Reacciones químicas. Aspectos estequiométricos, energéticos, cinéticos, medioambientales y sociales

Transcripción

1 Reacciones químicas Aspectos estequiométricos, energéticos, cinéticos, medioambientales y sociales

2 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?

3 Cálculos estequiométricos

4 2 CO + O 2 2 CO 2 2 moléculas de CO 1 molécula de O 2 2 moléculas de CO 2 20 moléculas de CO 10 molécula de O 2 20 moléculas de CO 2 2 6, moléculas de CO 6, moléculas de O 2 2 6, moléculas de CO 2 2 moles de CO 1 mol de O 2 Recuerda: 6, es el Nº de Avogadro Es el nº de moléculas que hay en un mol 2 moles de CO 2

5 2 CO + O 2 2 CO 2 2 moles de CO 1 mol de O 2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la PROPORCIÓN entre moles de reactivos y productos 2 moles de CO 2

6 Cálculos masa-masa

7 N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) exceso 100 g masa o volumen?

8 Deseamos saber cuánto NH 3 se forma a partir de 100 g de H 2 y en exceso de N 2 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 1º Calculamos los moles que son los 100 g de H 2 Calcular la masa molecular del hidrógeno a partir de su masa atómica y teniendo en cuenta que es diátómico DATO MOLES de H 2 2º Calculamos los moles de NH 3 que se forman con esos moles de H 2 MOLES de H 2 MOLES de NH 3 Conocemos la proporción en moles por la ecuación ajustada 3º Calculamos la masa de NH 3 que son esos moles MOLES de NH 3 masa de NH 3 Calcular la masa molecular del amoniaco con las masas atómicas

9 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 Empleando coeficientes de la ecuación química ajustada Moles de la sustancia B

10 Cálculos masa-volumen (gas)

11 Deseamos saber cuánto NH 3 se forma a partir de 100 g de H 2 y en exceso de N 2 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 1º Calculamos los moles que son los 100 g de H 2 DATO MOLES de H 2 2º Calculamos los moles de NH 3 que se forman con esos moles de H 2 MOLES de H 2 MOLES de NH 3 Conocemos la proporción en moles por la ecuación ajustada 3º Como el NH 3 es un GAS, si conocemos la P y la T podemos calcular el volumen Utilizamos la ecuación: P.V = n.r.t MOLES de NH 3 volumen de NH 3

12 Ecuaciones Químicas: Metodología Gramos de la Sustancia A Gramos de la sustancia B Volumen de la sustancia B si es gas Empleando la masa molecular de A Empleando la masa molecular de B Empleando P.V = n.r.t Moles de la sustancia A Empleando coeficientes de la ecuación química ajustada Moles de la sustancia B

13 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 H 2 + O 2 2 H 2 O 2 moles de H 2 1 mol de O 2 2 moles de H 2 O 2 22,4 litros de H 2 22,4 litros de O ,4 litros de H 2 O + (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)

14 El cobre, Cu, se obtiene metalúrgicamente a partir de calcopirita, CuFeS 2, que es la fuente mineral de dicho elemento. La reacción es: 2 CuFeS 2 (s) + 5 O 2 (g) 2 Cu (s) + 2 FeO(s) + 4 SO 2 (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 SO 2, 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 (CuFeS 2 ) = 183 g/mol; M (Cu) = 63.5 g/mol 1mol CuFeS 2 mol Cu g Cu (1.00 g CuFeS2 ) = 0.347g (Cu) 183 g CuFeS 2 2 mol CuFeS 2 1mol Cu 1mol CuFeS 4 mol SO ,4 L SO 2 (1.00 g CuFeS ) = 0.24 litros (SO ) g CuFeS2 2 mol CuFeS2 1mol SO 2en C.N.

15 La glucosa (C 6 H 12 O 6 ) 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, C 6 H 12 O 6? Sabiendo que el calor de combustión de la glucosa es kj/mol, calcular la energía desprendida en dicha combustión.

16 Cuántos gramos de dióxido de carbono se producen en la combustión de 1.00 g de glucosa, C 6 H 12 O 6? C 6 H 12 O 6 (s) + 6 O 2 (g) 6 CO 2 (g) + 6 H 2 O(l) Las etapas se pueden resumir en el diagrama 1.00 g C 6 H 12 O 6 1,47 g CO 2 no es posible el cálculo directo x 1 mol C 6 H 12 O g C 6 H 12 O 6 x 44 g CO 1mol CO mol CO 5.56x mol C 6 H 12 O 6 x 3.33x10-2 mol CO 2 1mol C6H12O6

17 C 6 H 12 O 6 (s) + 6 O 2 (g) 6 CO 2 (g) + 6 H 2 O(l) Enlazando todos los factores: (1.00 g C 1mol C H O 6 mol CO 44 g CO H12O6) 1.47g CO2 180 g C6H12O 6 1mol C6H12O 6 1mol CO 2 El calor de combustión de la glucosa es 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 1mol C H O 2816kJ se desprenden (1.00 g C6H12O6) 180 g C6H12O 6 1mol C6H12O 6 15,64 kj

18 Cálculos masa-volumen (líquido)

19 La gasolina es una mezcla de hidrocarburos. Su combustión produce C0 2 (g) y H 2 0 (1). Suponiendo que la gasolina estuviese formada únicamente por el hidrocarburo de fórmula C 8 H 18 (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 C0 2 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. C 8 H 18 (l) + 25/2 O 2 8 CO H 2 O 60 litros C 800 g C H 1mol C H moles de O H18 =1259 moles de O2 1litros C8H g de C8H 18 1mol C8H atm 755 mm de Hg 0,99atm 760 mm de Hg T= 25ºC= 298 K P.V = n.r.t V= 30968,6 litros de O 2 se necesitan 30968,6 litros de O 100 litros de aire 21litros de O ,8 litros de aire

20 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. V en litros disolución M moles 1litro soluto disolución n º moles de soluto

21 La dureza del agua es debida principalmente a la presencia de sulfato de calcio (CaSO 4 ) en el agua. Una de las formas de eliminar este sulfato es añadirle carbonato de sodio Na 2 CO 3, la reacción que tiene lugar se representa por la ecuación: CaS0 4 (ac) + Na 2 CO 3 (ac) CaC0 3 (s) + Na 2 SO 4 (ac) Qué masa de carbonato de sodio debe añadirse para eliminar todo el sulfato de calcio que hay en m 3 de agua que contiene CaSO 4 en una concentración de 1, 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

22 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.cm 3 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.

23 Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO 3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm 3 de Na 2 S 0,1 M. Masas moleculares: AgNO 3 = 169,88 u; Na 2 S = 78 u 2 AgNO 3 + Na 2 S Ag 2 S + 2NaNO 3 V? 0,1 M 100 cm 3 0,1 M (100 cm 3 dis. de Na 2 0,1 mol Na2S 2molAgNO S) cm dis. 1mol Na S 2 3 1litro dis. de AgNO 0,1mol AgNO 3 3 0,2 litros 0,2 litros de la disolución de AgNO 3 hacen falta, es decir, 200 cm 3

24 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

25 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) Moles soluto = volumen disolución. Molaridad

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28 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 AB 2?

29 Reactivo limitante antes de la reacción 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l) Si partimos de 10 moles de H 2 y 7 moles de O 2, quién limita la reacción?. Ya que 2 moles H 2 = 1 mol O 2, el nº de moles de O 2 necesarios para consumir totalmente los 10 moles de H 2 serán: Moles de O 2 = (10 moles H 2 ) x (1 mol O 2 / 2 mol H 2 ) = 5 mol O 2 después de la reacción Como se disponen de 7 moles O 2 al inicio de la reacción, al término de la misma quedarán 2 mol de O 2 sin reaccionar y se habrán consumido en su totalidad los 10 mol de H 2, el cual será, evidentemente el reactante limitante.

30 Reactivo Limitante: 2 a 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.

31 Reactivo Limitante: 2 a 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 AgNO 3 (ac) 2 Ag (s) + Zn(NO 3 ) 2 (ac) Cuántos gramos de Ag se pueden formar a partir de estas cantidades?. Para Zn: 1mol Zn 2 mol Ag g Ag (2 g Zn) = 6.6 g Ag g Zn 1mol Zn 1mol Ag Para nitrato: (2.50g AgNO 1mol AgNO 3 ) g AgNO 3 2 mol Ag 2 mol AgNO g Ag 1mol Ag 3 =1.6 gag 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 AgNO 3, y la cantidad de plata formada 1.6 g

32 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: rendimient o real cantidad real % redimiento = 100 = 100 rendimient o teórico cantidad teórica El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química

33 Imagínese que esta trabajando sobre la forma de mejorar el proceso mediante el cual el mineral de hierro, que contiene Fe 2 O 3, se convierte en hierro. En sus ensayos, realiza la reacción siguiente a escala de laboratorio: Fe 2 O 3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO 2 (g) (a) Si parte de 150 g de Fe 2 O 3 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: 1mol Fe O 2 mol Fe g Fe (150 g Fe2O3) =104.9 g Fe g Fe2O 3 1mol Fe2O 3 1mol Fe (b) % rendimiento % rendimiento = rendimiento real rendimiento teórico 87.9 g 100 = g 100 = 83.8 %

34 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 H 2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn = 65,38 2 HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 22,75 g de Zn 1 mol Zn 1mol de H2 2 g de H 2 (22,75 g de muestra) = 0,645 g de H2 100 g de muestra 65,38 g de Zn 1mol Zn 1mol 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, Zn impuro, etc.

35 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 FeS Fe 2 O 3 +8 S0 2 2 S S0 3 S0 3 + H 2 0 H 2 S0 4 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.