TEMA 7 ESTEQUIOMETRA GUIN DEL TEMA 1 CAMBIOS

TEMA 7. ESTEQUIOMETRÍA

GUIÓN DEL TEMA 1. CAMBIOS QUÍMICOS. 2. ¿CÓMO SE PRODUCEN LAS REACCIONES QUÍMICAS A NIVEL MOLECULAR? TEORÍA DE LAS COLISIONES 3. AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS 4. TIPOS PRINCIPALES DE REACCIONES QUÍMICAS 5. ESTEQUIOMETRÍA

1. CAMBIOS QUÍMICOS. • Decimos que ocurre un cambio químico o reacción química cuando a partir de una o más sustancias se obtienen nuevas sustancias, diferentes de las iniciales. • A las sustancias iniciales las llamamos reactivos y a las finales productos. • Las reacciones químicas están presentes en un gran número de procesos biológicos e industriales. • Algunas aplicaciones son: obtención de fármacos, plásticos, fibras, metales y aleaciones, combustibles para conseguir energía, etc.

2. ¿CÓMO SE PRODUCEN LAS REACCIONES QUÍMICAS A NIVEL MOLECULAR? TEORÍA DE LAS COLISIONES • La teoría de las colisiones explica el proceso de las reacciones químicas del siguiente modo: 1) Las moléculas de los reactivos deben aproximarse y chocar entre sí. 2) Los choques deben ocurrir con la orientación adecuada y con la suficiente energía para que se produzca la ruptura de los enlaces químicos. 3) Posteriormente, se forman enlaces nuevos que dan lugar a nuevas sustancias.

2. ¿CÓMO SE PRODUCEN LAS REACCIONES QUÍMICAS A NIVEL MOLECULAR? TEORÍA DE LAS COLISIONES

3. AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS. • Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. • Una ecuación química ofrece diferente información: qué sustancias son los reactivos y cuáles los productos, en qué estado físico se encuentran (s, l, g) o si se encuentran en disolución acuosa (aq), así como la proporción en la que se encuentran, etc. • Para que las ecuaciones estén ajustadas debemos colocar los coeficientes estequiométricos, para que los átomos de cada elemento en los reactivos se conserven en los productos.

3. AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS.

3. AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS.

4. TIPOS PRINCIPALES DE REACCIONES QUÍMICAS. • Reacciones de síntesis. Dos o más sustancias forman un producto. Ej: N 2 + 3 H 2 → 2 NH 3 • Reacciones de descomposición. Una sustancia se transforma en otras más sencillas. Ocurre, generalmente por calentamiento (se indica mediante el símbolo ∆ o bien la palabra “calor”). Ej: Cu (OH)2 → Cu. O + H 2 O

4. TIPOS PRINCIPALES DE REACCIONES QUÍMICAS. • Reacciones de sustitución. Un elemento de un compuesto es sustituido por otro. Un ejemplo claro son las reacciones de los ácidos con los metales (Ácido + metal → sal de ácido + hidrógeno). Ej: H 2 SO 4 + Fe → Fe. SO 4 + H 2 ↑ NOTA: La flecha indica que se trata de una sustancia volátil.

4. TIPOS PRINCIPALES DE REACCIONES QUÍMICAS. • Reacciones de doble sustitución o intercambio. Un ejemplo son las reacciones de neutralización que ocurren entre los ácidos y las bases (generalmente, hidróxidos). (Ácido + base → sal + agua). Ej: HCl + Na. OH → Na. Cl + H 2 O • Reacciones de combustión. Se producen cuando una sustancia reacciona con el oxígeno. Si se trata de un hidrocarburo, se obtiene dióxido de carbono y agua. Ej: C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O

5. ESTEQUIOMETRÍA. • Es la parte de la Química dedicada al cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en una reacción química, a partir de la cantidad de una o más de las sustancias que participan en la misma. • Los pasos para resolver los problemas más sencillos son: 1) Ajustar la ecuación. 2) Identificar las sustancias implicadas en el problema. 3) Partiendo del dato inicial, ir utilizando factores de conversión hasta obtener los moles o gramos de la otra sustancia. 4) Si es necesario recurrir a las fórmulas de los gases o de las disoluciones.

5. ESTEQUIOMETRÍA. • Cálculos moles-moles. EJEMPLO. ¿Cuántos moles de amoníaco se forman si reaccionan cuatro moles de hidrógeno con la suficiente cantidad de nitrógeno? • Cálculos gramos-gramos. EJEMPLO. El ácido clorhídrico reacciona con el aluminio, formándose tricloruro de aluminio y desprendiendo hidrógeno. Calcula cuántos gramos de hidrógeno se desprenden si reaccionan 4, 5 g de aluminio. Masas atómicas: Al = 27; H = 1; Cl = 35, 5

5. ESTEQUIOMETRÍA. • Cálculos moles-gramos. EJEMPLO. En la reacción de combustión del metano, si reaccionan 80 g de dicho hidrocarburo, ¿cuántos moles de agua se obtienen? Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16 • Cálculos volumen-volumen entre gases. EJEMPLO. Si 30 L de hidrógeno reaccionan con la cantidad necesaria de oxígeno para obtener agua, calcula: a) Los litros de agua que se obtienen. b) Los litros de oxígeno que se necesitan.

5. ESTEQUIOMETRÍA. • Cálculos en los que intervienen gases. EJEMPLO. El propano C 3 H 8 arde con el oxígeno del aire formándose dióxido de carbono y agua. a) ¿Qué volumen de oxígeno medido a 27 º C y 1 atm se necesita para la combustión completa de 22 g de propano? b) Si el aire contiene un 20 % en volumen de oxígeno, ¿cuántos litros de aire son necesarios? c) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se produce? Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJEMPLO. El ácido sulfúrico reacciona con el aluminio formando sulfato de aluminio y desprendiendo hidrógeno. a) Calcula cuántos gramos de aluminio tienen que reaccionar si queremos obtener 5 litros de hidrógeno a 25 ºC y 722 mm. Hg. b) En c. n. Masas atómicas: S = 32; O = 16; Al = 27; H = 1

5. ESTEQUIOMETRÍA. • Cálculos con sustancias en disolución. EJEMPLO. El ácido sulfúrico reacciona con el aluminio formando sulfato de aluminio y desprendiendo hidrógeno. ¿Qué volumen de disolución de ácido sulfúrico del 98 % en masa y densidad 1, 84 g/m. L se necesitan para reaccionar con 5 g de aluminio? Masas atómicas: S = 32; O = 16; Al = 27; H = 1

5. ESTEQUIOMETRÍA • EJERCICIO. ¿Qué cantidad de cloruro de potasio queda tras la descomposición térmica de 7, 82 g de clorato de potasio? ¿Qué volumen de oxígeno se obtiene a 19 ºC y 746 mm. Hg? Masas atómicas: K = 39, 1; Cl = 35, 5; O =16 • EJERCICIO. El metanol CH 3 OH es un líquido de densidad 0, 78 g/cm 3. ¿Cuántos litros de aire medidos a 25 ºC y 722 mm. Hg de presión, se necesitan para quemar 300 cm 3 de metanol? Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16

5. ESTEQUIOMETRÍA. • PUREZA DE UN REACTIVO. Cuando en una reacción química interviene un reactivo que no es puro, nunca podremos hacer cálculos con la cantidad de reactivo, sino que debemos hacerlo con la cantidad pura. • La pureza o riqueza en el caso de una disolución es su porcentaje en masa.

5. ESTEQUIOMETRÍA. • Esto significa que si tenemos una cantidad de reactivo no puro, primero debemos conocer su masa pura para comenzar nuestra secuencia de factores de conversión. • Si, por el contrario, tenemos que calcular la cantidad de reactivo impuro necesario para la reacción, primero haremos factores de conversión para conocer la masa pura y después calcularemos la masa total de reactivo.

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. Calcula cuántos gramos de estaño se obtienen a partir de 1 kg de un óxido de estaño (IV) del 84 % de riqueza, en la reacción química: Sn. O 2 + C → Sn + CO Masas atómicas: Sn = 121, 76; O = 16; C = 12 • EJERCICIO. Al calentar el carbonato de magnesio se desprende dióxido de carbono y óxido de magnesio. Calcula qué volumen de dióxido de carbono, medido a 27 ºC y 1 atm, se desprende al calentar 200 g de un carbonato del 90 % de pureza. Masas atómicas: Mg = 24, 3; C = 12; O = 16

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. Para saber el contenido en carbonato de calcio de una caliza, se hacen reaccionar 14 g de la misma con ácido clorhídrico al 30 % en masa y densidad 1, 15 g/m. L. Si se gastan 25 m. L del ácido, calcular el porcentaje de carbonato de calcio de la caliza. Masas atómicas: Ca = 40; C = 12; O = 16; H = 1; Cl = 35, 5

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. El cinabrio es un mineral de color rojo que contiene sulfuro de mercurio (II) y del que se obtiene por tostación mercurio líquido y dióxido de azufre. Calcula la pureza de una muestra de 500 g de cinabrio si con ella se obtienen 33 g de mercurio. Masas atómicas: S = 32; Hg = 200, 5; O = 16; • EJERCICIO. Disponemos de un carbonato de calcio del 82 % de riqueza. a) ¿Qué masa de dicho carbonato tiene que reaccionar con ácido clorhídrico en exceso para obtener 20 L de dióxido de carbono a 20 ºC y 765 mm. Hg? b) ¿Qué volumen de disolución 2 M de ácido clorhídrico reaccionará con 5 g de este carbonato. Masas atómicas: Ca = 40; C = 12; O = 16; H = 1; Cl = 35, 5

5. ESTEQUIOMETRÍA. • RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA. Cuando hacemos problemas de estequiometría suponemos que las cantidades de producto calculadas se obtienen realmente, pero en la práctica esto no es así. El rendimiento de la reacción nos indica el porcentaje que realmente se obtiene sobre el previamente calculado.

5. ESTEQUIOMETRÍA. • Cuando en un problema nos den un rendimiento y nos pidan la cantidad real de producto obtenido, calcularemos primero la cantidad teórica con factores de conversión, y después la cantidad real de producto. • Cuando nos den la cantidad real obtenida y nos pidan la cantidad de reactivo utilizada en el proceso, calcularemos primero la cantidad teórica que se debería haber obtenido, y después con factores de conversión la cantidad del reactivo.

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. En ciertas condiciones, la reacción de síntesis del amoníaco tiene un rendimiento del 64 %. Calcula: a) ¿Cuántos gramos de amoníaco se obtendrán a partir de 70 g de nitrógeno? b) Si queremos obtener 100 g de amoníaco, ¿cuántos gramos de hidrógeno tendrán que reaccionar? Masas atómicas: N = 14; H = 1

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. a) ¿Qué volumen máximo de dióxido de carbono, en condiciones normales, se producirá al quemar 50 g de etanol C 2 H 5 OH? b) Si se han obtenido 46, 4 L a 22 ºC y 764 mm. Hg, ¿cuál ha sido el rendimiento? Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1 • EJERCICIO. El carbonato de magnesio reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua. Calcula: a) El volumen de ácido de densidad 1, 095 g/cm 3 y del 20 % en masa, que se necesita para reaccionar con 30, 4 g de carbonato de magnesio. b) Si en el proceso anterior se obtienen 7, 4 L de dióxido de carbono, a 1 atm y 27 ºC, ¿cuál es el rendimiento de la reacción? Masas atómicas: Mg = 24, 3; C = 12; O = 16; H = 1; Cl = 35, 5

5. ESTEQUIOMETRÍA. • REACTIVO LIMITANTE. Cuando en una reacción química intervienen dos o más reactivos, puede ocurrir que no se encuentren en cantidades estequiométricas. Si esto ocurre, la reacción acabará al agotarse uno de los reactivos, al que llamaremos reactivo limitante, quedando el otro reactivo en exceso. • Los cálculos para obtener las cantidades de cualquier otra sustancia implicada en el proceso deben hacerse con el reactivo limitante.

5. ESTEQUIOMETRÍA. • Para conocer qué sustancia es el reactivo limitante procederemos a calcular el cociente de las cantidades estequiométricas de ambos reactivos Qreacción. Posteriormente, calcularemos el cociente de las cantidades de ambos reactivos en el problema Qproblema. Puede hacerse con moles, gramos o volúmenes si se trata de gases en iguales condiciones de P y T. • Comparando ambos resultados resultará fácil observar qué reactivo está en exceso y cuál es el limitante. Veámoslo con un ejemplo.

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJEMPLO. Se hacen reaccionar 4 g de hidrógeno con 8 g de oxígeno para obtener vapor de agua. a) Escribe la ecuación química ajustada. b) Averigua qué sustancia es el reactivo limitante. c) Calcula la masa de vapor de agua obtenida. Masas atómicas: H = 1; O = 16

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. A 50 cm 3 de una disolución 0, 8 M de ácido sulfúrico se le añaden 150 cm 3 de disolución 0, 6 M de hidróxido de potasio. ¿Qué sustancia es el reactivo limitante de la neutralización? ¿Cuántos moles de ácido o de base (hidróxido) quedan sin reaccionar? Masas atómicas: H = 1; S = 32; O = 16; K = 39, 1

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. En la reacción del aluminio con el ácido clorhídrico se desprende hidrógeno. Se ponen en un matraz 30 g de aluminio del 95 % de pureza y se añaden 100 ml de ácido clorhídrico de densidad 1, 17 g/m. L y del 35 % en masa. Calcula: a) El reactivo limitante. b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá a 25 ºC y 740 mm. Hg. Masas atómicas: Al = 27; Cl = 35, 5; H = 1

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico diluido y se obtiene dicloruro de cinc e hidrógeno que se desprende. Se hace reaccionar 3, 5 g de cinc con 200 cm 3 de ácido del 25, 8 % en masa y densidad 1, 14 g/cm 3. Calcula el volumen de hidrógeno que se obtiene medido a 25 ºC y 1 atm. Masas atómicas: Zn = 65, 39; H = 1; Cl = 35, 5 • EJERCICIO. El propano C 3 H 8 arde con el oxígeno del aire y se produce dióxido de carbono y vapor de agua. Se hacen reaccionar 80 cm 3 de oxígeno con 10 cm 3 de propano, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura. ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtiene?

5. ESTEQUIOMETRÍA. • CALOR EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. Cuando se lleva a cabo una reacción química siempre se produce una variación de energía. Hay reacciones químicas que desprenden energía. Se llaman exotérmicas. En este caso, el recipiente se calienta. • En cambio, hay otras que necesitan un aporte de energía. Se llaman endotérmicas. En este caso, el recipiente se enfría, hasta equilibrarse con el medio. • Se llama calor de reacción a la cantidad de energía que se absorbe o se desprende por mol de sustancia que reacciona. • A partir de este dato, y utilizando los cálculo estequiométricos podemos conocer la cantidad de energía asociada a cualquier reacción química.

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. Cuando el metano arde con el oxígeno, a 1 atm y 25 ºC, se desprenden 890 k. J de energía por cada mol de metano. Calcula la cantidad de energía que se desprende en la combustión de 80 g de metano. Masas atómicas: C = 12; H = 1 • EJERCICIO. Cuando se quema un mol de propano C 3 H 8 a 25 ºC y 1 atm, se desprenden 2176 k. J de energía. Calcula: a) La energía desprendida en la combustión de 1 kg de propano. b) La masa de agua que se puede calentar desde 12 ºC hasta 80ºC con el calor desprendido en la combustión de 1 kg de propano. Masas atómicas: C = 12; H = 1 NOTA: el calor necesario para calentar un material se calcula mediante Q = m · Ce · ∆T Ce (H 2 O) = 4180 J/kg · ºC

5. ESTEQUIOMETRÍA. • REACCIONES SIMULTÁNEAS. En ocasiones se producen más de una reacción química al mismo tiempo, por lo que deben tenerse en cuenta ambos procesos. • Es normal es uso de incógnitas para resolver los problemas. • EJEMPLO. Se tiene una muestra de 0, 156 g de una aleación de cinc y aluminio. Se trata con ácido sulfúrico y se producen 114 m. L de hidrógeno medidos a 27 ºC y 725 mm. Hg. Calcular la composición de la aleación. Masas atómicas: Al = 27; S = 32; H = 1; Zn = 65, 39; O =16

5. ESTEQUIOMETRÍA. • EJERCICIO. Se tiene una muestra de 0, 5 g de una aleación de cinc y aluminio. Se trata con ácido clorhídrico y se producen 511 m. L de hidrógeno medidos a 27 ºC y 1 atm. Calcula la composición de la aleación. Masas atómicas: Al = 27; Cl = 35, 5; H = 1; Zn = 65, 39