · 323 K V = ———— = ————————————— = p mol · K 5 atm = 365,5 litros

18 Ejercicio: El oxígeno es un gas que se obtiene por descomposición térmica del clorato de potasio en cloruro de potasio y oxígeno ¿Qué volumen de oxígeno medido a 19ºC y 746 mm Hg se obtendrá a partir de 7,82 g de clorato de potasio. Ecuación ajustada: 2 KClO3 2 KCl + 3 O2 2 mol mol 2 mol·122,6 g/mol = 245,2 g —— 3 mol 7,82 g —— n(O2) Resolviendo se obtiene que n (O2) = 0,0957 moles n · R · T ,0957 moles · 0,082 atm · L · 292 K V= ———— = ——————————————— = p mol · K (746 / 760) atm = 2,33 litros

19 Cálculos con disoluciones
Ejemplo: Añadimos ml de disolución 2 M de hidróxido de sodio a otra disolución de sulfato de magnesio. Averigua la masa de hidróxido de magnesio que se formará si el sulfato de magnesio está en exceso. 2 NaOH + MgSO4  Mg(OH)2 + Na2SO4 2 mol —————— 58,3 g 0,15 L · 2 mol/L ————— m De donde se deduce que: m (Mg(OH)2) = 0,3 mol · 58,3 g / 2 mol = 8,7 g

20 El rendimiento en las reacciones químicas.
En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto dela esperada a partir de los cálculos estequiométricos. Esto se debe a: Perdida de material al manipularlo. Condiciones inadecuadas de la reacción. Reacciones paralelas que formas otros productos. Se llama rendimiento a: mproducto (obtenida) Rendimiento = ———————— · mproducto (teórica)

21 n(NaCl) = V · Molaridad = 0,01 L · 1 mol/L
Ejemplo: A 10 ml de disolución de cloruro de sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad suficiente para que precipite todo el cloruro de plata. Determina la masa de este producto que obtendremos si el rendimiento de la reacción es del 85 %. n(NaCl) = V · Molaridad = 0,01 L · 1 mol/L NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3 1 mol ,4 g 0,01 mol m (AgCl) De donde m(AgCl) = 1,43 g 1,434 g · 85 mAgCl (obtenida) = ————— = 1,22 g

22 Riqueza La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro. Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra. m (sustancia pura) riqueza = ———————— · m (muestra) Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos g · ——— = 192 g de NaOH puro

23 150 g · 70 m (HCl) = ———— = 105 g 100 Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
Ejemplo: Tratamos una muestra de cinc con ácido clorhídrico del 70 % de riqueza. Si se precisan 150 g de ácido para que reaccione todo el cinc, calcula el volumen de hidrógeno desprendido en C.N. 150 g · 70 m (HCl) = ———— = 105 g Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2 73 g ,4 L 105 g V(H2) De donde V = 105 g · 22,4 L / 73 g = 32,2 litros

24 Cuestión de Selectividad (Marzo 98)
Un gasóleo de calefacción contiene un 0,11 % en peso de azufre. a) Calcule los litros de dióxido de azufre (medidos a 20ºC y 1 atm) que se producirán al quemar totalmente 100 kg de gasóleo. b) Comente los efectos de las emisiones de dióxido de azufre sobre las personas y el medio ambiente. DATOS: Masas atómicas: S=32; O=16 a) kg · 0,11 m (S) = —————— = 0,11 kg = 110 g S + O2  SO2 32 g mol ——— = ———  n(SO2) = 3,4 moles g n(SO2) n · R · T 3,4 mol · 0’082 atm · L · 293 K V= ———– = ————————————— = 82,6 L p mol · K 1 atm