Tema 4_Reacciones químicas. Estequiometría

IES LEOPOLDO QUEIPO
DEPARTAMENTO FÍSICA Y QUÍMICA
1º BACHILLERATO
TEMA 4: Reacciones químicas. Estequiometría
1.- Concepto de reacción química.
Una reacción química es un proceso mediante el cual una o más sustancias, reactivos, se
transforman en otra o más sustancias diferentes denominadas productos.
Las reacciones químicas pueden interpretarse como un reagrupamiento de los átomos de las
sustancias reaccionantes. Para ello será necesario la ruptura de enlaces en los reactivos y la
formación de nuevos enlaces en los productos.
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Escribiremos en el
primer miembro los reactivos y en el segundo miembro, los productos, uniendo ambos
mediante una flecha:
Reactivos  productos
A+BC
Esta reacción se puede interpretar: el reactivo A reacciona con el reactivo B para dar el
producto C
En ocasiones, es necesario reflejar el estado de agregación de las sustancias participantes en
la reacción. Para ello, utilizaremos unos subíndices:
(s) sólido
(l) líquido (g) gaseoso (ac) (aq) (dis) en disolución.
Por ejemplo:
C(S) + O ( g)  CO2 (g)
El carbono, en estado sólido, reacciona con el oxígeno gaseoso para formar dióxido de
carbono gaseoso.
En algunas reacciones es necesario indicar bajo qué condiciones de presión y temperatura
ocurren así como el disolvente o el catalizador utilizado. Estas condiciones se escriben encima
o debajo de la flecha. Por ejemplo:
Si sobre la flecha aparece la letra griega delta
mediante la aplicación de calor
, significa que la reacción se ha realizado
La presencia de una sustancia gaseosa suele indicarse mediante una flecha vertical apuntando
hacia arriba o hacia abajo si la sustancia formada es un precipitado
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Ley de conservación de la masa: Ley de Lavoisier
La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, afirma que “en
toda reacción química la masa permanece constante.” . dicho de otro modo,
que la suma de las masa de los reactivos es igual a la suma de las masas
de los productos.
C + O2
Por ejemplo: el carbono reacciona con
oxígeno gaseoso para dar lugar dióxido
carbono: C + O2  CO2
Si hacemos reaccionar 24 de g carbono y
obtienen 88 g de CO2 .¿ cuántos gramos
oxígeno se han utilizado?
C + O2  CO2
24
X
88
Aplicando la ley de Lavoisier:
Masa reactivos = masa productos
Masa C + masa O = masa CO2
24 + X = 88
X = 88 – 24
X = 64 g de oxígeno se han utilizado.
CO2
el
de
se
de
Ajuste de una reacción química:
La ley de conservación de la masa pone en evidencia una máxima: en ambos miembros de una
reacción química deben existir el mismo número de átomos de cada elemento. Si no es así, la
reacción no está ajustada:
Reactivos
1 átomo de carbono
2 átomos de oxígeno
4 átomos de
hidrógeno
Productos
1 átomo de carbono
3 átomos de oxígeno
2 átomos de
hidrógeno
Reacción no ajustada
Para solucionar este problema, debemos colocar unos números delante de las fórmulas de
cada sustancia para ajustar la reacción, estos números reciben el nombre de coeficientes
estequiométricos, una vez colocados, correctamente, diremos que la reacción está ajustada:
Reactivos
1 átomo de carbono
4 átomos de oxígeno
4 átomos de hidrógeno
Productos
1 átomo de carbono
4 átomos de oxígeno
4 átomos de hidrógeno
Reacción ajustada
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La reacción química nos informa no sólo de las sustancias reaccionantes, sino de la
“proporción” en la que interviene cada una de ellas, asi podemos leer:
“ una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para formar una molécula
de dióxido de carbono y dos moléculas de agua”
2.- Estequiometría
La estequiometría es la parte de la Química que se encarga de estudiar las relaciones
existentes entre las cantidades de las sustancias participantes en una reacción química. Estas
relaciones se ponen de manifiesto mediante los coeficientes estequiométricos. Estos
coeficientes indican la proporción con la que participa cada sustancia en la reacción.
Esta relación se puede interpretar en moles, partículas, masa e incluso volúmenes si hablamos
si la reacción transcurre en fase gaseosa. Veamos un ejemplo:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Podemos leer la ecuación de las siguientes formas:
1 molécula N2(g) + 3 moléculas H2(g)  2 moléculas NH3(g)
1 mol N2(g) + 3 moles H2(g)  2 moles NH3(g)
28 gramos N2(g) + 6 gramos H2(g)  34 gramos NH3(g)
En el caso particular de esta reacción, donde todas las sustancias están en estado gaseoso,
podemos leer:
1 volumen N2(g) + 3 volúmenes H2(g)  2 volúmenes NH3(g)
Sustancias gaseosas
.
Reactivos en disolución.
En ocasiones, algunas de las sustancias participantes en la reacción están en disolución. Para
realizar cálculos estequiométricos con dichas sustancias es fundamental conocer la
concentración de la disolución. La forma de expresar la concentración más empleada es la
molaridad ya que relaciona el volumen empleado con los moles de soluto presentes.
Reactivo limitante.
Normalmente, cuando se lleva a cabo una reacción, las cantidades de los reactivos
participantes no están en la relación estequiométrica. En estos casos, alguno de los reactivos
se consumirá totalmente, quedando parte del resto de reactivo sin reaccionar. Al reactivo
consumido en su totalidad se le denomina reactivo limitante y al resto de reactivos se les
considera que están en exceso. Por lo tanto la reacción termina cuando se consume el reactivo
limitante.
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Reacciones consecutivas.
En la industria, es habitual realizar una serie de reacciones consecutivas para obtener un
determinado producto. Para resolver el problema recurrimos a la reacción global, que es la
suma de los procesos parciales.
Reactivos con impurezas inertes.
Los reactivos no suelen ir mezclados con otras sustancias que reciben el nombre de
impurezas. Cuando realizamos los cálculos estequiométricos, debemos tener en cuenta que las
impurezas son inertes (no reaccionan) y tendremos que eliminar su contribución. El porcentaje
de pureza de un reactivo se denomina riqueza. Por ejemplo: Si tenemos una muestra de cinc
(Zn + impurezas) del 90% de riqueza, al realizar los cálculos estequiométricos debemos tener
en cuenta que la cantidad de cinc participante en la reacción será el 90% de la masa de la
muestra
Rendimiento de una reacción.
Las reacciones químicas no suelen tener un rendimiento del 100 %, por diferentes razones, la
cantidad de producto obtenido es inferior a la que teóricamente cabría esperar. Se define como
rendimiento de una reacción química a la relación, expresada en tanto por ciento, existente
entre la cantidad de producto obtenido y la cantidad de producto teórica. Así, si el rendimiento
de una reacción es del 80%, la cantidad de producto obtenido será un 80% de la cantidad
máxima posible.
Ficha de ejercicios
1.- La reacción química de formación del agua en estado gaseoso viene dada por:
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (g)
Justifica la veracidad o falsedad de las siguientes proposiciones.
a) La cantidad de agua formada es igual a la cantidad de H2 que haya reaccionado.
b) La cantidad de agua formada es la mitad de la cantidad de O2 consumida.
c) El volumen de agua formado es la mitad del volumen de O2 gastado.
d) El volumen de agua formado coincide con el volumen inicial de H2.
2.- El cinc metálico reacciona con el ácido clorhídrico, produciéndose gas hidrógeno y cloruro
de cinc. ¿Qué masa de cinc se necesita para producir 10 g de hidrógeno?
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3.- En la reacción de combustión total del propano, C 3H8, para dar dióxido de carbono y agua,
calcula:
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a) El volumen de oxígeno necesario para quemar completamente 1 m de propano.
b) ¿Qué volumen de aire será necesario para llevar a cabo dicha combustión, sabiendo que el
aire contiene aproximadamente un 20% en volumen de O2?
Supón que todas las especies químicas son gases en las condiciones en las que se lleva a
cabo la reacción.
4.- Calcula los gramos de disolución acuosa de ácido sulfúrico al 8% en masa que se necesitan
para disolver 5 g de aluminio, según el proceso, sin ajustar:
H2SO4 (aq) + Al (s)  H2 (g) + Al2(SO4)3 (aq)
5.- La obtención de Fe en un alto horno se lleva a cabo en dos etapas:
C + CO2  2 CO
3 CO + Fe2O3  2 Fe + 3 CO2
Calcula la cantidad de carbón que se necesita para obtener 1 t de hierro.
6.- ¿Qué volumen de dióxido de carbono, medido en c.n., se obtiene en la descomposición
térmica de 1 kg de carbonato de calcio con un 45% de impurezas inertes? En la reacción se
forma, además, óxido de calcio.
7.- La combustión completa de 3,00 g de propano produjo 1 100 mL de dióxido de carbono,
medidos en condiciones normales. ¿Cuál fue el rendimiento de la reacción?
8.- Indica la veracidad o la falsedad de las siguientes afirmaciones referidas a la reacción:
2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g)
a) 2 moles de SO2 reaccionan con 1 molécula de O2 para dar 2 moléculas de SO3.
b) 4 moles de SO2 reaccionan con 2 moles de O2 para dar cuatro moles de SO3.
c) La ecuación no es correcta porque en ella no se conserva el número de moles.
d) 2 litros de SO2 reaccionan con 1 litro de O2 para dar 2 litros de SO3.
9.- Calcula los gramos de hidrógeno y los moles de O2 necesarios para obtener 100 g de agua.
10.- El nitrito de amonio, NH4NO2, se descompone por la acción del calor originando nitrógeno,
N2, y agua. Si se descompusieron 5,0 g de sustancia, calcula:
a) La masa de agua formada
b) El volumen de gas N2 desprendido a 15 °C y 710 mmHg.
11.- El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según:
Cu + H2SO4  CuSO4 + SO2 + H2O
Calcula la masa de cobre necesaria para obtener 10 L de SO 2 medidos a 300 K y 1,1 atm.
12.- ¿Qué volumen de aire, medido en c.n., es necesario para quemar completamente 100 g de
acetileno, C2H2? El aire contiene un 21% en volumen de oxígeno.
13.- ¿Qué volumen de hidrógeno, H2, medido a 50 °C y 1,2 atm de presión, se obtiene al añadir
75 mL de HCl 0,5 M a 10 g de Al?
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14.- Calcula el volumen de ácido clorhídrico al 20% de pureza y densidad 1,100 g/mL,
necesarios para neutralizar 50 mL de hidróxido de sodio 0,01 M.
15.- ¿Qué volumen de ácido nítrico al 90% en peso y 1,480 g/mL de densidad es necesario
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para disolver completamente una muestra de cobre que contiene 1,4·10 átomos de dicho
metal? La reacción es:
HNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
16.- El acetaldehído, CH3CHO, se oxida con el oxígeno a ácido acético, CH3COOH. Un
recipiente con 50 g del aldehído se pone en contacto con 50 g de oxígeno. Calcula:
a) La masa de ácido que se forma.
b) Los gramos del reactivo en exceso que quedan después de finalizar la reacción.
17.- El óxido de bario, BaO, puede reaccionar con el oxígeno del aire para dar peróxido de
bario, BaO2. ¿Cuántos gramos de producto se forman al reaccionar 5,0 kg de BaO con el
oxígeno contenido en una habitación de 18 m3 que contiene aire a 20 °C y 710 mmHg? En el
aire hay un 21% en volumen de oxígeno.
18.- Los carbonatos de los metales pesados se descomponen por la acción del calor en dióxido
de carbono y óxido del metal correspondiente. Calcula la masa de óxido de plomo (II) que se
obtiene al calcinar 1 t de su carbonato con riqueza del 45%.
19.- ¿Cuántos litros de H2, medidos a 750 mmHg y 30 °C, se pueden obtener atacando
75 g de cinc metálico del 90% de riqueza (el resto son impurezas inertes)
con ácido sulfúrico?
20.- La hidracina, N2H4, se utiliza como combustible en los cohetes espaciales, donde
reacciona según la ecuación:
N2H4 (l ) + O2 ( g)  N2 (g) + 2 H2O (g)
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Si al quemarse 1 t de N2H4 se formaron 313m de N2, medidos en condiciones normales,
calcula el rendimiento de la reacción.
21.- Se hacen reaccionar 10 g de aluminio con ácido sulfúrico, según:
Al + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2
Calcula la masa de hidrógeno obtenida si el rendimiento de la reacción es del 40%.
22.- Se tratan 0,9364 g de blenda, mineral que contiene ZnS, con ácido nítrico concentrado.
Así, todo el azufre pasa a ácido sulfúrico, que, posteriormente, precipita como sulfato de bario.
Sabiendo que el precipitado tiene una masa de 1,878 g, calcula el porcentaje de ZnS en la
muestra de blenda analizada.
23.- Calcula el volumen de CO2 desprendido, a 25 °C y 740 mmHg, cuando se tratan 100 g de
una caliza con un 70% de riqueza en carbonato de calcio, con 100 mL de HCl 0,5 M. El
rendimiento es del 60%.
24.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de manganeso+ ácido
clorhídrico  cloruro de manganeso (II) + agua + cloro molecular.
Calcula:
a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 litros de cloro medidos a
15 °C y 720 mmHg.
b) El volumen de ácido clorhídrico 0,2 M que habrá que usar.
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25.- Se mezclan 20 g de cinc puro con 200 mL de disolución de HCl 6 M. Cuando finalice la
reacción y cese el desprendimiento de hidrógeno:
a) Calcule la cantidad del reactivo que queda en exceso.
b) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 27 ºC y 760 mm Hg se habrá desprendido?
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Datos: R = 0’082 atm·L·K ·mol . Masas atómicas: Zn = 65’4; Cl = 35’5; H = 1.
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27.- El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del bicarbonato de
sodio, según la reacción:
2 NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O
Se descomponen 50 g de bicarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en peso. Calcule:
a) El volumen de CO2 desprendido, medido a 25ºC y 1’2 atm.
b) La masa, en gramos, de carbonato de sodio que se obtiene.
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Datos: R = 0’082 atm·L·K ·mol . Masas atómicas: Na = 23; H = 1; C = 12; O = 16.
28.- En la reacción de ácido sulfúrico con cloruro de bario:
H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) →BaSO4 (s) + 2 HCl (aq)
Calcula:
a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico, de densidad 1,84 g/mL y 96%
en peso de riqueza, necesario para que reaccionen totalmente 21,6 g de cloruro de bario.
b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá.
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