HOJA Nº 6. REACCIONES QUÍMICAS (II)

QUIMICA. EJERCICIOS Y CUESTIONES. 1º DE BACHILLERATO HOJA Nº 6. REACCIONES QUÍMICAS (II) 1. El cobre reacciona con el ácido sulfúrico para producir sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. Si se
tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular:
a. ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?
b. Número de moles de SO2 que se desprenden.
c.
Masa de CuSO4 que se forma.
Solución
La ecuación ajustada es la siguiente:
2 H2SO4
Masa molares
+
Cu
SO2
→
+
CuSO4
2 H2O
H2SO4 = 2+32+4*16 = 98 g/mol
SO2 = 32+32 = 64 g/mol
CuSO4 = 63,5 + 32+4·16 = 159,5 g/mol
Interpretemos la ecuación química cuantitativamente:
2 moles de H2SO4
Reaccionan
con
1 mol de Cu
Para
dar
1 mol de
SO2
→
64 g
+
1 mol de CuSO4
+
2 moles de H2O
Usando unidades de masa
2·98 g
+
63,5 g
159,5 g
+
2·18 g
a) Para calcular el reactivo que está en exceso comparamos la proporción en la que se encuentran los
reactivos según el enunciado y la que se necesita según la ecuación química. Usamos la ley de las
proporciones definidas:
196 g de H2SO4
m ácido sulfúrico
63,5 g de Cu
30 g de Cu
m ácido sulfúrico = 92,6 g de H2SO4
Se necesitan 92,6 g de ácido sulfúrico para los 30 g de cobre, como tenemos 200 g pues sobra ácido.
El ácido sulfúrico está en exceso ¿Cuánto? Restamos lo que tenemos de lo que necesita el cobre:
200 g de H2SO4 - 92,6 g de H2SO4 = 107,4 g de H2SO4 sobran, no reaccionan.
Por tanto el reactivo limitante es el cobre. Nuestros datos por tanto a partir de ahora es que 30 g de Cu
reaccionan con 92,6 g de ácido sulfúrico
1 QUIMICA. EJERCICIOS Y CUESTIONES. 1º DE BACHILLERATO b) Para calcular el número de moles de SO2 que se desprenden volvemos a aplicar la ley de las
proporciones entre el Cu y el SO2
1 mol de SO2
n moles
=
63,5 g de Cu
30 g de Cu
Despejamos n y tenemos
n = 30/63,5 = 0,47 moles de SO2
c) De la misma forma calculamos la masa de CuSO4 será:
159,5 g de CuSO4
63,5 g de Cu
m CuSO4
30 g de Cu
=
m CuSO4 = 75,35 g de CuSO4
2. El sulfato de níquel, NiSO4, reacciona con fosfato de sodio Na3PO4, para dar un precipitado amarillo-verdoso
de fosfato de níquel Ni3(PO4)2, y en disolución queda sulfato de sodio, Na2SO4, según la siguiente ecuación:
3 NiSO4 (aq) + 2 Na3PO4(aq ) ¼ Ni3(PO4)2 (s) + 3 Na2SO4(aq)
¿Cuántos mililitros de NiSO4 0.375 M reaccionan con 45.7 mL de Na3PO4 0.265 M?
Solución:
Es una reacción donde los reactivos están en disolución, cuyas concentraciones vienen dadas en
molaridad: moles/litro. Por tanto lo más efectivo es trabajar con moles. Veamos cuanto tenemos del
reactivo conocido
Moles de de Na3PO4
M1 = 0.265 M·0,0457 L = 0,0121 moles
Ahora miramos cuántos moles del NiSO4 reaccionan con estos moles, usando la ley de proporciones
definidas.
Na PO
3
2
0,0121
Despejando de esta proporción tenemos que x = 0,0182 moles de Na3PO4
Pero estos moles están en una disolución, el volumen de disolución que contiene a estos moles será
0,182
0,375
0,04844
48,88
3. Se tienen 500mL de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) del 0,05 M. Se añaden 28g de hidróxido sódico
sólido (NaOH), y se agita hasta una disolución total. Calcula las cantidades de cada sustancia distinta del
2 QUIMICA. EJERCICIOS Y CUESTIONES. 1º DE BACHILLERATO agua que quedan en la mezcla una vez completada la reacción ácido-base entre el ácido clorhídrico y el
hidróxido sódico añadido. ¿El producto final será neutro?
Solución
La ecuación química de esta reacción es
HCl + NaOH ¼ NaCl + H2O
Que nos dice que 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de NaOH. Proporción 1:1
Veamos si hay reactivo limitante. La proporción que tenemos en el frasco es:
Moles de HCl, lo sacamos de su concentración y volumen, por definición de molaridad
n1= 0,500 L · 0,05 moles/L = 0,025 moles de HCl
Se añaden 28 g de NaOH, cuya masa molar es 23+16+1 = 40 g/mol. Por definición de mol calculamos los
moles de NaOH.
n2 = 28/40 = 0,7 moles
Según la ecuación química para 0,025 moles de HCl bastan 0,025 moles de NaOH (la proporción era 1:1)
como tenemos 0,7 moles de NaOH, quiere decir que sobra sosa, concretamente sobran
Sosa sobrante 0,7 – 0,025 = 0,675 moles de NaOH sobran, quedan sin reaccionar.
En los productos tenemos NaCl, para calcular la cantidad de usamos el HCl (reactivo limitante, el que no
sobra)
Por cada mol de HCl se forma 1 mol de NaCl y un mol de agua. Como tenemos 0,025 moles de HCl se
formarán
0,025 moles de NaCl = 0,025·(23+35,5) = 1,4625 g de NaCl
En la mezcla tendremos 0,675 moles de NaOH y 0,025 moles de NaCl
Como vemos la disolución final no es neutra, queda NaOH sin reaccionar.
4. ¿Qué molaridad debe tener una disolución de 250 ml de tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno (ácido perclórico)
para neutralizar a 300 ml de hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, 0.6 M? La ecuación química es
HClO4 + Mg(OH)2 ¼ Mg(ClO4)2 + H2O
Solución
La ecuación ajustada queda
2 HClO4 + Mg(OH)2 ¼ Mg(ClO4)2 + 2 H2O
3 QUIMICA. EJERCICIOS Y CUESTIONES. 1º DE BACHILLERATO Se necesitan 2 moles de ácido por cada mol de hidróxido de magnesio. El ejercicio nos dice la cantidad de
hidróxido que debe reaccionar: 300 mL de disolución 0,6 M contienen:
n = 0,300*0,6 = 0,18 moles de Mg(OH)2
Por proporciones definidas deducimos que necesitamos 0,18*2 = 0,36 moles de ácido (dedúcelo)
Estos moles deben estar en 250 mL de disolución, luego la molaridad pedida es
Molaridad del HClO4 = 0,36/0,250 = 1,44 M
5. Calcula el volumen de CO2 desprendido, a 25ºC y 740 mmHg, cuando se tratan 100 g de una caliza con un
70% de riqueza en carbonado de calcio, con 100 mL de HCl 0,5 M. El rendimiento de esta reacción es del
60%.
CaCO3 + HCl CO2 + CaCl2 + H2O
Solución
Ajustamos la ecuación y anotamos las proporciones
CaCO3 +
1 mol
2 HCl CO2
+
CaCl2
+
H2O
2 moles 1mol
El CO2 lo mantenemos en moles porque nos pide un volumen y del CaCl2 y del agua no nos pide nada.
Ya tenemos la proporción en que deben estar los reactivos, debemos comparar con lo que tenemos para
ver si hay reactivo limitante. Veamos que tenemos
Moles de HCl = 0,100 L · 0,5 moles/L = 0,05 moles de HCl
Masa de CaCO3 100 g de muestra con un 70% de riqueza, o sea 70% de 100 g = 70 g de CaCO3 que son
Moles de CaCO3 = 70/100 = 0,7 moles
(masa molar del CaCO3 = 100 g/mol)
Por la ecuación sabemos que 0,7 moles de CaCO3 necesitan para reaccionar 2*0,7 = 1,4 moles de HCl,
como en realidad tenemos 0,05 moles de ácido quiere decir que el reactivo limitante es el HCl, es el que
está en menor cantidad. Trabajamos por tanto con las cantidades de HCl.
Según la ecuación por cada 2 moles de HCl se produce 1 mol de CO2, por tanto por 0,05 moles de ácido se
producirán 0,05/2 = 0,025 moles de CO2
Eso en teoría, como la reacción tiene un rendimiento del 60% en realidad se producen 60%*0,025 = 0,015
moles de CO2. Para saber el volumen ocupado a 740mmHg y 25ºC aplicamos la ecuación de los gases
V = n·R·T/p = 0,015*0,082*(273+25)/(740/760) = 0,38 L
4 QUIMICA. EJERCICIOS Y CUESTIONES. 1º DE BACHILLERATO 6. 10.- Dadas las entalpías estándar de formación: UHof [CO (g)] = –110,5 kJ/mol; ΔHof [CO2(g)] = –393,5
kJ/mol. Hallar la entalpía de la siguiente reacción:
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)
Solución:
Vamos a deducirlo aplicando la ley de Hess. Las reacciones de partida son la formación de CO y del CO2
C + ½ O2 CO – 110,5 kJ
C + O2 CO2 – 393,5 kJ
Si invertimos la primera ecuación y sumamos
CO C + ½ O2
+ 110,5 kJ
C + O2 CO2
– 393,5 kJ
Al sumarlas tenemos la reacción buscada
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) (+ 110,5 kJ – 393,5 kJ)
La entalpía de esta reacción será - 283 kJ/mol Es pues una reacción exotérmica.
7. Calcular el calor de hidratación de la cal viva
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2 (s)
y el calor desprendido cuando se apaga, añadiendo suficiente cantidad de agua, una tonelada de cal viva.
Datos: UHf H2O(l) = -285,5 kJ/mol; UHf CaO(s) = -634,9 kJ/mol; UHf Ca(OH)2 = -985,6 kJ/mol. Masas
atómicas Ca = 40; O = 16.
Solución:
Tengo las entalpías de formación del agua, el CaO y el Ca(OH)2
H2 + ½ O2 H2O
- 285,5 kJ
invertimos H2O H2 + ½ O2
+ 285,5 kJ
Ca + ½O2 CaO
- 634,9 kJ invertimos CaO Ca + ½O2
+ 634,9 kJ
Ca + H2 + O2 Ca(OH)2
- 985,6 kJ no cambia Ca + H2 + O2 Ca(OH)2
- 985,6 kJ
Sumamos las ecuaciones y tenemos
CaO + H2O Ca(OH)2
+ (285,5 + 634,9 – 985,5)
La entalpía de la reacción será
- 65.2 kJ/mol (exotérmica)
Para una tonelada de CaO ¿qué calor se desprende? Calculemos el número de moles en 1 Tn
Moles de CaO (masa molar 56g/mol) = 106g/56 = 1,78571·104 moles
Calor desprendido 1,78571·104 moles*65,2 kJ/mol = 1,164·106 kJ
5 QUIMICA. EJERCICIOS Y CUESTIONES. 1º DE BACHILLERATO 8. Para la fabricación industrial de ácido nítrico, la reacción de partida es la oxidación del amoniaco:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 6 H2O (g) + 4 NO (g).
Calcular la entalpía de esta reacción
Datos: UHf (kJ/mol): NH3: –46,2; H2O: –241,8; NO: +90,4
Solución
Aplicamos la ley de Hess. Reacciones de partida (las colocamos ya listas para sumarlas)
NH3 ½ N2 + 3/2 H2
+ 46,2 kJ/mol
H2 + ½ O2 H2O
- 241.8 kJ/mol
½ N2 + ½ O2 NO
+ 90,4 kJ/mol
Podemos ajustar los coeficientes a los de la reacción final
4 NH3 2 N2 + 6 H2
+46,2 kJ/mol * 4
6 H2 + 3 O2 6 H2O
-241.8 kJ/mol*6
2N2 + 2O2 4 NO
+90,4 kJ/mol*4
Al hacer la suma los H2 se pierden así como los N2 (por un lado se producen y por otro se consumen)
4 NH3 + 5 O2 6 H2O + 4 NO + (+46,2*4 - 241,8*6 + 90,4*4)
Entalpía de la reacción = - 904,4 kJ
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