2. Reacciones químicas. Estequiometría

Como siempre puedes usar la página web o los apuntes de http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Apuntes/apun1B.htm

En la reacción hay que señalar una serie de aspectos importantes:

· Aparecen los reactivos separados de los productos separados por una flecha que indica el sentido de la reacción (si aparecen dos flechas en sentidos opuestos la reacción es “reversible”).

· La reacción está igualada de manera que los átomos son los mismos en la derecha e izquierda. Esto obliga a que el número de moléculas que intervienen haya que buscarlo por tanteo. Los coeficientes estequiométricos es la cantidad (en número) de cada sustancia que interviene en la reacción. La fórmula de cada molécula no se puede cambiar ya que cambiaríamos de sustancia.

· Una vez que sabemos la cantidad de cada sustancia podemos averiguar los gramos de forma sencilla.

Con la tabla periódica averiguamos las masas molares y con ellas los gramos de cada sustancia que intervienen.

· Para averiguar los volúmenes de cada sustancia que intervienen tenemos dos posibilidades. Si son gases podemos utilizar la fórmula p.V=n.R.T ; siempre podemos utilizar (si la conocemos) la densidad para averiguar el volumen conociendo la masa y viceversa.

· Las cantidades que ponemos en una reacción química puede ocurrir qué no estén en la proporción correcta que viene dada por los coeficientes. Un trabajo previo importante es averiguar si la proporción es correcta y localizar el reactivo que está en exceso. En los datos del reactivo que está en exceso lo primero que habrá que hacer es calcular lo de verdad reacciona. El reactivo que no está en exceso se llama limitante.

· Algunos datos de los problemas pueden venir en gramos o en litros. Siempre se pueden calcular los moles para utilizar la reacción.

· Algunos reactivos pueden ser impuros o mezclas. Habrá que calcular siempre la cantidad de producto puro que disponemos. Con la cantidad pura y los porcentajes podré calcular la cantidad real.

Por ejemplo.

En el motor Renault de la foto se han quemado 100L de combustible con un rendimiento del 95%. Cuantos L de dióxido de carbono en las condiciones de la carrera se han producido.

a) Sabemos en la reacción que 2 moles de gasolina producen 16 moles de dióxido de carbono.

b) Hemos quemado 100 L de gasolina. Su densidad es 0,7 kg/L Es decir hemos quemado 100.0,7=70kg = 70000g de gasolina

c)El rendimiento es del 95%, es decir se han quemado solo 66500g de gasolina.

d) La masa molar media de la gasolina es 114g , por tanto la cantidad de sustancia (moles) es 66500/114= 583 moles.

e) Si 2 moles producen 16 de dióxido; 583 moles producirán 4670 moles de dióxido de carbono.

f) Para calcular los L utilizo la ley de los gases con p =1 atm; t=20ºC ; V= 4670. 0,082 . 293 / 1 = 112000 L se han producido.

g) También puedo conocer los g de dióxido de carbono M=48g 4670.48= 224000g =224 kg

Y ahora los problemas que puedes intentar:

1.. Ajustar la siguiente reacción química: Azufre sólido (S₈) reacciona con difluor gas (F₂) para dar hexafluoruro de azufre gas(SF₆). En que proporción en moles, gramos y litros reaccionan las dos sustancias. Solución:en moles 1:24; en gramos 256:912; en litros 0,128:537

2. Quemamos 10 g de metano con exceso de oxígeno y se forman 19,8 g de agua y cierta cantidad de dióxido de carbono. Escribe la reacción y ajústala. Con 10 g de metano cuanto oxígeno habrá reaccionado y cuanto agua se debería formar. ¿Cuál será el rendimiento de la reacción? Solución: CH₄ + 2 O₂-----C O₂ +2H₂O 39,68g de O₂ y 22,5g de H₂O. 88%

3. Calcula la masa de cloruro de plata AgCl que puede obtenerse de 200g de tricloruro de aluminio AlCl₃ y la cantidad suficiente de nitrato de plata AgNO₃ de acuerdo con la reacción

AgNO₃ + AlCl₃ ------ 3 AgCl₃ + Al(NO₃)₃ Solución: 645g

4. ¿Cuántos gramos de cloro se producirán en la descomposición de 64 g de cloruro de oro (III) AuCl₃ en la reacción AuCl₃ ------ Au + Cl₂. Solución: 22,4g

5. La gasolina es una mezcla de hidrocarburos aunque podemos asimilarla en su comportamiento al octano C₈H₁₈. Su combustión produce dióxido de carbono que como sabemos contribuye de forma importante al efecto invernadero. Cuantos gramos y litros de este gas produce de media un coche al año. Solución:280000L 600Kg

6. En la reacción entre el aluminio sólido y el iodo gas (I₂) se produce ioduro de aluminio (AlI₃). Si en la reacción utilizamos 1,2 g de aluminio y 2,4 g de iodo ¿Cuál será el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos de reactivos sobrarán? ¿Qué cantidad de ioduro de formará? Solución: iodo es el limitante, sobran 0,43 g de aluminio, se forman 3,17g de ioduro.

7. Se mezclan 10 g de ácido clorhídrico (cloruro de hidrógeno HCl) con 70 g de agua y se forma una disolución cuya densidad a 20ºC es 1,06 g /cm³. Calcula el porcentaje en masa que tiene de ácido, la concentración en g/L y la molaridad (moles/litro).

Solución: 12,5% de ácido; 133 g/L; 3,9 moles/L.

8. Cuantos gramos de hidróxido sódico (NaOH, sosa caústica) se necesitan para preparar 250 cm³ de una disolución de concentración 0,3 M. Solución: 3g.

9. El zinc reacciona con el ácido clorhídrico (HCl) para dar cloruro de zinc (ZnCl₂) e hidrógeno gaseoso (H₂). Escribir la reacción y ajustarla. Si reaccionan 2,23 g de Zinc con 100 cm³ de una disolución 0,5M de ácido ¿sobrará algún reactivo? ¿Cuántos litros de gas se formarán en condiciones normales?. Solución: 2HCl + Zn ---- H₂ + ZnCl₂ sobra Zn 0,56L de H₂.

10. Se quiere obtener 12L de gas de oxígeno en condiciones normales por descomposición térmica de clorato de potasio KClO₃. La reacción solo tiene un rendimiento del 98,5%. ¿Cuántos gramos de clorato de potasio necesito? Escribir la reacción.

Solución: 2KClO₃ ----- 2KCl + 3O₂ 44,8 g de clorato

11. Se hacen reaccionar en un balón de un litro de capacidad y a una temperatura de 110 ºC una mezcla gaseosa compuesta de 5 g de H₂ y 10 g del O₂ para formar H₂O también gaseosa. Escribir la reacción que tiene lugar, el reactivo que sobra, los g de agua que se formarán y la presión de cada componente de la mezcla una vez realizada la reacción.

Solución: 2H₂ + O₂ ---- 2H₂O Sobra Hidrógeno 11.25g de agua P_agua=14atm P_H2=59 atm

12. Cuando arde el carbono con oxígeno se obtiene dióxido de carbono (C02). Calcula lo siguiente al arder 60 g de carbono:

a. La masa de oxígeno necesario. b. La cantidad de sustancia de dióxido de carbo­no que se forma.

13. El consumo energético diario de un astronauta se basa en 810 g de sacarosa (C12H22011). La reac­ción química que se produce es la siguiente:

sacarosa (s) + oxígeno (g)------ dióxido de carbono (g) + agua (g)

Escribe la ecuación química correspondiente y cal­cula la masa de oxígeno que necesitará diariamen­te el astronauta.

14. Una de las sustancias que se utiliza para la obten­ción de cristal es el carbonato de sodio (Na2CO3). Pero como este producto es escaso en la naturale­za, se utilizan otras dos que son más abundantes: carbonato de calcio (se encuentra en el mármol) y cloruro de sodio (sal). La expresión del proceso es la siguiente:

CaCO3 +NaCl----Na2CO₃ + CaCl2

Para que 2 kg de carbonato de calcio reaccio­nen,¿qué cantidad de cloruro sódico se preci­sa? ¿Qué masa de carbonato de sodio obtendre­mos?

15. El hierro se oxida con el oxígeno (O₂) y da óxido de hierro (FeO). Para que se oxiden totalmente 279 g de hierro, calcula la cantidad de sustancia de oxígeno que ha reaccionado y la masa del óxido de hierro que se ha formado.

16. Para realizar la electrólisis del cloruro sódico (Na Cl) derretido las productos de la reacción son sodio líquido (Na) y cloro gaseoso (Cl2). Calcula la masa y el volumen del cloro gaseoso (siendo la presión 1 atm y la temperatura 20 0C) que obtendríamos de 585 g de cloruro sódico.

17. Se han hecho reaccionar dentro de un reactor 280 g de nitrógeno (N2) y 280 g de hidrógeno (H2) para obtener amoníaco (NH3).

a)¿Cuál es el reactivo limitante?

b)¿Cuál es la cantidad de sustancia de amoníaco que se ha obtenido?

c)En condiciones normales, ¿cuál será el volumen del amoníaco?

18. Para que 5,6 g de hierro reaccionen con el oxíge­no necesario, ¿qué masa del compuesto Fe3 O₄ obtendremos?

19. Cuando se ponen en contacto una 0,5l de una disolución de cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) y un trozo de zinc se produce una reacción que da lugar al cloruro de zinc e hidrógeno. Teniendo en cuenta que la concentración de cloruro de hidrógeno en la disolución es 0,1 mol/l , calcula:

a. La masa de zinc que ha reaccionado.

b. La cantidad de sustancia del hidrógeno obteni­do y su volumen en condiciones normales.

20. Si descomponemos un gas denominado clorato po­tásico (KClO3) mediante calor; podemos obtener oxígeno. Calcula la masa de oxígeno obtenido al descomponer 3 moles de clorato potásico.