Reacciones químicas Aspectos estequiométricos, energéticos, cinéticos, medioambientales y sociales Abordaremos ahora el estudio de los Cambios materiales, Energéticos, Cinéticos, medioambientales y sociales que están asociados a los procesos químicos. Trataremos de responder a cuestiones como: Si se dispone de una masa determinada de un reactivo ¿qué masa necesitamos del otro?, ¿qué cantidad de producto se podrá obtener a partir de una cantidad dada de reactivo? ¿cuánto calor se liberará al quemar una cantidad determinada de un combustible? ¿Necesito aportar energía? ¿Cuánta y de qué tipo? ¿Cómo podemos acelerar o frenar, según nos interese, una reacción química? ¿Qué problemas medioambientales y sociales están asociados a una determinado proceso químico? ¿Utiliza materiales renovables? ¿Cómo se obtienen las materias primas? Cálculos estequiométricos 2 CO + O2 2 CO2 2 moléculas de CO 1 molécula de O2 20 moléculas de CO 10 molécula de O2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO 2 moles de CO 6,02 · 1023 moléculas de O2 1 mol de O2 2 moléculas de CO2 20 moléculas de CO2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2 2 moles de CO2 Recuerda: 6,02 · 1023 es el Nº de Avogadro Es el nº de moléculas que hay en un mol 2 CO 2 moles de CO + O2 1 mol de O2 2 CO2 2 moles de CO2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la PROPORCIÓN entre moles de reactivos y productos Cálculos masa-masa N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) exceso 100 g ¿masa o volumen? Deseamos saber cuánto NH3 se forma a partir de 100 g de H2 y en exceso de N2 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 1º Calculamos los moles que son los 100 g de H2 Calcular la masa molecular del hidrógeno a partir de su masa atómica y teniendo en cuenta que es diátómico DATO MOLES de H2 2º Calculamos los moles de NH3 que se forman con esos moles de H2 MOLES de H2 MOLES de NH3 Conocemos la proporción en moles por la ecuación ajustada 3º Calculamos la masa de NH3 que son esos moles MOLES de NH3 masa de NH3 Calcular la masa molecular del amoniaco con las masas atómicas Ecuaciones Químicas: Metodología Gramos de la Sustancia A Gramos de la sustancia B Empleando la masa molecular de A Empleando la masa molecular de B Moles de la sustancia A Moles de la sustancia B Empleando coeficientes de la ecuación química ajustada Cálculos masa-volumen (gas) Deseamos saber cuánto NH3 se forma a partir de 100 g de H2 y en exceso de N2 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 1º Calculamos los moles que son los 100 g de H2 DATO MOLES de H2 2º Calculamos los moles de NH3 que se forman con esos moles de H2 MOLES de H2 MOLES de NH3 Conocemos la proporción en moles por la ecuación ajustada 3º Como el NH3 es un GAS, si conocemos la P y la T podemos calcular el volumen Utilizamos la ecuación: P.V = n.R.T MOLES de NH3 volumen de NH3 Ecuaciones Químicas: Metodología Gramos de la Sustancia A Empleando la masa molecular de A Gramos de la sustancia B Empleando la masa molecular de B Moles de la sustancia A Volumen de la sustancia B si es gas Empleando P.V = n.R.T Moles de la sustancia B Empleando coeficientes de la ecuación química ajustada Si en la reacción intervienen gases en C.N. de presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros + 2 H2 O2 2 H2O 1 mol de O2 2 moles de H2 2 · 22,4 litros de H2 22,4 litros de O2 2 moles de H2O 2 · 22,4 litros de H2O + (Consecuencia de la hipótesis de Avogadro) Los coeficientes de una ecuación química ajustada en la que INTERVIENEN GASES, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos (siempre que los gases estén en las mismas condiciones de P y T) El cobre, Cu, se obtiene metalúrgicamente a partir de calcopirita, CuFeS2, que es la fuente mineral de dicho elemento. La reacción es: 2 CuFeS2(s) + 5 O2(g) 2 Cu (s) + 2 FeO(s) + 4 SO2(g) A) ¿Cuánto Cu se puede obtener a partir de 1.00 g de mineral puro?. B) Además de cobre en dicho proceso se produce SO2, ¿Qué volumen de dicho gas se desprende si se suponen C.N.? C) Infórmate sobre los usos del cobre a lo largo de la Historia. Materiales alternativos en la sociedad actual. D) ¿Qué problema medioambiental produce? ¿Cómo evita la industria la contaminación por gases como éste? M (CuFeS2) = 183 g/mol; M (Cu) = 63.5 g/mol 1 mol CuFeS2 (1.00 g CuFeS2 ) 183 g CuFeS2 2 mol Cu 63.5 g Cu = 0.347g (Cu) 2 mol CuFeS2 1 mol Cu 1 mol CuFeS2 4 mol SO 2 22,4 L SO 2 = 0.24 litros (SO 2 ) (1.00 g CuFeS2 ) 183 g CuFeS2 2 mol CuFeS2 1 mol SO 2en C.N. La glucosa (C6H12O6) es elaborada por las plantas, pero es el compuesto químico más importante y esencial para los animales. La combustión de la glucosa suministra energía, siendo la fuente del calor corporal. Los productos de esta combustión son dióxido de carbono y agua. • ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se producen en la combustión de 1.00 g de glucosa, C6H12O6? • Sabiendo que el calor de combustión de la glucosa es -2816 kJ/mol, calcular la energía desprendida en dicha combustión. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se producen en la combustión de 1.00 g de glucosa, C6H12O6? C6H12O6 (s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l) Las etapas se pueden resumir en el diagrama 1.00 g C6H12O6 no es posible el cálculo directo 1 mol C 6 H12 O6 x 180 g C 6 H12 O6 5.56x10-3 mol C6H12O6 1,47 g CO2 44 g CO 2 x 1 mol CO 2 6 mol CO 2 x 1 mol C H O 6 12 6 3.33x10-2 mol CO2 C6H12O6 (s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l) Enlazando todos los factores: 1 mol C6 H12O6 6 mol CO 2 44 g CO 2 1.47g CO 2 (1.00 g C6 H12O6 ) 180 g C6 H12O6 1 mol C6 H12O6 1 mol CO 2 El calor de combustión de la glucosa es -2816 kJ/mol, calcular la energía desprendida en dicha combustión. El signo del calor nos indica que la energía es desprendida. Por cada mol de glucosa quemada se desprenden 2816 kJ 1 mol C6 H12O6 2816kJ se desprenden 15,64 kJ (1.00 g C6 H12O6 ) 1 mol C6 H12O6 180 g C6 H12O6 Cálculos masa-volumen (líquido) La gasolina es una mezcla de hidrocarburos. Su combustión produce C02(g) y H20 (1). Suponiendo que la gasolina estuviese formada únicamente por el hidrocarburo de fórmula C8H18 (octano). Se pide: 1. El volumen de aire medido a 25ºC y 755 mm Hg que se necesita para quemar la gasolina contenida en el depósito de 60 litros de un automóvil. 2. El volumen de C02 producido en la reacción según las condiciones del apartado anterior. Datos: % en volumen de oxígeno en el aire: 21%, densidad del octano: 0,8 g/ml. C8H18 (l) + 25/2 O2 8 CO2 + 9 H2O 25 800 g C8 H18 1 mol C8 H18 2 moles de O 2 60 litros C8 H18 1 litros C H 96 g de C H 1 mol C8 H18 8 18 8 18 1 atm 0,99atm 755 mm de Hg 760 mm de Hg P.V = n.R.T = 1259 moles de O 2 T= 25ºC= 298 K V= 30968,6 litros de O2 se necesitan 100 litros de aire 14745,8 litros de aire 30968,6 litros de O 2 21 litros de O 2 Reacciones en disolución La mayor parte de las reacciones de nuestro interés tienen lugar en medios acuosos. Muchas sustancias cuando reaccionan están disueltas en agua de ahí la importancia de saber hacer cálculos con disoluciones. Aunque el agua es muy importante como disolvente y es capaz de reaccionar con muchas sustancias, cuando una sustancia está disuelta es el soluto el que reacciona, por eso debemos saber cuánto soluto hay en la disolución, o bien cuánta disolución necesitamos para que haya suficiente soluto para la reacción. M moles soluto V en litros disolución nº moles de soluto 1 litro disolución La dureza del agua es debida principalmente a la presencia de sulfato de calcio (CaSO4) en el agua. Una de las formas de eliminar este sulfato es añadirle carbonato de sodio Na2CO3, la reacción que tiene lugar se representa por la ecuación: CaS04 (ac) + Na2CO3 (ac) CaC03 (s) + Na2SO4 (ac) ¿Qué masa de carbonato de sodio debe añadirse para eliminar todo el sulfato de calcio que hay en 2.105 m3 de agua que contiene CaSO4 en una concentración de 1,8.10-3 M? (Ésta es la cantidad de agua que suele consumirse diariamente en una ciudad grande). Infórmate sobre qué es un agua dura y sobre cuáles son sus perjuicios en el uso doméstico El ácido clorhídrico reacciona con el cinc metálico formando la sal de cinc correspondiente y desprendiendo un gas. ¿Qué volumen de ácido clorhídrico de un 40% de riqueza y con una densidad de 1,2 g.cm3 será necesario para que reaccionen totalmente 2 g de cinc? Calcular el volumen del gas que se desprende en la reacción si se recoge a 25ºC y 710 Torr. Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u 2 AgNO3 + V? 0,1 M Na2S Ag2S + 2NaNO3 100 cm3 0,1 M 0,1 mol Na 2S 2molAgNO3 1litro dis. de AgNO3 (100 cm 3 dis. de Na 2S) 3 0,2 litros 3 10 cm dis. 1 mol Na 2S 0,1 mol AgNO3 0,2 litros de la disolución de AgNO3 hacen falta, es decir, 200 cm3 CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 1º •Escribir y ajustar la ecuación química (tendremos la proporción en moles) 2º •Escribir debajo de cada sustancia qué se pide y qué se da. 3º •Pasar los datos a moles para poder utilizar la proporción estequiométrica CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Escribir y ajustar la ecuación química (tendremos la proporción en moles) Atención a la formulación Escribir debajo de cada sustancia qué se pide y qué se da. Siempre se deben pasar los datos a moles para poder utilizar la proporción estequiométrica Masa: utilizando la masa molecular Volumen (líquido): 1º se calcula la masa con la densidad Volumen gases (P y T) con la ecuación de estado de los gases P.V = n.R.T En C.N. (0ºC y 1 atm) 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros Volumen disoluciones (+ molaridad) Molessoluto = volumendisolución. Molaridad Reactivo Limitante: Con frecuencia las reacciones químicas se llevan a cabo con la presencia de uno o más reactivos en exceso. Al término de la reacción sobrará un poco de estas sustancias y se habrán consumido en su totalidad aquellas minoritarias. Justamente, el reactivo que se consume completamente en una reacción se denomina reactivo limitante, porque es el que determina o limita la cantidad de producto que se forma. El reactivo limitante es el que se encuentra en una proporción menor que la proporción estequiométrica. ¿Qué pasaría si el compuesto fuera AB2? Reactivo limitante antes de la reacción 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) Si partimos de 10 moles de H2 y 7 moles de O2, ¿quién limita la reacción?. Ya que 2 moles H2 = 1 mol O2, el nº de moles de O2 necesarios para consumir totalmente los 10 moles de H2 serán: Moles de O2 = (10 moles H2) x (1 mol O2 / 2 mol H2) = 5 mol O2 Como se disponen de 7 moles O2 al inicio de la reacción, al término de la misma quedarán 2 mol de O2 sin reaccionar y se habrán consumido en su totalidad los 10 mol de H2, el cual será, evidentemente el reactante limitante. después de la reacción Reactivo Limitante: 2a opción (más larga) Otro método de enfocar el problema, es calcular la cantidad de producto que se podría formar a partir de cada una de las cantidades dadas de reactantes, suponiendo que se consumen completamente. El reactivo limitante será la especie que origine la menor cantidad de producto. Reactivo Limitante: 2a opción (más larga) Una tira de cinc metálico, que pesa 2.00 g, se coloca en una solución acuosa con 2.50 g de nitrato de plata, produciéndose la siguiente reacción: Zn (s) + 2 AgNO3 (ac) 2 Ag (s) + Zn(NO3)2 (ac) ¿Cuántos gramos de Ag se pueden formar a partir de estas cantidades?. Para Zn: 1 mol Zn 2 mol Ag 107.87 g Ag = 6.6 g Ag (2 g Zn) 65.38 g Zn 1 mol Zn 1 mol Ag Para nitrato: 1 mol AgNO3 2 mol Ag 107.87 g Ag = 1.6 gAg (2.50g AgNO3 ) 169.88 g AgNO3 2 mol AgNO3 1 mol Ag Con el Zn del que disponemos, se podría formar 6,6 g de plata pero con el nitrato de plata sólo 1,6 g. El reactivo limitante en este caso es el AgNO3, y la cantidad de plata formada 1.6 g Rendimiento teórico Es la cantidad de producto que se calcula que se formará cuando todo el reactante limitante ha reaccionado. La cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción se denomina rendimiento real, y casi siempre es menor que el rendimiento teórico. El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el rendimiento teórico: % redimiento = rendimient o real cantidad real 100 = 100 rendimient o teórico cantidad teórica El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química Imagínese que esta trabajando sobre la forma de mejorar el proceso mediante el cual el mineral de hierro, que contiene Fe2O3 , se convierte en hierro. En sus ensayos, realiza la reacción siguiente a escala de laboratorio: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) (a) Si parte de 150 g de Fe2O3 como reactivo limitante, ¿cuál es el rendimiento teórico de hierro?. (b) Si el rendimiento real de Fe en su ensayo fue de 87.9 g, ¿cuál fue el porcentaje de rendimiento? (a) rendimiento o cantidad teórica: 1 mol Fe2O3 2 mol Fe 55.85 g Fe (150 g Fe2O3 ) = 104.9 g Fe 159.7 g Fe2O3 1 mol Fe2O3 1 mol Fe (b) % rendimiento % rendimiento = rendimiento real 87.9 g 100 = 100 = 83.8 % rendimiento teórico 104.9 g REACTIVOS CON IMPUREZAS Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las cantidades existentes de sustancia pura Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn = 65,38 2 HCl + Zn ZnCl2 + H2 22,75 g de Zn 1 mol Zn 1 mol de H 2 2 g de H 2 (22,75 g de muestra) 100 g de muestra 65,38 g de Zn 1 mol Zn 1 mol H 2 = 0,645 g de H 2 Se ha denominado muestra al Zn con impurezas aunque se puede usar cualquier otra denominación que permita distinguir al Zn impuro del Zn puro, como mineral, Znimpuro, etc. Reacciones químicas consecutivas La obtención de productos por parte de la industria química requiere, en general, procedimientos de síntesis que implican varias reacciones consecutivas en las que uno o varios productos de una reacción son utilizados como reactivos en una reacción posterior. Actividad 16 El hierro es uno de los metales más importantes en una sociedad indus-trial y prácticamente todo se encuen-tra combinado en la corteza terrestre. El proceso siderúrgico consiste en obtener hierro a partir de sus mi-nerales. Las materias primas son el mineral de hierro, el coque (carbón) y la caliza. Estos materiales se vier-ten por la boca de un alto horno al tiempo que se inyecta aire preca-lentado. Dos reacciones carac-terísticas de este proceso son: For-mación del monóxido de carbono (g) a partir de carbono (s) y dióxido de carbono (g). Reducción del óxido de hierro (III) con monóxido de car-bono dando lugar a hierro y dióxido de carbono (g). Escribir las ecuaciones químicas corres-pondientes y calcular la cantidad de carbono ne-cesaria para obtener 200 Kg de hierro. Esquema de un alto horno Actividad 17 El proceso de obtención del ácido sulfúrico a partir de la pirita puede ser representado mediante las ecuaciones: 4 FeS2 + 11 02 2 Fe2O3 +8 S02 2 S02 + 02 2 S03 S03 + H20 H2S04 Calcular la masa de ácido sulfúrico que se puede obtener a partir de 100 Kg de pirita del 90 %, si el rendimiento global del proceso es del 80 %. Actividad 18 Discutir el impacto medioambiental que pueden producir industrias basadas en procesos siderúrgicos, combustión de carbón y petróleo en plantas generadoras de electricidad, procesos de tostación de menas sulfuradas, etc.
