Tema 14 : REACCIONES QUÍMICAS

04/20/23 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química - FyQ1º 1

Tema 14 : REACCIONES QUÍMICAS1.. Concepto de reacción química

2.. Ecuaciones químicas

3.. Tipos de reacciones químicas

4.. Cálculos estequiométricos

2.1. Significado cualitativo de una ecuación química

5.. El rendimiento en las reacciones químicas

2.2. Métodos de ajuste de ecuaciones químicas

2.3. Significado cuantitativo de una ecuación química

4.1. Cálculos con masas

4.2. Cálculos con volúmenes de gases en condiciones normales

4.3. Cálculos con volúmenes de gases en condiciones no normales

4.4. Cálculos con reactivo limitante

4.4. Cálculos con reactivos en disolución


+

REACTIVOS PRODUCTOS

Una sustancia Dos sustancias

Las mismas clases de átomos y la misma cantidad de cada uno de ellos. Solo se ha producido una redistribución de los átomos

La suma de las masas de estos átomos

La suma de las masas de estos átomos=

1.. Concepto de reacción química

Ya sabemos que una reacción química es un proceso en el que una o unas sustancias iniciales llamadas REACTIVOS se transforman en otra u otras sustancias finales llamadas PRODUCTOS


2.. Ecuaciones químicas

Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química, mediante las fórmulas de las sustancias que intervienen. Describe a la reacción química tanto cualitativa como cuantitativamente.

Por ejemplo sea la reacción:

El dióxido de disodio sólido con el agua líquida produce hidróxido de sodio en disolución acuosa con desprendimiento de gas oxígeno.

Esta reacción la podemos representar mediante la siguiente ecuación química:

Na2O2 (s) + H2O (ℓ) → NaOH (aq) + O2 (g)

Por ejemplo sea la reacción:

El hidróxido de aluminio y el ácido sulfúrico, ambos en disolución acuosa, reaccionan para dar sulfato de aluminio, que queda en disolución, y agua.

Al(OH)3 (aq) + H2SO4 (aq) → Al2(SO4)3 (aq) + H2O (ℓ)

Esta reacción la podemos representar mediante la siguiente ecuación química:


2.1. Significado cualitativo de una ecuación química

Al escribir una ecuación química es necesario seguir las siguientes normas:

• Representamos a las sustancias mediante sus fórmulas químicas, poniendo a la izquierda los reactivos y a la derecha los productos, separados por una flecha con sentido hacia la derecha. Si hubiera varios reactivos o varios productos se escriben las fórmulas separadas por signos + .

• Sólo escribiremos las fórmulas de las sustancias que intervienen propiamente en la reacción. No se hace constar, por ejemplo, el agua de disolución

• A veces se indica el estado físico de agregación de las sustancias, poniendo detrás de cada fórmula los símbolos ( s ) , ( ℓ ), ( g ) , ( aq ) según se hallen en estado sólido, líquido, gas o en disolución acuosa, respectivamente.

• En ocasiones se incluyen otros símbolos para indicar otras características del proceso:

• El símbolo Δ encima de la flecha significa calentamiento:

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)Δ

• Una flecha hacia arriba junto a un producto significa desprendimiento de un gas:

CaCO3 → CaO + CO2 ↑Δ

• Una flecha hacia abajo junto a un producto significa formación de un precipitado sólido:

Pb(NO3)2 + 2 NaI → PbI2 ↓ + 2 NaNO3


2.2. Métodos de ajuste de ecuaciones químicas

Decimos que una ecuación química está ajustada cuando el número de átomos de cada elemento que interviene en la reacción es el mismo en los reactivos que en los productos, es decir, a ambos lados de la flecha.

Según exige la ley de Lavoisier de la conservación de la masa, en los productos de toda reacción química tiene que haber las mismas clases de átomos y en el mismo número que en los reactivos.

Este curso, para ajustar las reacciones, podemos utilizar dos métodos:

a) Método de tanteo , para ecuaciones sencillas .b) Método de los coeficientes estequiométricos indeterminados o del sistema de ecuaciones

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) Ajustada

H2 (g) + O2 (g) → H2O (g) No ajustada

Ajustar una reacción es encontrar unos números (los coeficientes estequiométricos) que puestos DELANTE de la fórmula de cada una de las sustancias que intervienen consiguen que existan el mismo número de átomos a ambos lados de la flecha. No se pueden modificar los subíndices de las fórmulas.

El coeficiente 1 no se pone.

2 átomos de O 1 átomos de O


Método de tanteo : Es el método del ensayo-error. Vamos probando para cada clase de átomo hasta conseguir la reacción ajustada.

H2 + O2 → H2O

Se aconseja ir probando-ajustando por este orden: • Metales

• No Metales

• Hidrógeno

• OxígenoEjemplo:

• A ambos lados hay 2 átomos de hidrógeno. No hacemos nada

• A la izquierda hay 2 átomos de oxígeno y a la derecha 1. Ponemos un 2 delante de la fórmula del agua.

H2 + O2 → 2 H2O

• Pero como hemos puesto 2 moléculas de agua, ahora tenemos 4 átomos de hidrógeno a la derecha y sólo 2 a la izquierda. Tenemos que poner un 2 delante del hidrógeno

2 H2 + O2 → 2 H2O (Ajustada)

Nota: No se pueden modificar en ningún caso los subíndices de las fórmulas.


KClO3 → KCl + O2

• Ajustaremos primero el K (metal), después el Cl (no metal) y por último el O

• A ambos lados hay 1 átomo de potasio. No hacemos nada.

• A ambos lados hay 1 átomo de cloro. No hacemos nada.

• A la izquierda hay 3 átomos de oxígeno y a la derecha 2. En la sustancia donde existe un número impar (3) le ponemos un 2 y un 3 delante del oxígeno:

2 KClO3 → KCl + 3 O2

• Vemos que al poner el 2 hemos desajustado el K y el Cl. Ahora de ambos hay 2 a la izquierda y 1 a la derecha. Ponemos un 2 delante del KCl :

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 (Ajustada)

Otro ejemplo:



En primer lugar ajustamos el número de átomos de oxígeno, ya que solo aparecen una vez en cada miembro de la reacción. Como en los reactivos tenemos 4 átomos de oxígeno, y en los productos tan solo 1, multiplicamos por 4 delante del H2O:

N2H4 + N2O4 → N2 + H2O

N2H4 + N2O4 → N2 + 4 H20

Ahora vamos a ajustar el número de átomos de hidrógeno, ya que también aparecen solo una vez en cada miembro. Como en los reactivos tenemos 4 átomos de hidrógeno, y en los productos en este momento tenemos 8, multiplicamos por 2 delante del N2H4 :

2 N2H4 + N2O4 → N2 + 4 H2 0

Finalmente ajustamos el número de átomos de nitrógeno. En este instante tenemos 6 átomos en los reactivos y 2 en los productos, así que multiplicamos por 3 delante del N2 :

2 N2H4 + N2O4 → 3 N2 + 4 H20


Otro ejemplo:


La reacción está correctamente ajustada, ya que:

N.º de átomos

(reactivos)N.º de átomos(productos)

O 4 4

H 8 8

N 6 6



Método de los coeficientes estequiométricos indeterminados: se ponen unos coeficientes a, b , c , d, …… delante de cada sustancia y a partir de ellos, se establece un sistema de ecuaciones, con tantas ecuaciones como clases de átomos participan en la reacción. Se asigna un valor arbitrario (generalmente 1 ) a uno de los coeficientes y se resuelve la ecuación para calcular los otros.

Na2O2 + H2O → NaOH + O2 Ejemplo:

Ponemos los coeficientes indeterminados a , b , c y d.

a Na2O2 + b H2O → c NaOH + d O2

Planteamos las ecuaciones:

Para el Na: 2 a = cPara el O: 2 a + b = c + 2 d

Para el H: 2 b = c

Vemos que si hacemos a = 1 ; podemos calcular los otros coeficientes:

a = 1 En efecto:

De la 1ª ecuación : c = 2 a = 2 · 1 = 2 c = 2

De la 3ª ecuación :2

cb 2

12

b = 1

De la 2ª ecuación :2

2

a b cd

2 1 1 2 1

2 2

1

2d

Na2O2 + H2O → NaOH + O2

2 Na2O2 + 2 H2O → 4 NaOH + O2

Sustituimos en la ecuación química :


1

1

2

1

2

Multiplicamos por 2 para eliminar el coeficiente fraccionario :

1


Ajustar, por el método de tanteo, las siguientes

a) C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)435

Actividad 3 de la página 293:

ecuaciones químicas:

b) Na2CO3 (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + CO2 (g) + H2O (ℓ)22

c) PBr3 (s) + H2O (ℓ) → HBr (g) + H3PO3 (ℓ)33

d) CaO (s) + C (s) → CaC2 (s) + CO (g)3

e) H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) → BaSO4 (s) + HCl (aq)2

Applet que ajusta reacciones químicas


a) KClO3 (s) → KCl (s) + O2 (g)

Ajustar, por el método de los coeficientes indeterminadosActividad 4 de la página 293:las siguientes ecuaciones químicas:

a b c

Para el K: a = b

Para el Cl: a = b

Para el O: 3a = 2c

a = 1

b = 1

3 ac

2

3 1 3

2 2

3

c2

a) KClO3 (s) → KCl (s) + O2 (g)

1

1

3

2

a) KClO3 (s) → KCl (s) + O2 (g)2 2 3

▪ Multiplicamos toda la ecuación por 2 para conseguir coeficientes enteros:


b) HCl (aq) + Al (s) → AlCl3 ( aq) + H2 (g)

Para el H: a = 2d

▪ Ponemos los coeficientes indeterminados necesarios : a , b, c y d

HCl (aq) + Al (s) → AlCl3 ( aq) + H2 (g)

▪Escribimos una ecuación para cada uno de los elementos que aparecen en la reacción:

Para el Cl: a = 3c a = 1

a b c d

Para el Al: b = c

▪ Asignamos un valor a uno de los coeficientes. En este caso haremos a = 1.

▪ De la primera ecuación: a

d2

1

2

1d

2

▪ De la segunda ecuación: a

c3

1

3 1

c3

▪ De la tercera ecuación: b c 1

3

1b

3

HCl (aq) + Al (s) → AlCl3 ( aq) + H2 (g)

1

1

3

1

3

1

2

HCl (aq) + Al (s) → AlCl3 ( aq) + H2 (g)6 2 2 3



c) KOH (aq) + Cl2 (g) → KClO3 ( aq) + KCl (aq) + H2O (ℓ)

Para el K: a = c+d

▪ Ponemos los coeficientes indeterminados necesarios : a , b, c , d y e


Para el Cl: 2b = c +d

a = 1

a b c d

Para el O: a = 3c +e▪ Asignamos un valor a uno de los coeficientes. En este caso haremos a = 1.

▪ De la tercera ecuación: a

e2

1

2

1e

2

▪ De la segunda ecuación: a e

c3

11

23

1c

6

▪ De la primera ecuación: d a c 11

6

5d

6

1

5

6

1

6

1

2

6 3 1 5


KOH (aq) + Cl2 (g) → KClO3 ( aq) + KCl (aq) + H2O (ℓ)e

Para el H: a = 2e

1

6

5

6

▪ De la cuarta ecuación: c d

b2

1 5

6 62

1

2

KOH (aq) + Cl2 (g) → KClO3 ( aq) + KCl (aq) + H2O (ℓ)

1b

2

1

2

c) KOH (aq) + Cl2 (g) → KClO3 ( aq) + KCl (aq) + H2O (ℓ)3


d) HNO3 (aq) + Cu (s) → Cu(NO3)2 ( aq) + NO (g) + H2O (ℓ)

Para el H: a = 2e

▪ Ponemos los coeficientes indeterminados necesarios : a , b, c , d y e


Para el Cu: b = c

e = 1

a b c d

Para el N: a = 2c +d

▪ Asignamos un valor a uno de los coeficientes. En este caso haremos e = 1.

▪ De la primera ecuación: a 2e 2 1 2 a 2▪ De la segunda ecuación: 2c d a 2 3

c4

▪ De la tercera ecuación: 6c d 3a e 5

1d

2

1

1

2

3

4

2

8 3 3 2


e

Para el O: 3a = 6c +d + e

▪ De la cuarta ecuación: 3

b c4

3b

4

3

4

4

HNO3 (aq) + Cu (s) → Cu(NO3)2 ( aq) + NO (g) + H2O (ℓ)




e) H2S (g) + O2 (g) → SO2 ( g) + H2O (g)

Para el H: 2a = 2d

▪ Ponemos los coeficientes indeterminados necesarios : a , b, c y d


a = 1

a b c d

Para el S: a = c ▪ Asignamos un valor a uno de los coeficientes. En este caso haremos a igual a 1.

▪ De la primera ecuación: 2a

d2

a d 1

▪ De la segunda ecuación: c a 1 c 1

▪ De la tercera ecuación: 2c d 2 1 1 3

b2 2 2

1

1

1

2 3 2 2


Para el O: 2b = 2c +d

H2S (g) + O2 (g) → SO2 ( g) + H2O (g)

H2S (g) + O2 (g) → SO2 ( g) + H2O (g)

H2S (g) + O2 (g) → SO2 ( g) + H2O (g)

1

3b

23

2


2.3. Significado cuantitativo de una ecuación química

A partir de las ecuaciones químicas ajustadas, podemos obtener información sobre la proporción en la que intervienen las distintas sustancias que participan en ellas, tanto si son reactivos como si son productos de la reacción.

Toda ecuación química puede ser interpretada en términos:• Atómico-moleculares.• Molares.

Veamos la ecuación de formación del agua a partir del hidrógeno y del oxígeno:

2 H2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 H2O ( g ) • Interpretación Atómico-molecular:

2 moléculas de hidrógeno se combinan con 1 molécula de oxígeno para dar 2 moléculas de agua

• Interpretación molar:

Si multiplicamos todos los términos de la ecuación por el número de Avogadro:

2 · 6,022 · 1023 H2 ( g ) + 6,022 · 1023 O2 ( g ) → 2 · 6,022 · 1023 H2O ( g )

2 moles de hidrógeno se combinan con 1 mol de oxígeno para dar 2 moles de agua

4 g de hidrógeno se combinan con 32 g de oxígeno para dar 36 g de agua

2 volúmenes de hidrógeno se combinan con 1 volumen de oxígeno para dar 2 volúmenes de agua

2 · 22,4 L de hidrógeno se combinan con 22,4 L de oxígeno para dar 2 · 22,4 L de agua

( Todos los volúmenes en las mismas condiciones de presión y temperatura )

( Todos los volúmenes en condiciones normales : 1 atm y O°C )

4 u de hidrógeno se combinan con 32 u de oxígeno para dar 36 u de agua

Para las sustancias que estén en estado gaseoso:

44,8 L de hidrógeno se combinan con 22,4 L de oxígeno para dar 44,8 L de agua


2 H2O (g) + CH4 (g) → 4 H2 (g) + CO2 (g)

2 moléculas de agua reaccionan con 1 molécula de metano para dar 4 moléculas de hidrógeno y 1 molécula de dióxido de carbono

36 u de agua se combinan con 16 u de metano para dar 8 u de hidrógeno y 44 u de dióxido de carbono 4 · 2 u de hidrógeno 2 · 18 u de agua 1 · 16 u de metano 1 · 44 u de dióxido de carbono

• Interpretación Atómico-molecular:


2 moles de agua se combinan con 1 mol de metano para dar 4 moles de hidrógeno y 1 mol de dióxido de carbono

2 vol de agua (g) se combinan con 1 vol de metano (g) para dar 4 vol de hidrógeno (g) y 1 vol de dióxido de carbono (g) ( Todos los volúmenes medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura )

2 · 22,4 L de agua (g) se combinan con 1· 22,4 L de metano (g) para dar 4 · 22,4 L de hidrógeno (g) y 1 · 22,4 L de dióxido de

dióxido de carbono (g)

( Todos los volúmenes medidos en condiciones normales : p = 1 atm y T=273 K )

44,8 L de agua (g) se combinan con 22,4 L de metano (g) para dar 89,6 L de hidrógeno (g) y 22,4 L de


de carbono (g)

36 g de agua se combinan con 16 g de metano para dar 8 g de hidrógeno y 44 g de dióxido de carbono



2 Fe (s ) + 3 H2O (g) → Fe2O3 (s) + 3 H2 (g)

2 átomos de hierro reaccionan con 3 moléculas de agua para dar 1 molécula de óxido de hierro (III) y 3 moléculas de hidrógeno

112 u de hierro se unen con 54 u de agua para dar 160 u de óxido de hierro (III) y 6 u de hidrógeno 1 · 160 u de óxido de hierro (III) 2 · 56 u de hierro 3 · 18 u de agua 3 · 2 u de hidrógeno

• Interpretación Atómico-molecular:


2 moles de hierro se combinan con 3 moles de agua para dar 1 mol de óxido de hierro (III) y 3 moles de hidrógeno

3 vol de agua (g) 3 vol de hidrógeno (g)

( Todos los volúmenes medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura )

3 · 22,4 L de agua (g) 3 · 22,4 L de hidrógeno (g)


67,2 L de agua (g) 67,2 L de hidrógeno (g)


112 g de hierro se unen con 54 g de agua para dar 160 g de óxido de hierro (III) y 6 g de hidrógeno



3.. Tipos de reacciones químicas

El trióxido de azufre reacciona con el agua para formar ácido sulfúrico

A + B → AB

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

H2O (ℓ) + SO3 (g) → H2SO4 (ℓ)

Dos o más sustancias se unen para formar una sola sustancia producto:

Algunos ejemplos de reacciones de síntesis son: el hidrógeno y el oxígeno se unen para formar agua

• REACCIONES DE SINTESIS

• REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN (También llamadas DE ANÁLISIS)

Un sustancia reactivo se descompone en otras más sencillas :

XZ → X + Z

Son ejemplos de reacciones de descomposición: la descomposición mediante calor del clorato de potasio en cloruro de potasio y oxígeno

2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g)

Y la descomposición térmica del hidrogenocarbonato de sodio en carbonato de sodio, agua y dióxido de carbono

6 NaHCO3 (g) → 3 Na2CO3 (aq) + 3 H2O (ℓ) + 3 CO2 (g)

Δ

Δ


• REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO También llamadas DE SIMPLE INTERCAMBIO O SUSTITUCIÓN

2 AgNO3 (aq) + Cu (s) → Cu(NO3)2 (aq) + 2 Ag (s)

2 KI (aq) + Cl2 (g) → 2 KCl (aq) + I2 (s)

También es posible desplazar a un anión como el ión yoduro:

• REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTOTambién llamadas DE DOBLE INTERCAMBIO O SUSTITUCIÓN

Añadimos una pieza de cobre a una disolución de nitrato de plata. La disolución toma un color azul y el cobre desaparece. Al mismo tiempo aparece un sólido, la plata.

En estas reacciones un elemento desaloja a otro de un compuesto y ocupa su lugar.

AgNO3 (aq) + KCl (aq) → AgCl (s) + KNO3 (aq)

En estas reacciones los átomos o iones de dos sustancias que reaccionan intercambian sus posiciones en dichas sustancias:

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

Algunos ejemplos son: la reacción que se produce cuando ponemos en contacto dos disoluciones de nitrato de plata y cloruro de potasio:

La reacción de neutralización de un ácido y una base:

AB + C → AC + B

AB+CD → AC + BD


SÍNTESIS

SO3 + H2O → H2SO4 SÍNTESIS

Pb(NO3)2 + 2 NaI → PbI2 ↓ + 2 NaNO3 DOBLE DESPLAZAMIENTO

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + 2 HF

CaCO3 → CaO + CO2 DESCOMPOSICIÓN

NH3 + H2O → NH4OH

1. Trióxido de azufre y agua reaccionan para formar ácido sulfúrico

2. Nitrato de plomo (II) y yoduro de sodio reaccionan pata dar yoduro de plomo (II) y nitrato de sodio

3. Fluoruro de calcio y ácido sulfúrico dan sulfato de calcio y ácido fluorhídrico

4. Por la acción del calor, el carbonato de calcio se transforma en óxido de calcio y dióxido de carbono

5. El gas amoniaco cuando es liberado dentro del agua se transforma en hidróxido de amonio

DOBLE DESPLAZAMIENTO

Actividad:Escribe la ecuación química ajustada correspondiente e indica el tipo de reacción:


S + O2 → SO2

2 NaOH + H2CO3 → Na2CO3 + 2 H2ODOBLE DESPLAZAMIENTO O NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO-BASE

2 ZnS + O2 → 2 ZnO + 2 S DESPLAZAMIENTO

Li2O + H2O → 2 LiOH SÍNTESIS

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → 6 H2O + Al2(SO4)3

SÍNTESIS

DOBLE DESPLAZAMIENTO

6. El hidróxido de sodio neutraliza al ácido carbónico para dar carbonato de sodio y agua

7. Reacciona el sulfuro de cinc transformándose en óxido de cinc y azufre

8. El óxido de litio con el agua para dar hidróxido de litio

9. El hidróxido de aluminio neutraliza al ácido sulfúrico para dar agua y sulfato de aluminio.

10. El azufre arde con el oxígeno para dar dióxido de azufre.


Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 3 CaSO4 + 2 H3PO4

Ba(OH)2 + H2SO4 → 2 H2O + BaSO4

DOUBLE REPLACEMENT OR ACID-BASE NEUTRALIZATION

Al2(SO4)3 + Ca(OH)2 → 2 Al(OH)3 ↓ + 3 CaSO4 ↓ DOUBLE REPLACEMENT (BOTH calcium sulfate and aluminum hydroxide are precipitates.)

Cu + 2AgNO3 → 2Ag + Cu(NO3)2 CATIONIC SINGLE REPLACEMENT

2Na + Cl2 → 2 NaCl SYNTHESIS

DOUBLE REPLACEMENT

11. barium hydroxide and sulfuric acid make water and barium sulfate.

12. aluminum sulfate and calcium hydroxide become aluminum hydroxide and calcium sulfate.

13. copper metal and silver nitrate react to form silver metal and copper II nitrate.

14. sodium metal and chlorine react to make sodium chloride.

15. calcium phosphate and sulfuric acid make calcium sulfate and phosphoric acid.


H3(PO4) + 3 NaOH → Na3PO4 + 3 H2ODOUBLE REPLACEMENT (NEUTRALIZATION)

C3H8 + 5 O2 → 4 H2O + 3 CO2 BURNING OF A HYDROCARBON

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu CATIONIC SINGLE REPLACEMENT

H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 CATIONIC SINGLE REPLACEMENT

HC2H3O2 ↔ H+ + (C2H3O2)–

IONIZATION (NOTICE THAT IT IS REVERSIBLE)

16. phosphoric acid plus sodium hydroxide to make sodium phosphate and water.

17. propane burns (with oxygen)

18. zinc and copper II sulfate yield zinc sulfate and copper metal

19. sulfuric acid reacts with zinc

20. acetic acid ionizes.


ANIONIC SINGLE REPLACEMENT

3 CaO + 2 Al → Al2O3 + 3 Ca

CATIONIC SINGLE REPLACEMENT

Cl2 + 2 NaBr → 2 NaCl + Br2

21. steam methane to get hydrogen and carbon dioxide

22. calcium oxide and aluminum make aluminum oxide and calcium

23. chlorine gas and sodium bromide yield sodium chloride and bromine

2 H2O + CH4 → 4 H2 + CO2

DOUBLE REPLACEMENT


4.. Cálculos estequiométricosLa estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.

C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 4 H2O (g) + 3 CO2 (g)1 5 4 3

Sea la reacción:

Coeficientes estequiométricos:

Estos números nos dan la estequiometría de la reacción, esto es, la proporción en la que se encuentran las sustancias que intervienen en esta reacción, tanto en masa ( gramos o moles) como en volumen( si son sustancias en estado de gas)

Llamamos cáculos estequiométricos a las operaciones que utilizan la estequiometría de una reacción química para calcular la cantidad de una de las sustancias (reactivo o producto) que interviene en la reaccióna partir de una cantidad conocida de otra.

Estas cantidades pueden estar expresadas en unidades de masa o de volumen o en moles.


4.2. Cálculos con volúmenes de gases




Escribir la ecuación química ajustada

Pasar los datos a cantidad de sustancia (moles) n

Si es masa

molar

masan

M p V

nR T

Si es volumen de un gas

Si es volumen de una disolución

n M V

DATOS (expresados en moles)

Molaridad · Volumen ( en Litros)

RESULTADOS (expresados en moles)

Mediante la proporción estequiométrica de la reacción

Expresamos los resultados en las magnitudes que nos interese (masa o volumen)

Frecuentemente hay un único dato y un único resultado

Si es masa

molarmasa n M n R TV

p

Si es volumen de un gas

Si es volumen de una disolución

nV

M

Molaridad

ALGORITMO PARA RESOLVER LOS EJERCICIOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Frecuentemente hay un único dato y un único resultado



En la reacción: CaO + Al → Al2O3 + Ca (sin ajustar) Calcular la cantidad de óxido de aluminio que se puede obtener con 96 g de CaO.

Datos: Ar (Ca) = 40 u; Ar (O) = 16 u; Ar (Al) = 27 u;

1..Escribimos la ecuación química ajustada: CaO + Al → Al2O3 + Ca 2..Calculamos las masas molares de las sustancias que intervienen en nuestro ejercicio:

Ca = 40 u · 1 = 40 u

O = 16 u · 1 = 16 u

56 u

3 3 2

; 56 g /mol

Al = 27 u · 2 = 54 u

O = 16 u · 3 = 48 u

102 u ; 102 g/mol

3.. Calculamos la masa de Al2O3 que se puede obtener con 96 g de CaO :

96 g CaO

Dato de partida

. 56 g CaO

1 mol CaO

Conversión de g de CaO a moles de CaO

. 3 mol CaO

1 mol Al2O3

Relación molar entre el CaO y el Al2O3 en la reacción.

. 1 mol Al2O3

102 g Al2O3

Conversión de moles de Al2O3 en g de Al2O3.

=96 ·1 ·1 ·102

56 ·3 ·1 = 58,3 g Al2 O3

Se trata de ejercicios en los que nos piden que averigüemos la masa de un reactivo o de un producto de una reacción, a partir de la masa de otro reactivo o producto, que nos proporcionan como dato del problema, basándonos para dicho cálculo en la estequiometría de la reacción.

Partimos siempre de la ecuación química ajustada y debemos conocer las masas atómicas de los elementos que forman las sustancias que intervienen en el cálculo.


4.1. Cálculos con masas (Cont. I)

En la reacción: CaO + Al → Al2O3 + Ca (sin ajustar) Calcular la cantidad de óxido de aluminio que se puede obtener con 96 g de CaO.

Datos: Ar (Ca) = 40 u; Ar (O) = 16 u; Ar (Al) = 27 u;

1..Escribimos la ecuación química ajustada: CaO + Al → Al2O3 + Ca 2..Calculamos las masas molares de las sustancias que intervienen en nuestro ejercicio:

Ca = 40 u · 1 = 40 uO = 16 u · 1 = 16 u

56 u

3 3 2

; 56 g /mol

Al = 27 u · 2 = 54 u

O = 16 u · 3 = 48 u

102 u ; 102 g/mol 3.. Completamos la tabla:

4.. Calculamos la masa de Al2O3 que se

56 g

3

·

102 g

168 g 102 g

96 g CaO 2 3102 g Al O

168 g CaO 2 358,3 g Al O

puede obtener con 96g de CaO :

También podemos resolver el ejercicio anterior de la manera siguiente:

96 g x g


4.1. Cálculos con masas (Cont.II)

En la reacción: Mg(OH)2 + HI → MgI2 + H2O (sin ajustar) Calcular la cantidad de hidróxido de magnesio que reaccionrá con 104 g de HI.

Datos: Ar (Mg) = 24,3 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u; Ar (I) = 127 u ;

1..Escribimos la ecuación química ajustada: Mg(OH)2 + HI → MgI2 + H2O

2..Calculamos las masas molares de las sustancias que intervienen en nuestro ejercicio:

Mg = 24,3 u · 1 = 24,3 u

O = 16 u · 2 = 32 u

58,3 u

2 2

; 58,3 g /mol

I = 127 u · 1 = 127 u

H = 1 u · 1 = 1 u

128 u ; 128 g/mol

3.. Calculamos la masa de Mg(OH)2 que reaccionará con 124 g de yoduro de hidrógeno HI :

104 g HI

Dato de partida

. 128 g HI

1 mol HI

Conversión de g de HI a moles de HI

. 2 mol HI

1 mol Mg(OH)2

Relación molar entre el HI y el Mg(OH)2 en la reacción.

. 1 mol Mg(OH)2

58,3 g Mg(OH)2

Conversión de moles de Mg(OH)2 en g de Mg(OH)2

=104 ·1 ·1 ·58,3128 ·2

·1

= 23,7 g Mg(OH)2

H = 1 u · 2 = 2 u


4.1. Cálculos con masas (Cont. III)

En la reacción: Mg(OH)2 + HI → MgI2 + H2O (sin ajustar) Calcular la cantidad de hidróxido de magnesio que reaccionrá con 104 g de HI.

Datos: Ar (Mg) = 24,3 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u; Ar (I) = 127 u ;

1..Escribimos la ecuación química ajustada: Mg(OH)2 + HI → MgI2 + H2O2..Calculamos las masas molares de las sustancias que intervienen en nuestro ejercicio:

Mg = 24,3 u · 1 =24,3 u

O = 16 u · 2 = 32 u

58,3 u

2 2

; 58,3 g /mol

H = 1 u · 1 = 1 u

I = 127 u · 1 = 127 u

128 u ; 128 g/mol

3.. Completamos la tabla:

4.. Calculamos la masa de Mg(OH)2 que se

58,3 g

·

128 g

58,3 g 256 g

104 g HI 258,3 g Mg(OH)

256 g HI 223,7 g Mg(OH)

puede obtener con 104g de HI :

H = 1 u · 2 = 2 u

2

Los ejercicios 9 al 12 de la página 297, y el 41, 42, 43 apartado b de la página 311 son iguales que estos.

104 gx g


Actividad 1 El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio produciendo sulfato de sodio y cloruro de hidrógeno gas. Calcular cuántos gramos de cloruro de hidrógeno se pueden obtener a partir de 46,0 g de NaCl.

Datos: masa (NaCl) = 46,0 g Ar (Na) = 23 u ; Ar (Cl) =35,5 u Ar (H) = 1 u

H2SO4 (aq) + NaCl (aq) → Na2SO4 (aq) + HCl (g)

▪ Escribimos la reacción ajustada:

2 2

▪ Las masas molares de las sustancias que intervienen en el problema son:

M (NaCl ) = 58,5 g/mol; M (HCl) = 36,5 g/mol ;

▪ Calculamos la masa de HCl que se formará a partir de los 46 g de NaCl :

46 g NaCl1 mol NaCl

58,5 g NaCl

2 mol HCl

2 mol NaCl36,5 g HCl

1 mol HCl

46 1 2 36,528,7 g HCl

58,5 2 1

Na = 23 u ·1= 23

Cl = 35,5 u ·1= 35,5

58,5 u

H = 1 u ·1= 1

Cl = 35,5 u ·1= 35,5

36,5 u

VER VER VER

Dato de partida

Conversión de g de NaCl en moles de NaCl

Relación molar entre NaCl y HCl en la reacción

Conversión de moles de HCl en g de HCl


Actividad 2 En la reacción anterior, calcular cuántos moles de ácido sulfúrico se necesitan si queremos obtener 500,0 g de cloruro de hidrógeno.

Datos: masa (HCl) = 500,0 g Ar (Cl) =35,5 u Ar (H) = 1 u

H2SO4 (aq) + NaCl (aq) → Na2SO4 (aq) + HCl (g) ▪ La ecuación anterior era:

2 2

▪ Las masas molares de las sustancias que intervienen en el problema son:

M (HCl) = 36,5 g/mol ;

▪ Calculamos los moles de de H2SO4 que se necesitan paratobtener 500 g de HCl :

500 g HCl1 mol HCl

36,5 g HCl

2 41 mol H SO

2 mol HCl 500 1 1

36,5 2

H = 1 u ·1= 1

Cl = 35,5 u ·1= 35,5

36,5 u

No necesitamos calcular la masa molar del ácido sulfúrico ( la otra sustancia implicada en nuestro problema) ya que sólo

debemos calcular los moles, no los gramos (masa)

2 46,85 mol H SO

VER VER

Dato de partida




4.2. Cálculos con volúmenes de gases (en condiciones normales)

Ver los ejercicios 13 al 16 de la página 299, y el 43 y 44 de la página 311

Ahora vamos a ver los ejercicios basados en cálculos estequiométricos para averiguar el volumen ( no la masa, como en los casos anteriores) de un reactivo o producto, conocida la masa o el volumen de otro (reactivo o producto).

Empezaremos viendo los casos en los que el volumen o los volúmenes que intervienen en el cálculo estarán todos expresados en condiciones normales , esto es, 1 atm de presión y 0 °C ( 273 K ).

Sabemos que en estas condiciones, un mol de cualquier gas, ocupa un volumen de 22,4 L (Volumen molar normal , unidad 10)

Es imprescindible que los reactivos o productos a los que nos referimos en el párrafo anterior se encuentren en estado de gas.

A veces, la presión nos viene dada en mm de Hg (milímetros de mercurio).

1atm = 760 mm de Hg = 101.300 Pa (pascales)

740 mm de Hg1 atm

760 mm de Hg· = 0,97 atm

¿Cómo se expresa 740 mm Hg en atm ?

Recordar que la temperatura absoluta T ( en kelvin) se obtiene sumándole 273 a la temperatura centígrada t ( en °C)

T = t + 273

h= 76 cm = 760 mmatmósfera

vacio

mercurio


En la reacción: FeO + H2 O → Fe2O3 + H2 (g) (sin ajustar) Calcular el volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, que se puede obtener con 125 g de FeO.

Datos: Ar (Fe) = 56 u; Ar (O) = 16 u;

1..Escribimos la ecuación química ajustada: FeO + H2 O → Fe2O3 + H2

2..Calculamos las masas molares de las sustancias que intervienen en nuestro ejercicio:

Fe = 56 u · 1 = 56 u

O = 16 u · 1 = 16 u

72 u

2

; 72 g /mol

No es necesario calcular la masa molar del H , ya que nos piden su volumen. Basta con saber su volumen molar en c.n.: 22,4 L/mol

3.. Calculamos el volumen de H2 que se puede obtener con 125 g de FeO :

125 g FeO

Dato de partida

. 72 g FeO

1 mol FeO

Conversión de g de FeO a moles de FeO

. 2 mol FeO

1 mol H2

Relación molar entre el FeO y el H2 en la reacción.

. 1 mol H2

22,4 L H2

Conversión de moles de H2 en L de H2

=125 ·1 ·1 ·22,472 ·2 ·1

= 19,4 L H2

4.2. Cálculos con volúmenes de gases (en condiciones normales) Cont.I


En la reacción: FeO + H2 O → Fe2O3 + H2 (g) (sin ajustar) Calcular el volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, que se puede obtener con 125 g de FeO.

Datos: Ar (Fe) = 56 u; Ar (O) = 16 u;

1..Escribimos la ecuación química ajustada: FeO + H2 O → Fe2O3 + H2 2

4.2. Cálculos con volúmenes de gases (en condiciones normales) Cont.II

2..Obtenemos las masa/volumen molar de las

Fe = 56 u · 1 = 56 uO = 16 u · 1 = 16 u

72 u ; 72 g /mol

Vmolar normal (H2 )= 22,4 L/mol


4.. Calculamos el volumen de H2 que se

72 g

·

22 4 L,

144 g 22,4 L

125 g FeO 222,4 L H

144 g FeO 219,4 L H

puede obtener con 125 g de FeO :

2


sustancias que intervienen en nuestro ejercicio:

125 g x L


En la reacción de combustión del propano:

C3H8 + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (sin ajustar) Calcular el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que se consume cuando se producen 212 L de CO2 , también medidos en condiciones normales.

1..Escribimos la ecuación química ajustada: C3H8 + O2 → CO2 + H2O 3

2.. Calculamos el volumen de O2 , en c.n., que se consume cuando se producen 212 L de CO , en c.n., recordando que en

2212 L CO

Dato de partida

. 22,4 L CO2

1 mol CO2

Conversión de L de CO2 a moles de CO2

. 3 mol CO2

5 mol O2

Relación molar entre el CO2 y el O2 en la reacción.

. 1 mol O2

22,4 L O2

Conversión de moles de O2 en L de O2

=212 ·1 ·5 ·22,422,4 ·3 ·1

= 353,3 L O2

Actividad 3

4 5

condiciones normales (1 atm, 273 K) un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L de volumen :


2..Conocemos el volumen molar normal de las

Vmolar normal (O2) = 22,4 L/mol

Vmolar normal (CO2 ) = 22,4 L/mol


4.. Calculamos el volumen de O2 que se

22,4 L

·

22 4 L,

2212 L CO 2

2

5 22,4 L O

3 22,4 L CO

2353,3 L Opuede obtener con 212 L de CO2 :


sustancias que intervienen en nuestro ejercicio:

En la reacción de combustión del propano:

C3H8 + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (sin ajustar) Calcular el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que se consume cuando se producen 212 L de CO2 , también medidos en condiciones normales.

Actividad 3 (Cont.)

1..Escribimos la ecuación química ajustada: C3H8 + O2 → CO2 + H2O 3 4 55 3

·

212 Lx L


Actividad 4 Cuando el carbonato de calcio reacciona con el ácido clorhídrico se obtienen cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. ¿Qué volumen de dióxido de carbono, en condiciones normales, se formará cuando reaccionan totalmente 250,0 de carbonato?.

Datos: masa (CaCO3 ) = 250,0 g Ar (Ca) = 40 u ; Ar (C) =12 u Ar (O) = 16 u

CaCO3 (s) + HCl (aq) → CaCl2 (s) + CO2 (g) + H2O (ℓ)

▪ Escribimos la reacción ajustada:

2 ▪ Las masas molares de las sustancias que intervienen en el problema son:

M (CaCO3 ) = 100 g/mol;

▪ Calculamos el volumen de CO2 que se formará a partir de los 250 g de CaCO3 :

3250 g CaCO31 mol CaCO

3100 g CaCO

21 mol CO

31 mol CaCO2

2

22,4 L CO

1 mol CO

256 L CO

Ca = 40 u · 1 = 40

C = 12 u · 1 = 12

100 u

O = 16 u · 3 = 48

Debemos saber que 1 mol de cualquier gas ocupa , en condiciones normales, un volumen de 22,4 L

VER VER VER

Dato de partida

Conversión de g de CaCO3 en moles de CaCO3

Relación molar entre CaCO3 y CO2 en la reacción

Conversión de moles de CO2 en L de CO2


4.2. Cálculos con volúmenes de gases (en condiciones no normales)

Ver los ejercicios 17 al 24 de la página 301, y el 45, 46 y 47 de la página 311

Para determinar el volumen de un gas en unas condiciones determinadas ( distintas de las normales) utilizamos la ecuación de estado de los gases ideales de la unidad 10:

p V n R T

0 082

atm LR ,

K mol

En estos ejercicios debemos hallar el volumen de un reactivo o producto de una reacción, conocida la masa o el volumen de otro (reactivo o producto), basándonos en la estequiometría de la reacción, como hicimos anteriormente, pero los volúmenes pueden estar medidos en condiciones distintas de las normales.

p = presión en atm V = volumen en Ln = cantidad de sustancia en moles

(Constante de los gases)

T = temperatura absoluta en K

¿Qué volumen ocupan 2 moles de O2 medidos a 1,5 atm y 10 °C?

Aplicamos la ecuación anterior, despejando el volumen: T = t + 273 =10 + 273 = 283 K

n R TV

p

atm L2 mol 0,082 283 K

K mol1,5 atm

230,94 L O

¿Cuántos moles hay en un volumen de 22,4 L de CO2 , medidos a 2 atm y 27 °C

T = t + 273 =27 + 273 = 300 K

Aplicamos la ecuación anterior, despejando el nº de moles n:

p Vn

R T

2 atm 22,4 L

atm L0,082 300 K

K mol

21,82 mol CO


Actividad 5 Cuando el carbonato de calcio reacciona con el ácido clorhídrico se obtienen cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. ¿Qué volumen de dióxido de carbono, medidos a 18°C y 1,2 atm, se formará cuando reaccionan totalmente 250,0 de carbonato?.

Datos: masa (CaCO3 ) = 250,0 g Ar (Ca) = 40 u ; Ar (C) =12 u Ar (O) = 16 u

CaCO3 (s) + HCl (aq) → CaCl2 (s) + CO2 (g) + H2O (ℓ) ▪ Escribimos la reacción ajustada:

2 ▪ Las masas molares de las sustancias que intervienen en el problema son:

M (CaCO3 ) = 100 g/mol;

▪ Calculamos los moles de CO2 que se formará a partir de los 250 g de CaCO3 :


3100 g CaCO

Dato de partida



2

3

1 mol CO

1 mol CaCO

22,5 mol CO

Ca = 40 u · 1 = 40C = 12 u · 1 = 12

100 u

O = 16 u · 3 = 48

▪ Finalmente pasamos estos moles a litros en las condiciones de presión y temperatura indicadas.

n R TV

p

n= 2,5 molT= 18 + 273 = 291 Kp= 1,2 atm

0 082

atm LR ,

K mol

0 082

atm LR ,

K mol

2,5 0,082 291

1,2

249,7 L CO



Supongamos que estamos preparando el almuerzo para un grupo de escolares: un bocadillo de jamón y queso. Para preparar un bocadillo necesitaremos dos rebanadas de pan de molde, una loncha de jamón y otra de queso. Hay 45 rebanadas de pan, 25 lonchas de queso y 19 de jamón. Podremos preparar 19 bocadillos de jamón y queso y ni uno más porque no hay más jamón. Decimos entonces que el jamón es el ingrediente limitante del número de bocadillos preparados.

En una reacción química la situación es similar: una vez se haya consumido uno de los reactivos la reacción se para.

Así, si queremos obtener agua a partir de 10 moles de hidrógeno y 7 moles de oxígeno, cómo la estequiometría de la reacción es que 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para dar 2 moles de agua, una vez haya reaccionado todo el hidrógeno nos quedarán dos moles de O2 sin reaccionar y se habrán obtenido 10 moles de agua.

2 H2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 H2O ( ℓ )

Al reactivo que se ha consumido en su totalidad en una reacción química se le denomina reactivo limitante, ya que limita la cantidad de producto formado. Así en el ejemplo anterior el hidrógeno era el reactivo limitante, ya que con los 7 moles de oxígeno podríamos haber obtenido 14 moles de agua.

Ver los ejercicios 25 al 28 de la página 302, y el 49 de la página 311

Al resto de reactivos, presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante, se les denomina reactivos en exceso.


¿Cómo operar para conocer cuál es el reactivo limitante de una reacción? Calculando los moles de producto que se obtienen con cada reactivo, suponiendo que el resto de reactivos están en cantidad suficiente. Aquel reactivo que nos dé el menor número potencial de moles de producto es el reactivo limitante.

Considere la siguiente reacción:

2 NH3 (g) + CO2 (g) (NH2)2CO (aq) + H2O (ℓ)

Suponga que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

1. Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:

2. Ahora vemos en la ecuación química la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:

33 3

3

1 mol NH637,2 g NH 37,42 mol NH

17 g NH

22 2

2

1 mol CO1142 g CO 25,95 mol CO

44 g CO

El reactivo limitante es el NH3 ya que según la reacción se necesita el doble de moles de NH3 que de CO2

REACTIVO LIMITANTE

REACTIVO EN EXCESO

(Se agotarán los 637,2 g)

(Sobrarán parte de los 1142 g)


▪ a partir de 2 moles de NH3 se obtiene1 mol de(NH2)2CO

▪ a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

3. Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad:

4. Comprobamos de nuevo que el reactivo limitante es el (NH3) pues con él obtenemos menos cantidad de producto (como máximo 18.7 moles de urea).

5. Y ahora hacemos la conversión a gramos:

2 23 2 2

3

1 mol (NH ) CO37,42 mol NH 18,7 mol (NH ) CO

2 mol NH

2 22 2 2

2

1 mol (NH ) CO25,95 mol CO 25,95 mol (NH ) CO

1 mol CO

2 22 2 2 2

2 2

60 g (NH ) CO18,7 mol (NH ) CO 1122 g (NH ) CO

1 mol (NH ) CO

04/20/23 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química - FyQ1º 4604/20/23 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química - FyQ1º 46

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + HF (sin ajustar) Actividad 6

Hacemos reaccionar 58 g de fluoruro de calcio con 69 g de ácido sulfúrico, según la reacción:

2

Calcular la cantidad de fluoruro de hidrógeno obtenida.

1.. Ajustamos la reacción: CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + HF

3.. Debemos calcular cuál de los dos reactivos (58 g CaF2 o 69 g H2SO4 ) es el limitante ( limita la producción de HF ).

2.. Calculamos la masa molar de las sustancias que intervienen en el ejercicio:Ca = 40 u · 1 = 40 uF = 19 u · 2 = 38 u

78 u ; 78 g/mol

H = 1 u · 2 = 2 uS = 32 u · 1 = 32 u

98 u ; 98 g/mol O = 16 u · 4 = 64 u

H = 1 u · 1 = 1 uF = 19 u · 1 = 19 u

20 u ; 20 g/mol

Para ello, calculamos los moles de HF que, por separado, obtendríamos con cada uno de ellos:

258 g CaF

Dato de partida

. 78 g CaF2

1 mol CaF2

Conversión de g de CaF2 a moles de CaF2

. 1 mol CaF2

Relación molar entre el CaF2 y el HF en la reacción.

2 mol HF= 1,49 mol HF

2 469 g H SO

Dato de partida

. 98 g H2SO4

1 mol H2SO4

Conversión de g de H2SO4 a moles de H2SO4

. 1 mol H2SO4

Relación molar entre el H2SO4 y el HF en la reacción.

2 mol HF= 1,41 mol HF

REACTIVO LIMITANTE

20 g HF

1 mol HF·

Conversión de moles de HF en g de HF

= 28,2 g HF

Datos: Ar (Ca) = 40 u; Ar (F) = 19 u; Ar (H) = 1 u; Ar (S) = 32 u; Ar (O) = 16 u;

REACTIVO EN EXCESO

04/20/23 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química - FyQ1º 4704/20/23 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química - FyQ1º 47

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + HF (sin ajustar) Actividad 7

Hacemos reaccionar 33 g de fluoruro de calcio con 50 g de ácido sulfúrico, según la reacción:

2

¿Cuál es el reactivo que está en exceso? ¿Qué cantidad sobra de ese reactivo?

1.. Ajustamos la reacción: CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + HF

3.. Como según la estequiometría de la reacción deben reaccionar en la proporción:1 mol de CaF 2 con 1 mol de H2SO4 ,calculamos

2.. Calculamos la masa molar de las sustancias que intervienen en el ejercicio:Ca = 40 u · 1 = 40 uF = 19 u · 2 = 38 u

78 u ; 78 g/mol

H = 1 u · 2 = 2 uS = 32 u · 1 = 32 u

98 u ; 98 g/mol O = 16 u · 4 = 64 u

los moles de cada reactivo, y el que esté en menor cantidad será el LIMITANTE y el otro estará en exceso:

233 g CaF

Dato de partida

. 78 g CaF2

1 mol CaF2

Conversión de g de CaF2 a moles de CaF2

= 0,42 mol CaF2

2 450 g H SO

Dato de partida

. 98 g H2SO4

1 mol H2SO4

Conversión de g de H2SO4 a moles de H2SO4

. REACTIVO LIMITANTE

= 0,51 mol H2SO4

REACTIVO EN EXCESO

¿Qué cantidad sobra de H2SO4 ?

0,51 mol H2SO4

– 0,42 mol CaF2

0,09 mol H2SO4=

98 g H2SO4

1 mol H2SO4

= 8,82 g H2SO4



Ver los ejercicios 29 y 30 de la página 303, y el 35 de la página 306, el 50 de la página 311

Estos ejercicios son como los anteriores, con la diferencia de que algún dato o algún resultado puede estar expresado en volumen de una disolución de la que conocemos su concentración , generalmente expresada en tanto por ciento en masa o en molaridad, como vimos en la unidad 10.

Moles de soluto que hay en cada litro de disolución

moles de soluto nM

volumen de disolución (en L) V masa de soluto 100

% en masamasa de disolución

Gramos de soluto que hay en 100 g de disolución

tanto por ciento en masatanto por ciento en masa MolaridadMolaridad

El volumen de disolución lo tenemos que expresar en litros :

200 mL = 0,2 L:

¿Qué volumen de una disolución 4 M de hidróxido de sodio NaOH debemos medir para que contenga 1 mol de NaOH?

Una disolución 4 M NaOH contiene 4 mol de NaOH en cada litro.

Aplicamos el concepto de molaridad, despejando el volumen:

nV

M

1 molmol

4L

0,25 L

¿Cuántos moles de H2SO4 hay en 200 mL de una disolución de ácido sulfúrico 0,5 M?

Aplicamos el concepto de molaridad, despejando el número de moles n:

n M V mol0,5 0,2 L

L 2 40,1 mol H SO


5.. El rendimiento en las reacciones químicas

La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se denomina el rendimiento teórico de la reacción,

La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción es el rendimiento real

Rendimiento real < Rendimiento teórico

Razones para explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico:

Muchas reacciones son reversibles, de manera que no proceden 100% de izquierda a derecha.

Aún cuando una reacción se complete en un 100%, resulta difícil recuperar todo el producto del medio de la reacción (como sacar toda la mermelada de un bote)

Los productos formados pueden seguir reaccionando entre sí o con los reactivos, para formar todavía otros productos. Estas reacciones adicionales reducen el rendimiento de la primera reacción.

●

●

●

Los reactivos no son sustancias puras; contienen otras sustancias (impurezas), que no participan en la reacción.

●


El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico:

Por ejemplo en el ejercicio que resolvimos en las diapositivas 43-44 calculábamos que se formarían 1124 g de urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen 953.6 g el porcentaje de rendimiento sería:

El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la temperatura y la presión.

rendimiento real 100Porcentaje de rendimiento

rendimiento teórico

953,6 g 100

1122 g

85%

Ver los ejercicios 31 al 34 de la página 304, el 36 y 37 de la página 306, y 48 de la página 311


H2SO4 (aq) + 2 NaCl (aq) → Na2SO4 (aq) + 2 HCl (g)

Si 1 mol NaCl son 58,5 g NaCl

x 46 g NaCl

46 1x 0,79 mol NaCl

58,5

VOLVER

Si con 2mol NaCl se obtienen 2 mol HCl

Con 0,79 mol NaCl se obtendrán x mol HCl 0,79 2

x 0,79 mol HCl2

VOLVER

Si 1 mol HCl son 36,5 g HCl

0,79 mol HCl serán x g HCl

0,79 36,5x 28,8 g HCl

1

VOLVER

46 g NaCl1 mol NaCl

58,5 g NaCl

Dato de partida



Conversión de moles de HCl en g de HCl

2 mol HCl

2 mol NaCl36,5 g HCl

1 mol HCl

46 1 2 36,528,7 g HCl

58,5 2 1

Actividad 1


H2SO4 (aq) + 2 NaCl (aq) → Na2SO4 (aq) + 2 HCl (g)

Si 1 mol HCl son 36,5 g HCl

x 500 g HCl

500 1x 13,7 mol HCl

36,5

VOLVER

2 4

2 4

necesitamos 1 mol H SOSi para obtener 2mol HCl

para 13,7 mol HCl se necesitarán x mol H SO

VOLVER

2 4

13,7 1x 6,85 mol H SO

2

VOLVER

500 g HCl1 mol HCl

36,5 g HCl

Dato de partida



2 41 mol H SO

2 mol HCl 500 1 1

36,5 2

2 46,85 mol H SO

Actividad 2


3 3

3

Si 1 mol CaCO son 100 g CaCO

x 250 g CaCO 3

250 1x 2,5 mol CaCO

100

VOLVER

3 2

3 2

Si con 1mol CaCO obtenemos 1 mol CO

Con 2,5 mol CaCO se obtendrán x mol CO

VOLVER

VOLVER

Actividad 3 CaCO3 (s) + HCl (aq) → CaCl2 (s) + CO2 (g) + H2O (ℓ) 2


3100 g CaCO

Dato de partida



Conversión de moles de CO2 en L de CO2

21 mol CO

31 mol CaCO2

2

22,4 L CO

1 mol CO

256 L CO

2x 2,5 mol CO

2 2

2 2

Si 1mol CO en c.n. ocupa 22,4 L CO

2,5 mol CO en c.n. ocuparán x L CO

2

2,5 22,4x 56 L CO

1

Tema 14 : REACCIONES QUÍMICAS

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