Tema 5 Reacciones químicas

Tema 5 Reacciones químicas IES Padre Manjón Prof: Eduardo Eisman 1 Reacciones químicas: Índice CONTENIDOS 1. La reacción química: cómo se produce 2. La energía en las reacciones químicas 3. La velocidad de las reacciones químicas 4. La cantidad de sustancia. El mol 5. Cálculos en las reacciones químicas CRITERIOS DE EVALUACIÓN ESTÁNDARES DE APRENDIZAJE 1. Comprender el mecanismo de una reacción química y deducir la ley de conservación de la masa a partir del concepto de la reorganización atómica que tiene lugar. 2. Razonar cómo se altera la velocidad de una reacción al modificar alguno de los factores que influyen sobre la misma, utilizando el modelo cinético-molecular y la teoría de colisiones para justificar esta predicción. 3. Reconocer los grupos funcionales presentes en moléculas de especial interés. 1.1. Interpreta reacciones químicas sencillas utilizando la teoría de colisiones y deduce la ley de conservación de la masa. 2.1. Predice el efecto que sobre la velocidad de reacción tienen: la concentración de los reactivos, la temperatura, el grado de división de los reactivos sólidos y los catalizadores. 2.2. Analiza el efecto de los distintos factores que afectan a la velocidad de una reacción química ya sea a través de experiencias de laboratorio o mediante aplicaciones virtuales interactivas en las que la manipulación de las distintas variables permita extraer conclusiones. 3.1. Determina el carácter endotérmico o exotérmico de una reacción química analizando el signo del calor de reacción asociado. 2

Reacciones químicas: Índice CRITERIOS DE EVALUACIÓN 4. Interpretar ecuaciones termoquímicas y distinguir entre reacciones endotérmicas y exotérmicas. 5. Realizar cálculos estequiométricos con reactivos puros suponiendo un rendimiento completo de la reacción, partiendo del ajuste de la ecuación química correspondiente. ESTÁNDARES DE APRENDIZAJE 4.1. Realiza cálculos que relacionen la cantidad de sustancia, la masa atómica o molecular y la constante del número de Avogadro. 5.1. Interpreta los coeficientes de una ecuación química en términos de partículas, moles y, en el caso de reacciones entre gases, en términos de volúmenes. 5.2. Resuelve problemas, realizando cálculos estequiométricos, con reactivos puros y suponiendo un rendimiento completo de la reacción, tanto si los reactivos están en estado sólido como en disolución. 3 1.1 Cambios físicos Un cambio físico es una transformación en la que no varía la naturaleza de la materia. Entre los cambios físicos más habituales se encuentran los cambios de estado. EN EL AGUA EN EL ALCOHOL Vapores de alcohol EL HIERRO Y EL AZUFRE Hierro Azufre Los mezclamos Imán Hielo Agua Calor En los cambios físicos no se modifica la naturaleza de las sustancias que experimentan la transformación. Antes y después del cambio tiene la misma fórmula química. Los cambios físicos no son reacciones químicas. 4

1.2 Cambios químicos Un cambio químico es una transformación en la que varía la naturaleza de la materia. Los cambios químicos también se llaman reacciones químicas. Electrodos EN EL AGUA EN EL ALCOHOL Alcohol ardiendo EL HIERRO Y EL AZUFRE Mezcla de hierro y azufre Agua Burbujas de hidrógeno Sólido negro que no es atraído por el imán En una transformación química, los reactivos y los productos tienen fórmulas químicas diferentes. 5 1.3 Algunos tipos de reacciones químicas Las reacciones químicas son aquellos cambios en los que unas sustancias se transforman en otras diferentes. Algunos tipos de Reacciones Químicas De oxidación De combustión En nuestra vida En la industria Es la reacción química que se produce cuando una sustancia se combina con el oxígeno. Es un tipo especial de oxidación, muy rápida, donde se desprende gras cantidad de calor. Reacciones de fotosíntesis y las reacciones que se producen en la respiración celular. Reacciones en las que las materia primas se convierten en sustancias diferentes y útiles para todos nosotros. CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O + Q Fruta oxidada (derecha) Combustión gas metano N 2 + 3 H 2 2 NH 3 6

2.1 Las reacciones químicas: teoría de las colisiones Según la teoría de las colisiones, las reacciones químicas se producen cuando las moléculas de los reactivos chocan entre sí y se rompen. Los átomos que se han liberado se reorganizan, formando las nuevas moléculas. Formación del ácido clorhídrico 7 2.2 Las reacciones químicas: teoría de las colisiones Formación del agua O 2 H 2 8

2.3 La reacción química: cómo se produce 1. El gas hidrógeno reacciona con el gas cloro para dar cloruro de hidrógeno. Observa la siguiente representación para las distintas sustancias: a) Explica el proceso representado en este esquema en términos de la teoría de las colisiones. b) Representa ahora qué le ocurre a cada una de las partículas. 2. El esquema siguiente representa la reacción en la que el gas hidrógeno reacciona con el gas nitrógeno para dar amoníaco: a) Explícalo en términos de la teoría de colisiones. b) Razona que ocurrirá si solo hubiese una molécula de nitrógeno y dos de hidrógeno. c) Y si solo hubiese una molécula de N 2 y una de H 2? 9 2.4 La reacción química: cómo se produce Lo que cambia y lo que se conserva en las reacciones En una reacción química los átomos que formaban parte de los reactivos se recolocan para dar lugar a los productos. Las moléculas de los reactivos deben estar en una determinada proporción. En una reacción química Se conserva El número de átomos de cada elemento. La masa Cambia La fórmula química de las sustancias. El número de moléculas (en la mayoría de los casos). En 1772 Antoine-Laurent Lavoisier estableció la ley de conservación de la masa: En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. La masa total de los reactivos coincide con la masa de los productos. 10

2.5 La reacción química: cómo se produce 3. Se comprueba que 28 g de gas nitrógeno reaccionan exactamente con 6 g de gas hidrógeno para dar amoníaco. a) Cuántos gramos de amoníaco se han formado? b) Si se introducen 28 g de gas nitrógeno y 28 g de gas hidrógeno, qué cantidad de amoníaco se forma? c) Si se introducen 6 g de gas nitrógeno y 6 g de gas hidrógeno, qué cantidad de gas amoníaco se forma? 11 3.1 Energía en las reacciones químicas A qué se debe la energía absorbida o liberada en una reacción química? o Para que se verifique una reacción química ha de producirse: La ruptura de los enlaces en los reactivos. Implica generalmente aportar energía. El reagrupamiento de los átomos de forma distinta. La formación de nuevos enlaces para formarse los productos. Lo que generalmente implica un desprendimiento de energía. En el balance final de energía para el proceso puede ocurrir: Energía aportada > Energía desprendida. La reacción absorbe energía (calor). Reacción endotérmica Energía aportada < Energía desprendida. La reacción desprende energía (calor). Reacción exotérmica El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del proceso: 2 KClO 3 + 89,4 kj 2 KCl + 3 O 2 Reacción endotérmica CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O + 875 kj Reacción exotérmica 12

3.2 Energía en las reacciones químicas Energía Ca + C + 3 O Reacción endotérmica CaCO 3 + 178,3 kj CaO + CO 2 Energía de activación Productos CaO + CO 2 178,3 kj Energía absorbida Reactivos CaCO 3 Avance de la reacción 13 3.3 Energía en las reacciones químicas Energía C + 4 H + 4 O Energía de activación Reactivos Reacción exotérmica CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O + 875 kj CH 4 + 2 O 2 875 kj Energía desprendida Productos CO 2 + 2 H 2 O Avance de la reacción 14

3.4 Energía en las reacciones químicas Para descomponerse la caliza CaCO 3, en óxido de calcio y dióxido de carbono, se necesitan 178,3 kj/mol. Qué cantidad de energía se necesita para descomponer 50 kg de caliza? Reacción CaCO 3 + 178,3 kj CaO + CO 2 endotérmica 1 mol 1 mol 1 mol 3 3 50.10 g decaco3 3 1mol CaCO 100 g de CaCO 500 mol de CaCO3 500 mol de CaCO 3 kj.178,3 mol CaCO 89150 kj 3 Para descomponer 50 kg de caliza se necesitan 89150 kj 15 4.1 Velocidad de reacción: factores que influyen Se denomina velocidad de una reacción química a la rapidez con que los reactivos se transforman en productos. Factores que influyen en la velocidad de reacción: La temperatura La concentración Número de moléculas T 1 T 2 T 2 > T 1 E a Energía cinética Al incrementarse la temperatura, aumenta la energía cinética media y el número de moléculas que alcanza la energía de activación. Aumenta la velocidad de reacción. Según la TCM, el número de choques entre las moléculas es proporcional a la concentración de cada uno de los reactivos, al aumentar la concentración, aumentará la velocidad de reacción. 16

4.2 Velocidad de reacción: factores que influyen Factores que influyen en la velocidad de reacción: El grado de división Los catalizadores Dado que la reacción sólo tiene lugar en la superficie de contacto, la velocidad de reacción depende directamente del tamaño de esta área. Los reactivos sólidos se suelen triturar. Los catalizadores son sustancias que modifican notablemente la velocidad de las reacciones sin que ellos experimenten variación química alguna y sin que aumente la cantidad del producto formado. 17 5.1 Unidad de masa atómica Los átomos son muy pequeños y en consecuencia su masa, también lo es; por tanto si usamos como unidad para medirla las unidades de masa a las que estamos acostumbrados (g, kg..), obtendríamos valores muy pequeños, difícilmente manejables. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una masa de 1, 66.10 27 kg y el de carbono 2,00.10 26 kg. Por esta razón para medir la masa de los átomos se adopta una nueva unidad: la unidad de masa atómica ( u ), que se define de la siguiente manera: Una unidad de masa atómica (u) es la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12. 1/12 parte del átomo de 12 C. 1 unidad de masa atómica ( u ) Su masa en kg es 1, 66. 10 27 kg 18

5.2 Masa atómica y masa molecular Masa atómica de un elemento se obtiene comparando la masa de uno de sus átomos con la unidad de masa atómica (u). Masa atómica del Ca = 40 u. Significa que la masa de un átomo de Ca es 40 veces la unidad de masa atómica. Masa molecular de un compuesto se obtiene sumando las masas atómicas de cada uno de los átomos que forman la molécula. Masa molecular del Na 2 S = 2 masa atómica Na + masa atómica S = 2.23 u + 32 u = 78 u Sustancia Masa atómica Sustancia Masa molecular Oxígeno O 16 u Hidróxido de calcio Ca(OH) 2 74 u Azufre S 32 u Amoniaco NH 3 17 u Plomo Pb 207 u Ácido sulfúrico H 2 (SO) 4 98 u Bario Ba 137,3 u Butano C 4 H 10 58 u Mercurio Hg 200,6 u Oxígeno O 2 32 u Plata Ag 107,9 u Dióxido de carbono CO 2 44 u 19 5.3 Mol de una sustancia y número de Avogadro Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas (N A = 6,022 10 23 ). Estas partículas pueden ser átomos, moléculas, iones, etc. El mol coincide con la masa atómica o la masa molecular expresada en gramos. En el Sistema Internacional (SI), el mol es la unidad de la magnitud cantidad de sustancia. Hierro Sodio Cloruro de potasio Masa atómica del hierro 55,8 u Masa atómica del sodio 23 u Masa molecular del O 2 32 u Masa molecular del KCl 74,6 u 1 mol de Fe 6,022 10 23 átomos 1 mol de Na 6,022 10 23 átomos 1 mol de O 2 6,022 10 23 moléculas 1 mol de KCl 6,022 10 23 moléculas 1 mol de Fe 55,8 g de Fe 1 mol de Na 23 g de Na 1 mol de O 2 1 mol de KCl 32 g de O 2 74,6 g de KCl 20

5.4 Mol de una sustancia y número de Avogadro Un mol de una sustancia es una cantidad equivalente a la que representa su masa atómica o molecular expresada en gramos. En un mol de una sustancia hay 6,022 10 23 (N A ) átomos o moléculas de esa sustancia. Un mol de diferentes sustancias 1 molécula de CO 2 44 u 1 mol de CO 2 44 g 1 mol de CO 2 6,022 10 23 moléculas de CO 2 21 5.5 Cantidad de sustancia en gramos y en moles 1.- Cuántos moles son: a) 7,0 g de Na; b) 20,5 g de H 2 O; c) 64,8 g de H 2 SO 4. a) 7,0 g Na 1molNa 23,0 g Na 0,304 mol Na 1molH2O b) 20,5 g H2O 18,0 g H O 1,139 mol H2O 1molH2SO4 c) 64,8g H2SO4 98,0 g H SO 0,661mol H2SO4 2 4 a) 65,4 g Zn 1,20mol Zn 78,5 g Zn 1molZn b) 16,0 g CH4 0,25mol CH 4 1molCH 4,0 g CH4 62,0 g H2CO3 c) 3,40mol H2CO3 1molHCO 210,8 g H2CO3 2 2.- Necesitamos disponer de: a) 1,20 moles de Zn; b) 0,25 moles de CH 4. ; c) 3,40 moles de H 2 CO 3 Cuántos gramos son de cada una de las sustancia? 4 2 3 22

5.6 Medida de la cantidad de sustancia. El mol 3.- a) Un átomo de aluminio tiene una masa de 27 u. Cuántos gramos son 3 mol de aluminio? b) Si tenemos un bloque de 100 g de aluminio cuántos moles de aluminio tenemos? a) Si 1 átomo de Al = 27 u, 1 mol de Al = 27 g, por tanto: b) 4.- Tenemos 30 g de amoniaco, NH 3. Cuántos moles de NH 3 tenemos? Cuántas moléculas de NH 3? Datos: M (N) = 14 u; M (H) = 1 u. 23 5.7 Medida de la cantidad de sustancia. Ejercicios 4.- Responde a las siguientes cuestiones: a) Cuántos átomos tendremos en un bloque de 100 g de aluminio? b) Si tenemos 5 10 22 átomos de aluminio, cuántos gramos de aluminio hay? Datos: M (Al) = 22 u. 5.- Contesta: a) Cuántos átomos tendremos en un bloque de 100 g de plomo? b) Si tenemos 5 10 22 átomos de plomo, cuántos gramos de plomo hay? Datos: M (Pb) = 207,2 u. 6.- Tenemos 66 g de CO 2. a) Cuántos moles de CO 2 hay? b) Cuántos moles de O hay? c) Cuántos átomos de C hay? d) Cuántos gramos de O hay? e) Cuántos gramos de CO 2 necesitamos para tener 3 g de C? Datos: M (C) = 12 u; M (O) = 16 u. 24

6.1 Concentración molar de las disoluciones. Molaridad Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. A la que está en mayor proporción se le llama disolvente, y a la que está en menor proporción se le llama soluto (puede haber varios). Disolvente Soluto Disolución Ejemplo Gas Gas Gas Líquido Líquido Líquido Líquido Sólido Líquido Sólido Sólido Sólido Disolvente: N 2 Disolvente: agua Disolvente: agua Aire Solutos: O 2, CO 2, Ar Vino Soluto: alcohol Agua de mar Solutos: NaCl, KCl Bronce Cobre: > 80 % Estaño: < 20 % La concentración de una disolución indica la proporción en la que se encuentra el soluto en la mezcla. La molaridad (M) de una disolución indica los moles de soluto por litro de disolución: Se expresa en mol/l, abreviado: M. Se pronuncia molar. 25 6.2 Concentración molar de las disoluciones. Molaridad a) Cuál es la molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 5 g de CaCl 2 en agua hasta un volumen de 100 ml? b) Qué cantidad de soluto hay en 15 ml de disolución? Datos: M (Ca) = 40,08 u; M (Cl 2 ) = 35,45 u. a) b) 26

6.3 Concentración molar de las disoluciones. Molaridad 7.- Queremos preparar 250 ml de una disolución acuosa de cloruro de calcio 1,5 M. Calcula qué cantidad de soluto se necesita. Datos: M (Ca) = 40,08 u; M (Cl) = 35,45 u. 8.- Calcula el volumen de disolución de ácido clorhídrico 1,25 M que debemos usar para tener 0,5 mol de ácido. 27 7.1 La reacción química Una reacción química es un cambio en el que se modifica la naturaleza de la materia. Se parte de unas sustancias que llamamos reactivos y se obtienen, otras sustancias diferentes a las de partida, que llamamos productos de la reacción. Descomposición térmica Dicromato de amonio (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 Óxido de cromo (III) Cr 2 2O 3 REACTIVOS PRODUCTOS (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 (s) N 2 (g) + 4 H 2 O (l) + Cr 2 O 3 (s) Una ecuación química es una representación simbólica de una reacción química. GAS LÍQUIDO SÓLIDO COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO 28

7.2 Conservación de la masa: Ley de Lavoisier Ley de Lavoisiere: En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. En consecuencia, la masa permanece constante: es decir: la masa de los reactivos tienen que ser igual a la masa de los productos de la reacción. 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l) + 2 moléculas con dos átomos de hidrógeno cada una. 1 molécula con dos átomos de oxígeno 2 moléculas de agua con dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno cada una. La masa de 4 átomos de H más la masa de dos átomos de O. La masa de 4 átomos de H más la masa de dos átomos de O. 29 7.3 Conservación de la masa: Ley de Lavoisier Reacción de combustión de un hidrocarburo: se produce dióxido de carbono más agua, y se desprende energía. CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O + Q 1 molécula 2 moléculas 1 molécula 2 moléculas 6,022.10 23 moléculas 2. 6,022.10 23 moléculas 6,022.10 23 moléculas 2. 6,022.10 23 moléculas Se escribe la reacción química y se ajusta A nivel microscópico se establece la relación de moléculas 1 mol 2 mol 1 mol 2 mol 1 mol.16 g/mol 16 g de CH 4 2 mol. 32 g/mol 64 g de O 2 1 mol.44 g/mol 44 g de CO 2 2 mol.18 g/mol 36 g de H 2 O A nivel macroscópico se establece la relación de moles / gramos Masa de los reactivos 16 g + 64 g = 80 g Masa de los productos 44 g + 36 g = 80 g Ley de Lavoisiere: en toda reacción química la masa se conserva 30

7.4 Conservación de la masa: Ley de Lavoisier Reacción de combustión del etanol: CH 3 -CH 2 OH C 2 H 6 O + 3 O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O Se escribe la reacción química y se ajusta Etanol Oxígeno Dióxido de carbono Agua 1 mol 3 mol 2 mol 3 mol Relación de moles 1 mol.46 g/mol 46 g de C 2 H 6 O 3 mol. 32 g/mol 96 g de O 2 Masa de los reactivos 46 g + 96 g = 142 g 2 mol.44 g/mol 88 g de CO 2 3 mol.18 g/mol 54 g de H 2 O Masa de los productos 88 g + 54 g = 142 g Ley de Lavoisiere: en toda reacción química la masa se conserva C 2 H 6 O O 2 CO 2 H 2 O Masa molecular 1 mol Masa molar 2.12 + 6.1 + 16 = 46 u 2.16 = 32 u 12 + 2.16 = 44 u 2.1 + 16 = 18 u 46 g 32 g 44 g 18 g 31 8.1 Reacciones químicas en las que intervienen gases. Ley de Avogadro Cuando en una reacción intervienen varios gases que se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura, la proporción en volumen es la misma que la proporción en cantidad de sustancia, es decir, en moles: Ley de Avogadro. Un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 0ºC), ocupa siempre un volumen de 22,4 L. Al volumen de un mol de un gas en C.N. se le llama Volumen molar = 22,4 L Ejemplo: Reaccionan 1,3 litros de nitrógeno (gas) con hidrógeno (gas) para dar amoniaco (gas), todos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. a) Escribe y ajusta la ecuación correspondiente al proceso. b) Calcula los litros de hidrógeno necesarios para la reacción y los litros de amoniaco que se obtienen. N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 1 mol 3 mol 2 mol 1,3 L 3. 1,3 L 2. 1,3 L Como los gases están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura podemos establecer la relación directa entre moles y litros. 1molN 3mol H 1,3LN x 3,9L H x LH 2 2 2 2 2 1molN 2mol NH 1,3LN y 2,6L NH y L NH 2 2 3 3 3 32

8.2 Reacciones químicas en las que intervienen gases. Ley de Avogadro Ejemplo: En la reacción de formación de agua, calcula el volumen de H 2, medido a 2 atm y 50 ºC, que reacciona con 5 L de O 2, medido también a 2 atm y 50 ºC. 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) 2 (g) 2 (g) 2 (l) 2 mol de H 2 1 mol de H 2 2 mol de H 2 O? 5 L Calculamos el volumen de H 2 que reacciona con 5 L de O 2 en condiciones normales. 2molH 1mol O xlh x 10L H 5LO 2 2 2 2 2 33 9.1 Cálculos estequiométricos en masa El magnesio reacciona con el oxígeno para formar óxido de magnesio. Disponemos de 8 g de oxígeno. Calcula: a) Cuántos gramos de magnesio harán falta para reaccionar con todo el oxígeno disponible? b) Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán? 2 Mg + O 2 2 MgO 2 mol 1 mol 2 mol X mol de Mg 0,25 mol de O 2 Y mol de MgO Escribimos la reacción química y a continuación la ajustamos En la reacción por cada 2 mol de magnesio se necesitan un mol de O 2 y se obtienen 2 mol de MgO. 1molO2 8gO2. 0,25 mol O2 32 g O 2 Podemos trabajar con relación de masas en gramos o en moles. a) ) Cuántos gramos de magnesio harán falta para reaccionar con todo el oxígeno disponible?: a) Cuántos gramos de óxido de magnesio se obtendrán?: 0,25 molo 2molMg 24,3g Mg 2.. 12,15 g Mg 1mol O 2 1mol Mg 2molMgO 40,3 g MgO 0,25molO 2.. 20,15 g MgO 1mol O 2 1mol MgO 1 mol Mg = 24,3 g 1 mol O 2 = 32 g 1 mol MgO = 40,3 g 34

9.3 Cálculos estequiométricos en masa y volumen El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido clorhídrico: a) Cuántos gramos de zinc reaccionan? b) Cuál sería el volumen de H 2 obtenido si se mide en c. n.? 2 HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 á. clorhídrico zinc cloruro de zinc hidrógeno Se escribe la reacción química y se ajusta 2mol 1mol 1 mol 1mol Relación de moles a) Gramos de zinc que reaccionan con 6,0 g de HCl 6,0 g dehcl 0,16 moles dehcl 1mol HCl 0,16 mol de HCl 36,5 gde HCl 1 mol de Zn 65,4gZn. 5,2 g de Zn 2 moldehcl 1molZn Pasamos los gramos a moles de ácido. Relacionamos moles de ácido y moles de zinc. Pasamos moles de zinc a gramos de zinc b) Volumen de hidrógeno que se obtiene 1molH2 0,16 mol dehcl. 0,08 mol de H2 2 moles HC l 22,4 litros 1,8 L de gas H 0,08 molh 2. 2 1molH 2 Si la sustancia es un gas y está medido en c.n. (0 0 C y 1atm), se puede obtener el volumen teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa 22, 4 litros (volumen molar) 35 Actividades 9. Escribe la ecuación química ajustada de las siguientes reacciones: a) Nitrógeno + Hidrógeno para dar amoniaco. b) Hierro + oxígeno para dar óxido de hierro (III). c) Carbono + oxígeno para dar monóxido de carbono. 10. El metano (CH 4 ) es el principal componente del gas natural. Cuando se quema con oxígeno, forma dióxido de carbono y agua. a) Escribe y ajusta la reacción. b) Calcula la masa del dióxido de carbono que se obtiene cuando se quema 1 kg de metano. c) Calcula la masa de oxígeno que hace falta para quemar 1 kg de metano. Datos: M (C) = 12 u; M (H) = 1 u; M (O) = 16 u. 11. El carbono puede arder en presencia de gas oxígeno dando CO. Calcula cuántos litros de oxígeno había en un recipiente si, al quemar carbón, se obtuvieron 30 L de CO (igual presión y temperatura en el proceso). 12. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico dando cloruro de cinc y gas hidrógeno: a) Cuántos moles de gas hidrógeno se desprenden con 5 kg de cinc? b) Qué volumen de disolución de HCl 5 M se consumen? Datos: M (Zn) = 63,38 u; M (H) = 1 u; M (Cl) = 35,5 u 36