Cálculos reacciones químicas

REACCIONES QUÍMICAS
CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA.
“Es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras
(productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas.
Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces
nuevos”.
Ejemplo de reacción química.
Reactivos
Productos
En la reacción: H2 + I2 —→ 2 HI
se rompen 1 enlace H—H y 1 enlace I —I y se forman 2 enlaces H—I
AJUSTE DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.
El número de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los
productos.
Se llama ajuste a la averiguación del número de moles de reactivos y productos.
¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas de
reactivos o productos.
Métodos de ajuste:
•
•
Tanteo (en reacciones sencillas).
Algebraicamente (en reacciones más complejas) resolviendo un sistema de
ecuaciones.
Ejemplo:
Ajustar la siguiente reacción: HBr +Fe → FeBr3 + H2
Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y
productos.
a HBr + b Fe → c FeBr3 + d H2
H) a = 2d
Br) a = 3c
Fe) b = c
Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3
Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos los siguientes coeficientes: a = 6, b = 2, c
= 2 y d = 3.
Por tanto la ecuación ajustada será: 6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2
Ejercicio A:
Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteo:
a) C3H8 + O2 → CO2 + H2O; b) Na2CO3 + HCl → Na Cl + CO2 + H2O; c) PBr3 + H2O → HBr + H3PO3;
d) CaO + C → CaC2 + CO; e) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + HCl.
Ejercicio B:
Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico: a) KClO3 → KCl + O2 ; b) HCl
+ Al → AlCl3 + H2
Ejercicio C:
Ajusta las siguiente ecuación químicas por el método algebraico: HNO 3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO +
H2O
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
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•
Síntesis
Descomposición
- Simple
- Mediante reactivo
Sustitución
Doble sustitución
Síntesis: A + B → C
Ejemplo:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Descomposición Simple: A → B + C
Ejemplo:
CaCO3 → CaO + CO2
Descomposición mediante reactivo: AB + C → AC + BC
Ejemplo:
2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2
Sustitución (desplazamiento):
Ejemplo:
AB + C → AC + B
PbO + C → CO + Pb
Doble sustitución (doble desplazamiento):
Ejemplo:
AB + CD → AC + BD
HCl + NaOH → NaCl + H2O
ESTEQUIOMETRÍA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.
Es la proporción en moles en la que se combinan los distintos reactivos y en la que se
forman los distintos productos de la reacción.
Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la reacción)
se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de gases o
disoluciones.
Tipos de cálculos estequiométricos.
•
•
•
•
•
•
•
Con moles.
Con masas.
Con volúmenes (gases)
En condiciones normales.
En condiciones no normales.
Con reactivo limitante.
Con reactivos en disolución (volúmenes).
Cálculos con masas.
Ejemplo:
En la reacción ajustada anteriormente: 6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3H2 ¿qué cantidad de HBr
reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades de FeBr3 e H2 se formarán?
6 HBr + 2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2
6 moles 2 moles
2 moles 3 moles
485,4 g 111,6 g 591,0 g 6 g
=
=
=
x
10 g
y
z
Resolviendo las proporciones tendremos :
x = 43,5 g de H Br ; y = 52,9 g de FeBr3 ; z = 0,54 g de H2.
Cálculos con volúmenes (gases).
Ejemplo:
Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá al quemar 1 kg de butano (C 4H10)
a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC.
a) La reacción de combustión del butano es:
C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
1 mol
4 moles
58 g
1000 g
=
4 mol × 22,4 l × mol -1
x
⇒
x = 1545 litros de CO2
b) Cuando las condiciones no son las normales es mejor hacer el cálculo en moles y
después utilizar la fórmula de los gases:
C4H10 +
58 g
1000 g
V=
13
O2 → 4 CO2 + 5 H2O
2
=
4 mol × 22,4 l
y
⇒
y = 69 mol de CO2
n × R × T 69 mol × 0,082 atm × l × mol − 1 × K − 1
=
= 365,5 litros de CO2
p
5 atm
Reacciones con reactivo limitante.
Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos.
En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y no reaccionará todo él.
El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante,
limitante ya que por
mucho que haya del otro no va a reaccionar más.
Ejemplo:
Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como
reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la reacción se desprende
también hidrógeno.
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
46 g 36 g
80 g
=
=
10 g mH2O mNaOH
⇒ mH2O =
10 g × 36g
= 7,8 g
46g
lo que significa que el sodio es el reactivo limitante y que el agua está en exceso (no
reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)
mNaOH =
80 g × 10 g
= 17, 4 g
46 g
Cálculos con disoluciones.
Ejemplo:
Añadimos 150 ml de disolución 2 M de hidróxido de sodio a otra disolución de sulfato de
magnesio. Averigua la masa de hidróxido de magnesio que se formará si el sulfato de magnesio
está en exceso.
2 NaOH + MgSO4 → Mg(OH)2 + Na2SO4
2 mol
0,15 l × 2 mol × l − 1
=
58,3 g
mMg (OH )2
⇒
mMg (OH )2 = 8,7 g
EL RENDIMIENTO EN LAS REACCIONES QUÍMICAS.
En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto dela
esperada a partir de los cálculos estequiométricos.
Esto se debe a:
•
•
•
Perdida de material al manipularlo.
Condiciones inadecuadas de la reacción.
Reacciones paralelas que formas otros productos.
Se llama rendimiento a:
Rendimiento =
mproducto (obtenida )
mproducto (teórica )
De donde se obtiene que: mproducto (obtenida ) =
× 100
Rendimiento × mproducto (teórica)
100
Ejemplo:
A 10 ml de disolución de cloruro de sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad suficiente
para que precipite todo el cloruro de plata. Determina la masa de este producto que obtendremos
si el rendimiento de la reacción es del 85 %.
n(NaCl) = V × Molaridad = 0,01 l × 1 mol × l − 1 = 0,01mol
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
1 mol
0,01mol
=
143,5 g
mAgCl
mAgCl (obtenida ) =
⇒
mAgCl (teórica ) = 1,43 g
Rendimiento × mAgCl (teórica )
100
=
85 × 1,43 g
= 1,22 g
100
RIQUEZA.
La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro.
Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra o producto comercial.
Riqueza =
msustancia pura
mmuestra
De donde se obtiene que: msustancia pura = mmuestra ×
× 100
Riqueza
100
Ejemplo:
Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos
mNaOH puro = mNaOH comercial ×
Riqueza
96
= 200 g ×
= 192 g
100
100
Ejemplo:
Tratamos una muestra de cinc con ácido clorhídrico del 70 % de riqueza. Si se precisan
150 g de ácido para que reaccione todo el cinc, calcula el volumen de hidrógeno desprendido en
C.N.
mHCl puro = mHCl ( ac ) ×
Riqueza
70
= 150 g ×
= 105 g
100
100
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑
73 g
105 g
=
22,4 l
VH2
⇒
VH2 =
105 g × 22,4 l
= 32,2 litros
73 g
ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
En todas las reacciones químicas se produce un intercambio energético con el medio
(normalmente en forma de calor) debido a que la energía almacenada en los enlaces de los
reactivos es distinta a la almacenada en los enlaces de los productos de la reacción.
∆EREACCIÓN = EPRODUCTOS – EREACTIVOS
Energía de las reacciones químicas (continuación).
Si en la reacción se desprende calor ésta se denomina “exotérmica” y si se consume
calor se denomina “endotérmica”.
Si ∆EREACCIÓN > 0, EPRODUCTOS > EREACTIVOS, se absorbe calor ⇒ endotérmica
Si ∆EREACCIÓN < 0, EPRODUCTOS < EREACTIVOS, se desprende calor ⇒ exotérmica
Ejemplos de reacciones termoquímicas
Reacción endotérmica: 2 HgO (s) +181,6 kJ → 2 Hg (l) + O2 (g)
Se puede escribir: 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2(g);
∆ER = 181,6 kJ
Reacción exotérmica: C (s) + O2 (g) → CO2 (g) +393,5 kJ
Se puede escribir: C (s) + O2 (g) → CO2 (g);
∆ER = –393,5 kJ
TEORÍA DE LAS COLISIONES (CINÉTICA DE LA REACCIÓN)
Para que se produzca una reacción química es necesario:
1º) que los átomos o moléculas posean la energía cinética suficiente para que al chocar
puedan romperse los enlaces de los reactivos (energía de activación).
2º) que el choque posea la orientación adecuada para que puedan formarse los enlaces
nuevos.
Energía
Energía de activación
productos
reactivos
reactivos
productos
Energía de reacción
Perfil de una reacción
Catalizadores
Son sustancias que, incluso en cantidades muy pequeñas influyen la velocidad de una
reacción, pues aunque no intervengan en la reacción global, si intervienen en su mecanismo con
lo que consiguen variar la energía de activación (normalmente disminuirla para que la reacción se
acelere).
Procesos reversibles e irreversibles
Un proceso irreversible es el que tiene lugar en un sólo sentido. Por ejemplo, una
combustión; la energía desprendida se utiliza en calentar el ambiente y se hace inaprovechable
para regenerar los reactivos.
Un proceso es reversible cuando tiene lugar en ambos sentidos, es decir, los productos
una vez formados reaccionan entre sí y vuelven a generar los reactivos.
Ejemplo
reversible
de
proceso
Energía
La reacción de formación
del ioduro de hidrógeno es
reversible:
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
El símbolo  se utiliza
en las reacciones reversibles
para indicar que la reacción se
produce en ambos sentidos.
sin cataliza
con
reactivos
dor
Energías de activación
d
liza
a
t
ca
or
Q
Perfil de una reacción (sin y con catalizador) productos