TEMA 6 La reacción química

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1 TEMA 6 La reacción química 37. Cuando se calienta el carbonato de bario se desprende dióxido de carbono y queda un residuo de óxido de bario. Calcula: a) La cantidad de carbonato que se calentó si el dióxido de carbono que se obtuvo, recogido en un recipiente de 8 L a la temperatura de C, ejercía una presión de 2,5 atm. b) Los gramos de óxido de bario que se obtuvieron. a) La ecuación de la reacción es: y está ya ajustada. BaCO 3 + calor BaO + CO 2 Los moles formados del gas CO 2 se hallan mediante la ecuación de estado del gas ideal: Conforme a la ecuación ajustada, la relación estequimétrica molar entre el BaCO 3 y el CO 2 es: obteniéndose 0,58 moles de BaCO 3 y según su masa molecular, 197,3 gr/mol: 0,58 moles de BaCO 3 197,3 gr/mol = 114,4 gramos de BaCO 3 b Análogamente, los moles de BaO se obtienen de la relación: obteniéndose 0,58 moles de BaO y según su masa molecular, 153,3 gr/mol: 0,58 moles de BaO 153,3 gr/mol = 88,9 gramos de BaO 38. Cuando se hace reaccionar amoniaco con oxígeno se obtiene monóxido de nitrógeno y agua. a) Escribe la reacción teniendo en cuenta que todas las sustancias están en estado gaseoso. b) Determina el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que se necesita para que reaccione totalmente con 50 gramos de amoniaco. c) Calcula las moléculas de monóxido de nitrógeno que se obtendrán. a) La ecuación ajusta es: 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 4 NO (g) + 6H 2 O (g) b) Hallamos, en primer lugar, los moles de NH 3 correspondientes a 50 gramos de dicho gas mediante su masa molecular (17 gr/mol): 1

2 Moles de NH 3 = = 2,94 moles de NH 3 Seguidamente hallamos los moles de O 2 desprendidos utilizando la relación estequimétrica de la ecuación ajustada entre el NH 3 y el O 2 : Utilizando la ecuación de los gases ideales hallamos el volumen correspondiente en condiciones normales (p = 1atm, T = 273 K): c) Para hallar el número de moléculas de NO es necesario conocer el número de moles de dicho gas que se forman; para ello se utiliza la relación estequiométrica de modo que Y el número de moléculas de NO se calcula utilizando el número de Avogadro, 6, , que es el número de moléculas contenidas en un mol de NO: 39. Habitualmente el carbono reacciona con el oxígeno para dar dióxido de carbono. Pero cuando no hay oxígeno suficiente la reacción produce monóxido de carbono, un gas venenoso que puede ocasionar la muerte. a) Escribe la reacción en la que el carbono se transforma en dióxido de carbono y en monóxido de carbono. b) Calcula las moléculas de monóxido de carbono y de dióxido de carbono que se obtendrían si 1 kg de carbono se transformase íntegramente en cada una de esas sustancias. c) Halla la presión que ejercería el monóxido o el dióxido de carbono que has calculado en el apartado anterior si la combustión señalada se produce en una habitación de 3 x 4 x 2,5 m 3 que se encuentra a 25 0 C. a) La reacción pedida es: 4C + 3O 2 2CO + 2CO 2 b) Hallamos previamente los moles de carbono contenidos en 1 kg mediante su masa atómica, 12 gr/mol: 2

3 De donde x = 83,33 moles de C. Seguidamente, conforme a la relación estequiométrica de la ecuación del apartado a): y De una y otra relación se obtiene: moles de CO = moles de = 41,67 moles. Sabiendo que hay 6, moléculas/mol: Número de moléculas de CO = número de moléculas de CO 2 = = 41,67 moles 6, moléculas/mol =2, moléculas c) Mediante la ecuación de los gases ideales, PV = nrt, obtenemos: Obviamente esta es la misma presión que ejerce el CO 2 puesto disponemos de los mismos moles que de CO y en las mismas condiciones, de este modo: 40. Cuando una persona sufre intoxicación por monóxido de carbono se le aplica oxígeno para que transforme el monóxido en dióxido de carbono en dióxido de carbono, ya que este gas no resulta venenoso. A una persona se le ha administrado el oxígeno que se encuentra en una bombona de 2 L, a 3 atm de presión y a 25 0 C. Calcula el volumen de monóxido de carbono que ha reaccionado y el volumen de dióxido de carbono que se ha obtenido si ambos estaban a 1 atm y a 25 0 C. La reacción del CO con el oxígeno es: 2CO + O 2 2CO 2 El número de moles de O 2 se obtiene utilizando la ecuación de estado del gas ideal en las condiciones en las que se encuentra dicho gas encerrado en la bombona: Según la relación estequimétrica de la ecuación ajustada: 3

4 y De modo que: moles de CO = moles de = 0,5 moles. El volumen será el mismo en cada caso puesto que las condiciones de ambos gases son las mismas: 41. La gasolina incluye en su composición octano (C 8 H 18 ), un compuesto que se quema con el oxígeno del aire dando dióxido de carbono y agua. a) Escribe la ecuación química de la reacción que se produce. b) Calcula el volumen de oxígeno, en condiciones normales, que se necesita para quemar 1 litro de gasolina de densidad 0,8 g/ml. c) Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá, medido en condiciones normales. a) La ecuación química pedida es: 2C 8 H O 2 16CO H 2 O b) Los gramos de gasolina contenidos en 1 litro de dicho combustible cuya densidad es 0,8 g/ml son: gramos de gasolina (C 8 H 18 ) = 0,8 g/ml 1000 ml = 800 gramos de C 8 H 18 Los moles correspondientes de C 8 H 18 son (masa molecular del octano, 114 g/mol): Moles de C 8 H 18 = = 7 moles de C 8 H 18 Según la relación estequimétrica de la ecuación del apartado a): y mediante la ecuación de estado de los gases ideales, en las condicione normales de presión y temperatura: c) Si las condiciones en las que se miden los gases son las mismas, la relación estequimétrica de una ecuación permite relacionar los volúmenes gaseosos de igual modo que se relacionan los moles, de este modo: 4

5 42. Al gas cloro se obtiene en la industria por electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio (agua de mar). La reacción (sin ajustar) es la siguiente: NaCl + H 2 O NaOH + Cl 2 (g) + H 2 (g) a) Qué volumen de cloro, medido en condiciones normales, se obtendrá si se utilizan 2,5 kg de cloruro de sodio? b) Cuántos kg de NaOH se obtendrán? a) En primer lugar debemos ajustar la ecuación: 2NaCl + 2H 2 O 2NaOH + Cl 2 (g) + H 2 (g) Seguidamente obtenemos los moles de NaCl contenidos en 2,5 kg de dicha sal (masa molecular, 58,5 g/mol): Moles de NaCl = = 42,7 moles de NaCl Según la estequimetría de la ecuación: x = 21,4 moles de Cl 2 que corresponden a un volumen medido en condiciones normales: b) Según la estequiometria de la ecuación: x = 42,7 moles de NaOH y por medio de la masa molecular del NaOH (40 gramos/mol): gramos de NaOH = 42,7 moles 40 gramos/mol = 1708 gramos de NaOH = 1,708 kg de NaOH 43. El carburo de silicio (SiC) es un abrasivo indusrial que se obtiene haciendo reaccionar dióxido de silicio co carbono. Como producto de reacción se obtiene, además, monóxido de carbono. a) Escribe la ecuación química ajustada de la reacción. b) Calcula la masa de carbono que debe reaccionar para producir 25 kg de SiC. 5

6 c) Calcula la presión que ejercerá el monóxido de carbono que se obtiene si se recoge en un recipiente de 10 L a 50 0 C. a) La reacción ajustada es: SiO 2 +3C SiC + 2CO b) En primer lugar calculamos los moles que corresponden a 25 kg de SiC. La mas molecular del SiC es 40,1 g/mol, de modo que: moles de SiC = g /40,1 g mol -1 = 623,44 moles de SiC Seguidamente, de acuerdo con la relación estequimétrica de la ecuación del apartado a): X = 1.870,3 moles de C y utilizando la masa molecular del C (12 g/mol): gramos de carbono = 1.246,9 moles 12 g/mol = ,8 gramos 15 kg de carbono c) Hallamos los moles de CO mediante la relación: Y utilizando la ecuación de estado del gas ideal: X = 1.246,9 moles de CO 44. Una roca caliza contiene un 70 % de carbonato de calcio, sustancia que, al calentarse, desprende dióxido de carbono y óxido de calcio. Determina el volumen de dióxido de carbono, medido en condiciones normales, que se producirá cuando se calcinen 25 kg de roca caliza. Cuántos kg de óxido de calcio se producirán? La ecuación química correspondiente es: CaCO 3 + calor CaO + CO 2 Conforme al porcentaje de carbonato de calcio contenido en la caliza (70 %), 25 kg de roca contienen: Gramos de CaCO 3 = gramos de roca 0,70 g de CaCO 3 /g de caliza = gramos de de CaCO 3 que corresponden a (masa molecular del CaCO 3, 100 g/mol): moles de CaCO 3 = g/100 g mol -1 = 175 moles de CaCO 3 6

7 y, según la estequimetría de la ecuación, El volumen de CO 2 se halla mediante: Para determinar los kg de CaO vemos que el número de moles de CaO que se forman es el mismo que de CO 2, en conformidad con la reacción estequimétrica de la reacción ajustada: 1 mol de CaO/1 mol de CO 2, de modo que se forman también 175 moles de CaO; la masa molecular del CaO es 56 g/mol, por consiguiente: gramos de CaO = 175 moles de CaO 56 g/mol =9800 g = 9,8 kg de CaO 45. Para determinar la riqueza en magnesio de una aleación se toma una muestra de 2,83 g de la misma y se la hace reaccionar con oxígeno en unas condiciones en las que solo se obtiene óxido de magnesio en una cantidad de 3,6 g. Cuál será el porcentaje de magnesio en la aleación? La reacción correspondiente a la combustión del magnesio es: 2Mg + O 2 = 2MgO Los moles de MgO obtenidos son (masa molecular del MgO, 40,3 g/mol): Moles de MgO = 3,6 gramos/40,3 g mol -1 = 0,089 moles de MgO Que corresponde a la misma cantidad en moles de Mg (según la relación estequimétrica de la ecuación ajustada), por consiguiente los gramos de Mg que han reaccionado son: gramos de Mg = 0,089 moles 24,4 g/mol = 2,16 gramos de Mg pero la muestra de aleación tenía una masa de 2,83, por consiguiente la riqueza en Mg de dicha muestra es: % de riqueza en peso de Mg = 46. El butano, C 4 H 10, arde por acción del oxígeno dando dióxido de carbono y agua. Qué volumen de aire, a 1 atm de presión y 25 0 C, se necesita para reaccionar con 2,5 kg de butano?. Dato: el aire tiene un 20 % en volumen de oxígeno. La reacción ajustada correspondiente a la combustión del butano es: 2C 4 H O 2 8CO H 2 O Hallamos los moles de butano contenidos en 2,5 kg de dicho gas por medio de su masa molecular (58 g/mol): moles de C 4 H 10 = g/58 g mol -1 = 43,1 moles de butano 7

8 Según la ecuación ajustada: x = 280,2 moles de O 2 cuyo volumen en las condiciones de presión y temperatura señaladas en el enunciado es: Volumen de O 2 que corresponde al 20 % del total del volumen de aire, el cual se obtiene de: x = litros de aire 47. El P 4 (g) reacciona con el Cl 2 (g) para dar PCl 3 (g). En un recipiente de 15 L que contiene Cl 2 en condiciones normales se introducen 20 g de fósforo y se ponen en condiciones de reaccionar. Cuál es la máxima cantidad de tricloruro de fósforo que se puede obtener? Determina la presión que ejercerá si se recoge en el recipiente de 15 L a 50 0 C. La ecuación química correspondiente es: P 4 (g) + 6Cl 2 (g) 4PCl 3 Calculamos el número de moles de gas Cl 2 mediante la ecuación de estado del gas ideal: Los moles correspondientes a los 20 g de fósforo P 4 (masa molecular 124 g/mol) son: Moles de fósforo P 4 = 20 g/124 g mol -1 = 0,16 moles de fósforo. La proporción estequimétrica pide 6 moles de cloro por cada mol de fósforo que reacciona, de modo que los 0,16 moles de fósforo necesitarían, para reacción completa, 0,16x6 = 0,96 moles de cloro; dado que solo disponemos de 0,67 el cloro está en menor proporción que la estequimétrica, luego el Cl 2 es el reactivo limitante. Hallamos la cantidad de PCl 3 utilizando la relación estequimétrica con el reactivo limitante, el cloro: La cantidad en gramos de es (masa molecular, 137,5 g/mol): Gramos de = 0,45 moles 137,5 g/mol = 62 gramos. La presión que ejerce el la hallamos mediante la ecuación de los gases ideales: 8

9 48. Cuando el cloruro de calcio reacciona con carbonato de sodio se obtiene un precipitado blanco de carbonato de calcio y otra sustancia. Si se mezclan 20 ml de una disolución 5 M de Na 2 CO 3 con 30 ml de disolución 4 M en CaCl 2, calcula la cantidad de precipitado blanco que se obtendrá. Con los datos del enunciado se deja ver que estamos ante una reacción de doble sustitución: CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl Hallamos los moles de cada reactivo (cloruro de calcio y carbonato de sodio): moles de CaCl 2 = 0,030 L 4 moles/l = 0,12 moles de CaCl 2 moles de Na 2 CO 3 = 0,020 L 5 moles/l = 0,10 moles de Na 2 CO 3 Dado que la relación estequimétrica es 1:1 el reactivo limitante (el que está en menor proporción que la estequimétria) es el Na 2 CO 3, que será el reactivo de referencia para obtener la cantidad de NaCl pedida: Dado que la masa molecular del gramos de es 100 g/mol, los gramos de dicha sal que se obtienen son: = 0,10 moles 100 gramos/mol = 10 gramos de 49. El primer paso en la fabricación del ácido nítrico consiste en la oxidación del amoniaco, proceso que representamos por medio de la ecuación (sin ajustar): NH 3 (g) + O 2 (g) NO(g) + H 2 O(g) En un recipiente se introducen 25 L de amoniaco y 50 L de oxígeno medidos en condiciones normales. Determina los gramos de cada una de las sustancias que tendremos al final del proceso. En primer lugar ajustamos la ecuación dada: 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 4NO(g) + 6H 2 O(g) Los coeficientes de ajustes determinan, para las sustancias gaseosas, tanto la relación en moles como la relación de volúmenes medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. En este caso, la relación estequiométrica entre el NH 3 y el O 2 es 4:5, pero los volúmenes que se han colocado en el recipiente son 25 y 50 L, respectivamente, luego reactivo limitante (el que se encuentra en menor proporción que la estequimétrica) es el NH 3. Los moles de NH 3 correspondientes a los 25 L medidos en condiciones normales, son: Y mediante las relaciones estequimétricas que proporciona la ecuación ajustada, se obtiene: 9

10 moles que reaccionan de O 2 = 5/4 0,12 de NH 3 = 0,15 moles de O 2 moles que se forman de NO = 4/4 0,12 de NH 3 = 0,12 moles de NO moles que se forman de H 2 O = 6/4 0,12 de NH 3 = 0,18 moles de H 2 O Para hallar el número de moles de O 2 contenidos en 50 L medidos en condiciones normales, basta con saber que 25 L de NH 3 medidos en las mismas condiciones contienen 0,12 moles, de modo que: Moles iniciales de O 2 = 2 0,12 = 0,24 moles, Pero como han reaccionado 0,15 moles, quedarán sin reaccionar: Moles de O 2 sin reaccionar: 0,24 0,15 = 0,09 moles. Los gramos cada sustancia al final del proceso son: gramos de O 2 que quedan sin reaccionar : 0,09 moles 32 g/mol = 2,9 gramos gramos de NO: 0,12 moles 30 g/mol = 3,6 gramos gramos de H 2 O = 0,12 moles 18 gramos/mol = 2,16 gramos gramos de NH 3 = 0 gramos, pues ha reaccionado totalmente. 50. El aluminio reacciona con el ácido sulfúrico dando sulfato de aluminio e hidrógeno. Se hacen reaccionar 5 g de aluminio con 40 ml de H 2 SO 4 1,25 M. Cuántos gramos de hidrógeno se obtendrán como máximo? La ecuación ajustada es: 2Al + 3H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 Hallamos los moles de cada reactivo para saber cuál es el reactivo limitante: Moles de aluminio = 5 gramos/27 g mol -1 = 0,185 moles de Al Moles de H 2 SO 4 = 0,040 L 1,25 moles/l = 0,05 moles de ácido sulfúrico La proporción molar estequiométrica es: moles H 2 SO 4 /moles Al = 3/2, pero la cantidad de moles de Al es mayor que la disponible de ácido sulfúrico luego el reactivo limitante es el ácido sulfúrico. Este compuesto será el que se utilice para realizar los cálculos: X = 0,05 moles de H 2 Y la cantidad en gramos de H 2 es: 0,05 moles de H 2 2 gramos/mol = 0,10 gramos de H Sabemos que cuando un ácido reacciona con una base neutralizan sus efectos. Será suficiente añadir 18 g de hidróxido de aluminio a 200 ml de una disolución de ácido sulfúrico 1,5 M para tener un medio neutro?. Determina si después de la reacción tenemos un medio ácido o básico La reacción ácido base está expresada por la ecuación ya ajustada: 10

11 Hallamos los moles de cada reactivo: 3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O Moles de Al(OH) 3 = 18 gramos / 78 g mol -1 = 0,23 moles de hidróxido de aluminio Moles de H 2 SO 4 = 0,200 L 1,5 moles/l = 0,3 moles de ácido sulfúrico Aunque hay más moles de ácido sulfúrico que de hidróxido de aluminio no se da la proporción estequimétrica para reacción completa pues debería haber de ácido 3 moles ácido/2 mol de base 0,23 moles de base= 0,35 moles de ácido. Pero sólo se dispone de 0,3 moles de H 2 SO 4 de modo que este es el reactivo limitante. Se consume todo el ácido y la cantidad en moles que se consume de hidróxido de aluminio: X = 0,2 moles de Y quedan sin reaccionar = 0,23 moles 0,20 moles = 0,03 moles de. Dado que queda en exceso la base (el hidróxido) después de la reacción tendremos un medio ligeramente básico. 11

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