QUIMICA. EJERCICIOS Y CUESTIONES. 1º DE BACHILLERATO 

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HOJA Nº 6. REACCIONES QUÍMICAS (II) 1. El cobre reacciona con el ácido sulfúrico para producir sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. Si se

tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular:

a. ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?

b. Número de moles de SO2 que se desprenden.

c. Masa de CuSO4 que se forma.

Solución

La ecuación ajustada es la siguiente:

2 H2SO4 + Cu → SO2 + CuSO4 2 H2O Masa molares

H2SO4 = 2+32+4*16 = 98 g/mol

SO2 = 32+32 = 64 g/mol

CuSO4 = 63,5 + 32+4·16 = 159,5 g/mol

Interpretemos la ecuación química cuantitativamente:

2 moles de H2SO4 Reaccionan

con 1 mol de Cu Para

dar 1 mol de

SO2 + 1 mol de CuSO4 + 2 moles de H2O

Usando unidades de masa

2·98 g + 63,5 g → 64 g 159,5 g + 2·18 g

a) Para calcular el reactivo que está en exceso comparamos la proporción en la que se encuentran los

reactivos según el enunciado y la que se necesita según la ecuación química. Usamos la ley de las

proporciones definidas:

196 g de H2SO4 m ácido sulfúrico

63,5 g de Cu 30 g de Cu

m ácido sulfúrico = 92,6 g de H2SO4

Se necesitan 92,6 g de ácido sulfúrico para los 30 g de cobre, como tenemos 200 g pues sobra ácido.

El ácido sulfúrico está en exceso ¿Cuánto? Restamos lo que tenemos de lo que necesita el cobre:

200 g de H2SO4 - 92,6 g de H2SO4 = 107,4 g de H2SO4 sobran, no reaccionan.

Por tanto el reactivo limitante es el cobre. Nuestros datos por tanto a partir de ahora es que 30 g de Cu

reaccionan con 92,6 g de ácido sulfúrico

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b) Para calcular el número de moles de SO2 que se desprenden volvemos a aplicar la ley de las

proporciones entre el Cu y el SO2

1 mol de SO2 =

n moles

63,5 g de Cu 30 g de Cu Despejamos n y tenemos

n = 30/63,5 = 0,47 moles de SO2

c) De la misma forma calculamos la masa de CuSO4 será:

159,5 g de CuSO4 = m CuSO4

63,5 g de Cu 30 g de Cu

m CuSO4 = 75,35 g de CuSO4

2. El sulfato de níquel, NiSO4, reacciona con fosfato de sodio Na3PO4, para dar un precipitado amarillo-verdoso

de fosfato de níquel Ni3(PO4)2, y en disolución queda sulfato de sodio, Na2SO4, según la siguiente ecuación:

3 NiSO4 (aq) + 2 Na3PO4(aq ) Ni3(PO4)2 (s) + 3 Na2SO4(aq)

¿Cuántos mililitros de NiSO4 0.375 M reaccionan con 45.7 mL de Na3PO4 0.265 M?

Solución:

Es una reacción donde los reactivos están en disolución, cuyas concentraciones vienen dadas en

molaridad: moles/litro. Por tanto lo más efectivo es trabajar con moles. Veamos cuanto tenemos del

reactivo conocido

Moles de de Na3PO4 M1 = 0.265 M·0,0457 L = 0,0121 moles

Ahora miramos cuántos moles del NiSO4 reaccionan con estos moles, usando la ley de proporciones

definidas.

Na PO

32 0,0121

Despejando de esta proporción tenemos que x = 0,0182 moles de Na3PO4

Pero estos moles están en una disolución, el volumen de disolución que contiene a estos moles será

0,1820,375 0,04844 48,88

3. Se tienen 500mL de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) del 0,05 M. Se añaden 28g de hidróxido sódico

sólido (NaOH), y se agita hasta una disolución total. Calcula las cantidades de cada sustancia distinta del

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agua que quedan en la mezcla una vez completada la reacción ácido-base entre el ácido clorhídrico y el

hidróxido sódico añadido. ¿El producto final será neutro?

Solución

La ecuación química de esta reacción es

HCl + NaOH NaCl + H2O

Que nos dice que 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de NaOH. Proporción 1:1

Veamos si hay reactivo limitante. La proporción que tenemos en el frasco es:

Moles de HCl, lo sacamos de su concentración y volumen, por definición de molaridad

n1= 0,500 L · 0,05 moles/L = 0,025 moles de HCl

Se añaden 28 g de NaOH, cuya masa molar es 23+16+1 = 40 g/mol. Por definición de mol calculamos los

moles de NaOH.

n2 = 28/40 = 0,7 moles

Según la ecuación química para 0,025 moles de HCl bastan 0,025 moles de NaOH (la proporción era 1:1)

como tenemos 0,7 moles de NaOH, quiere decir que sobra sosa, concretamente sobran

Sosa sobrante 0,7 – 0,025 = 0,675 moles de NaOH sobran, quedan sin reaccionar.

En los productos tenemos NaCl, para calcular la cantidad de usamos el HCl (reactivo limitante, el que no

sobra)

Por cada mol de HCl se forma 1 mol de NaCl y un mol de agua. Como tenemos 0,025 moles de HCl se

formarán

0,025 moles de NaCl = 0,025·(23+35,5) = 1,4625 g de NaCl

En la mezcla tendremos 0,675 moles de NaOH y 0,025 moles de NaCl

Como vemos la disolución final no es neutra, queda NaOH sin reaccionar.

4. ¿Qué molaridad debe tener una disolución de 250 ml de tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno (ácido perclórico)

para neutralizar a 300 ml de hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, 0.6 M? La ecuación química es

HClO4 + Mg(OH)2 Mg(ClO4)2 + H2O

Solución

La ecuación ajustada queda

2 HClO4 + Mg(OH)2 Mg(ClO4)2 + 2 H2O

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Se necesitan 2 moles de ácido por cada mol de hidróxido de magnesio. El ejercicio nos dice la cantidad de

hidróxido que debe reaccionar: 300 mL de disolución 0,6 M contienen:

n = 0,300*0,6 = 0,18 moles de Mg(OH)2

Por proporciones definidas deducimos que necesitamos 0,18*2 = 0,36 moles de ácido (dedúcelo)

Estos moles deben estar en 250 mL de disolución, luego la molaridad pedida es

Molaridad del HClO4 = 0,36/0,250 = 1,44 M

5. Calcula el volumen de CO2 desprendido, a 25ºC y 740 mmHg, cuando se tratan 100 g de una caliza con un

70% de riqueza en carbonado de calcio, con 100 mL de HCl 0,5 M. El rendimiento de esta reacción es del

60%.

CaCO3 + HCl CO2 + CaCl2 + H2O

Solución

Ajustamos la ecuación y anotamos las proporciones

CaCO3 + 2 HCl CO2 + CaCl2 + H2O

1 mol 2 moles 1mol

El CO2 lo mantenemos en moles porque nos pide un volumen y del CaCl2 y del agua no nos pide nada.

Ya tenemos la proporción en que deben estar los reactivos, debemos comparar con lo que tenemos para

ver si hay reactivo limitante. Veamos que tenemos

Moles de HCl = 0,100 L · 0,5 moles/L = 0,05 moles de HCl

Masa de CaCO3 100 g de muestra con un 70% de riqueza, o sea 70% de 100 g = 70 g de CaCO3 que son

Moles de CaCO3 = 70/100 = 0,7 moles (masa molar del CaCO3 = 100 g/mol)

Por la ecuación sabemos que 0,7 moles de CaCO3 necesitan para reaccionar 2*0,7 = 1,4 moles de HCl,

como en realidad tenemos 0,05 moles de ácido quiere decir que el reactivo limitante es el HCl, es el que

está en menor cantidad. Trabajamos por tanto con las cantidades de HCl.

Según la ecuación por cada 2 moles de HCl se produce 1 mol de CO2, por tanto por 0,05 moles de ácido se

producirán 0,05/2 = 0,025 moles de CO2

Eso en teoría, como la reacción tiene un rendimiento del 60% en realidad se producen 60%*0,025 = 0,015

moles de CO2. Para saber el volumen ocupado a 740mmHg y 25ºC aplicamos la ecuación de los gases

V = n·R·T/p = 0,015*0,082*(273+25)/(740/760) = 0,38 L

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6. 10.- Dadas las entalpías estándar de formación: Hof [CO (g)] = –110,5 kJ/mol; ΔHo

f [CO2(g)] = –393,5

kJ/mol. Hallar la entalpía de la siguiente reacción:

CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)

Solución:

Vamos a deducirlo aplicando la ley de Hess. Las reacciones de partida son la formación de CO y del CO2

C + ½ O2 CO – 110,5 kJ

C + O2 CO2 – 393,5 kJ

Si invertimos la primera ecuación y sumamos

CO C + ½ O2 + 110,5 kJ

C + O2 CO2 – 393,5 kJ

Al sumarlas tenemos la reacción buscada

CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) (+ 110,5 kJ – 393,5 kJ)

La entalpía de esta reacción será - 283 kJ/mol Es pues una reacción exotérmica.

7. Calcular el calor de hidratación de la cal viva

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2 (s)

y el calor desprendido cuando se apaga, añadiendo suficiente cantidad de agua, una tonelada de cal viva.

Datos: Hf H2O(l) = -285,5 kJ/mol; Hf CaO(s) = -634,9 kJ/mol; Hf Ca(OH)2 = -985,6 kJ/mol. Masas

atómicas Ca = 40; O = 16.

Solución:

Tengo las entalpías de formación del agua, el CaO y el Ca(OH)2

H2 + ½ O2 H2O - 285,5 kJ invertimos H2O H2 + ½ O2 + 285,5 kJ

Ca + ½O2 CaO - 634,9 kJ invertimos CaO Ca + ½O2 + 634,9 kJ

Ca + H2 + O2 Ca(OH)2 - 985,6 kJ no cambia Ca + H2 + O2 Ca(OH)2 - 985,6 kJ

Sumamos las ecuaciones y tenemos

CaO + H2O Ca(OH)2 + (285,5 + 634,9 – 985,5)

La entalpía de la reacción será - 65.2 kJ/mol (exotérmica)

Para una tonelada de CaO ¿qué calor se desprende? Calculemos el número de moles en 1 Tn

Moles de CaO (masa molar 56g/mol) = 106g/56 = 1,78571·104 moles

Calor desprendido 1,78571·104 moles*65,2 kJ/mol = 1,164·106 kJ

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8. Para la fabricación industrial de ácido nítrico, la reacción de partida es la oxidación del amoniaco:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 6 H2O (g) + 4 NO (g).

Calcular la entalpía de esta reacción

Datos: Hf (kJ/mol): NH3: –46,2; H2O: –241,8; NO: +90,4

Solución

Aplicamos la ley de Hess. Reacciones de partida (las colocamos ya listas para sumarlas)

NH3 ½ N2 + 3/2 H2 + 46,2 kJ/mol

H2 + ½ O2 H2O - 241.8 kJ/mol

½ N2 + ½ O2 NO + 90,4 kJ/mol

Podemos ajustar los coeficientes a los de la reacción final

4 NH3 2 N2 + 6 H2 +46,2 kJ/mol * 4

6 H2 + 3 O2 6 H2O -241.8 kJ/mol*6

2N2 + 2O2 4 NO +90,4 kJ/mol*4

Al hacer la suma los H2 se pierden así como los N2 (por un lado se producen y por otro se consumen)

4 NH3 + 5 O2 6 H2O + 4 NO + (+46,2*4 - 241,8*6 + 90,4*4)

Entalpía de la reacción = - 904,4 kJ