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REACCIONES QUÍMICAS

PRESENTACIÓN

4

PRESENTACIÓN

En esta unidad el alumnado aprenderá a hacer cálculos estequiométricos de forma sistemática. Se presentará una casuística que permita abordar las dificultades de manera diferencial y graduada. Se hace especial insistencia en los procedimientos de cálculo.

De forma cualitativa, nos aproximaremos al estudio microscópico de las reacciones químicas para entender cómo sucede y cómo se puede alterar su curso en función de los distintos intereses.

El programa lleva a que el alumnado conozca algunas reacciones que tienen una gran importancia en el entorno de la industria química. En las reacciones que se presentan se aplican los procedimientos que ha aprendido a lo largo de la unidad. Como inicio a la comprensión de la industria química se ofrece un esbozo de la industria que hay alrededor del nitrógeno, del azufre y del hierro.

Reacciones químicas

Ecuación general de los gases ideales

Cálculos estequiométricos

Industria química

• Pasos para el ajuste de una ecuación cualquiera

• Ajuste de una ecuación de neutralización

• Ajuste de una ecuación de combustión

Cálculos de materia:

• en masa

• en densida

• en volumen de disolución

• en función del estado del gas

Cálculos, tipos:

• Sustancia pura

• Sustancia con impurezas

• Reactivo limitante

• Rendimiento < 100 %

Nitrógeno

• Amoniaco

• Ácido nítrico

Azufre

• Ácido sulfúrico

Siderurgia

• Hierro

• Acero

ESQUEMA DE LA UNIDAD

133DÍA A DÍA EN EL AULA FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bto. Material fotocopiable © Santillana Educación, S. L.


PROBLEMAS RESUELTOS

4 FICHA 1

ACTIVIDADES

1 El ácido nítrico ataca al metal cobre dando nitrato de cobre (II) e hidrógeno.

a) ¿Qué cantidad de ácido nítrico 2 M hace falta para disolver una moneda de cobre de 30 g?

b) ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre(II) se obtendrán?

c) ¿A qué temperatura tendrá lugar la reacción si el hidrógeno que se recoge ocupa un volumen de 4 L y ejerce una presión de 4 atm?

Solución: a) 472 mL; b) 88,55 g; c) 140 °C

2 La troilita, FeS, es un mineral de hierro de color gris pardo. Cuando se hace reaccionar con oxígeno produce óxido de hierro(III) y dióxido de azufre, un gas que se emplea en la fabricación del ácido sulfúrico.

a) Escribe y ajusta la reacción.

b) ¿Cuántos gramos de óxido de hierro(III) se podrán obtener de una muestra de 50 g de troilita con un 80 % de riqueza en FeS?

c) ¿Qué presión ejercerá el dióxido de azufre obtenido si se recoge en una bombona de 8 L cuando la temperatura es de 60 °C?

Solución: b) 36,3 g; c) 1,55 atm

El hierro se obtiene haciendo reaccionar óxido de hierro (III) con hidrógeno; como producto de la reacción se obtiene también agua.

a) Escribe y ajusta la reacción.

b) ¿Qué cantidad (en gramos) de óxido de hierro (III) debe reaccionar para obtener 5 kg de hierro?

c) ¿Cuantas bombonas de hidrógeno hay que utilizar en el proceso si cada una es de 10 L y almacenan el hidrógeno a una presión de 20 atmósferas, a la temperatura de 25 °C?

Datos: M (O) = 16,00; M (Fe) = 55,85.

a) Primero escribimos la ecuación química de la reacción y la ajustamos. Debajo de cada sustancia, escribimos los datos que conocemos. Luego expresamos en mol la cantidad de las sustancias conocidas.

Fe2O3 + 3 H2 " 2 Fe + 3 H2O

5 kg

89,6 mol

?( ) , g de Fe, g de Fe

,M 55 85 500055 85

189 5Fe g/mol

mol de Femol de Fe&= =

Obtenemos la cantidad, en mol, de cualquier otra sustancia de la reacción utilizando la proporción que indican los coeficientes estequiométricos de ambas. A continuación, expresamos las cantidades obtenidas en las unidades que nos pidan.

b) Cálculo del Fe2O3 que hace falta:

?, mol de Femol de Fe

,89 52

144 8

mol de Fe Omol de Fe O3

32

2=

? ? ? ?, , mol de Fe Omol de Fe O

M 55 85 2 16 3 159 77

g/mol 44,81

159, g de Fe O7,15 10 g de Fe O2 3

2 3Fe O

2 3 32 332

&= + = =

c) Cálculo del H2 que hace falta. Como es un gas, se utiliza la ecuación de los gases ideales para calcular el volumen que debe ocupar el H2 que se necesita:

?, mol de Femol de Fe

,89 5 134 32

3 mol de Hmol de H2

2=

? ? ?? ?

??

?

atm

, mol ,mol K

atm( ) K

,p V n R T VP

n R T20

134 3 0 082 25 273164 1

L

L&= = =

+

=

Hacen falta 17 bombonas ya que 164,1/10 = 16,41. No son suficientes 16 bombonas.

134 DÍA A DÍA EN EL AULA FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bto. Material fotocopiable © Santillana Educación, S. L.


PROBLEMAS RESUELTOS

4 FICHA 2

ACTIVIDADES

2 El butano, C4H10, arde con oxígeno dando dióxido de carbono y agua. Una cocina mide 3 m de largo, 2 de ancho y 2,5 de alto. Hemos encendido la cocina y nos hemos olvidado de apagarla.

a) ¿Habrán podido arder los 4 kg de butano que quedaban en la bombona?

b) ¿Qué cantidad de dióxido de carbono se habrá obtenido?

Datos: El aire tiene un 21 % en volumen de oxígeno. Al encender la cocina, la presión era de una atmósfera y la temperatura de 25 °C.

Solución: a) No; b) 3,49 kg de CO2

2 Industrialmente, el metanol, CH3OH, se obtiene haciendo reaccionar monóxido de carbono e hidrógeno a elevadas presiones y temperaturas. Calcula la masa de metanol que se puede obtener a partir del monóxido de carbono contenido en un reactor de 50 L, a 100atm de presión y 250 °C si el rendimiento de la reacción es del 80 %.

Solución: 2988 g

3 Cuando se calienta el nitrato de manganeso (II) hexahidratado se descompone en dióxido de manganeso y dióxido de nitrógeno. Calcula la cantidad de cada una de estas sustancias que se obtiene cuando se calienta hasta su total descomposición una muestra de 50 g de esa sustancia.

Solución: 15,14 g de MnO2 y 16,03 g de NO2

Cuando se calienta el amoniaco se descompone dando nitrógeno e hidrógeno. En un recipiente se introducen 30 g de amoniaco y se calientan; cuando la descomposición ha terminado, se encuentra que se han producido 30 L de nitrógeno, medidos a 0,8 atmósferas y 125 °C. Determina el rendimiento de la reacción y la cantidad de hidrógeno que se habrá obtenido, también a 0,8 atmósferas y 125 °C.

Datos: M (H) = 1,008; M (N) = 14,01.

Escribimos la ecuación química de la reacción y la ajustamos. Debajo de cada sustancia, escribimos los datos que conocemos. Expresamos en mol la cantidad de las sustancias que intervienen.

?

?

, , ,

g de NHg de NH

M

n

14 01 1 008 3 17 03

30 1

g/mol

17

1 mol de NH1,76 mol de NH3

33

NH

3

3= + =

= =

Como el nitrógeno es un gas, utilizamos la ecuación de estado de los gases ideales:

2 NH3 " N2 + 3 H2

30 g 30L, 0,8 atm, 125 °C

1,76 mol 0,74 mol

? ? ??

?

?

??

?

K

atm LK

atm L,p V n R T n

R Tp V

125 273

0 735

0,082mol

( )

0,8 30mol&= = =

+

=

La estequiometría del proceso nos permitirá calcular la cantidad de N2 que se podría obtener si todo el NH3 se hubiese transformado (es la cantidad teórica).

?, mol de NHmol de NH

,1 761 0 882

1mol Nmol N3

32

2=

? ?,

,í í

1000 88

0 735100Rendimiento

Cantidad que se obtendr a en teor aCantidad que se obtiene realmente

Rendimiento 83,5%&= = =

Determinaremos el volumen de H2 que se ha obtenido a partir de la cantidad de N2 que se ha obtenido de forma efectiva. Como los dos gases están en las mismas condiciones de presión y temperatura, la proporción en volumen es la misma que en partículas:

?L de NL de N

301

3 L de H90 L de H2

2

22=


CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

MÁS PROBLEMAS

4Nombre:

Curso:

Fecha:

PROBLEMAS PROPUESTOS

1 Para la identificación de un metal con número de oxidación +2 desconocido se hace reaccionar una masa 0,5 g del metal con 20 mL de ácido clorhídrico 6 M. Una vez que ha terminado completamente la reacción, se mide el volumen de hidrógeno desprendido, medido a 1 atm y 0 °C, resultando ser de 470 mL.

Datos: masas atómicas en la tabla periódica.

a) Escribe la reacción ajustada.

b) Determina los moles de hidrogeno obtenidos.

FICHA 1

Durante la reacción de 3,425 g de un metal con número de oxidación +2 con el agua se desprendieron 560 mL de hidrógeno a 1 atm de presión y 0 °C de temperatura.

a) Escribe la reacción química ajustada.

M + 2 H2O " M(OH)2 + H2 (siendo M el símbolo del metal desconocido)

b) Calcula los moles de hidrógeno obtenidos.

Aplica la ecuación de los gases ideales:

? ? ??

?

?

?

?

K

atm L( ) K

atm Lp v n R T n

R Tp V

0 2730,082mol

1 0,560,025 mol de H2&= = =

+

=

c) ¿Cuántos moles de metal han reaccionado?

De la ecuación ajustada se observa que por cada mol de hidrógeno formado ha reaccionado un mol del metal. Como consecuencia, si se han formado 0,025 mol de hidrógeno habrán reaccionado 0,025 mol del metal.

d) Determina qué metal se tomó para la reacción consultando la tabla periódica.

Conocido el número de moles del metal se puede obtener su masa atómica:

( )

( ) ( ),,

nM

mM

nm

0 0253 425

137g/mol

g gmol

gmol

g& .= = =

El resultado obtenido corresponde con la masa atómica del bario.

EJEMPLO


c) Deduce los moles del metal que han reaccionado.

d) Indica el reactivo limitante y el que se encuentra en exceso.

e) Identifica el metal.

f ) Señala algunas de las posibles causas por las que el resultado no coincide exactamente con el dato para la masa atómica del magnesio (24,3 u).


MÁS PROBLEMAS

4Nombre:

Curso:

Fecha:

FICHA 1



MÁS PROBLEMAS

4Nombre:

Curso:

Fecha:


2 El H3PO4 reacciona con el NaBr dando Na2HPO4 y HBr (g). En un análisis se añaden 100 mL de H3PO4 2,5 M a 40 g de bromuro de sodio.

a) ¿Qué cantidad, en gramos, de monohidrógenofosfato de disodio se habrá obtenido?

b) Si se recoge el bromuro de hidrógeno en un recipiente de 500 mL, a 50 °C, ¿qué presión ejercerá?

3 El PCl3 reacciona con el HF para dar PF3 y ácido HCl. En una bombona que contiene 5 L de gas HF a 0 °C de temperatura y 1 atm de presión. Se introducen 15 g de PCl3 y se ponen en condiciones de reaccionar.

a) ¿Cuántos gramos de trifluoruro de fósforo se obtendrán como máximo?

b) Si el HCl que se obtiene se disuelve en agua hasta tener un volumen de 100 mL, ¿cuál será la concentración molar de la disolución resultante?

FICHA 2



4 Uno de los métodos de obtención del H2 (g) consiste en hacer pasar H2O (g) sobre C (s) a elevada temperatura; se obtiene, además, CO2 (g). En una ocasión se hacen pasar 300 g de H2O (g) sobre una muestra de 100 g de C; al finalizar el proceso se recogieron 25 L de H2 (g) que ejercían una presión de 15 atm a 80 °C. Calcula:

a) El rendimiento de la reacción.

b) Los gramos de CO2 que se han obtenido

5 Uno de los métodos para captar el CO2 que se produce en una combustión y evitar que pase a la atmósfera consiste en hacerle pasar por una disolución de NaOH; se formará Na2CO3, una sal no volátil, y H2O. En una reacción se han producido 9 L de CO2, medidos a 1 atm y 0 °C, y se les hace pasar por 200 mL de una disolución 3 M de NaOH.

a) ¿Se habrá capturado todo el dióxido de carbono?

b) ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se habrán obtenido?


MÁS PROBLEMAS

4Nombre:

Curso:

Fecha:

FICHA 3


SIDERURGIA

MÁS PROBLEMAS

4Nombre:

Curso:

Fecha:


6 Contesta a las siguientes cuestiones sobre aleaciones.

a) ¿Por qué se utiliza el acero inoxidable en tuberías y grandes depósitos en las refinerías de petróleo y plantas químicas?

b) ¿Para qué se utiliza el mercurio en la extracción de oro y qué problemas presenta para el medio ambiente?

c) ¿Qué ventajas tiene el acero galvanizado?

d) ¿A qué se llama hierro dulce y qué aplicaciones tiene?

e) ¿Qué es la hojalata?

a)

FICHA 4

Metales y aleaciones

La mayor parte de los metales que utilizamos las personas se encuentran en forma de aleaciones, porque mejoran las propiedades mecánicas y físicas del metal puro. Por ejemplo, el hierro dulce (99,90-99,99 % de pureza) es blando, dúctil, maleable y quebradizo. Debido a sus bajas propiedades mecánicas tiene un uso limitado; se usa fundamentalmente en electricidad y electrónica. Sin embargo, sus aleaciones mejoran considerablemente sus propiedades. Las aleaciones son mezclas de dos o más metales y, a veces, un metal y un no metal. Normalmente, se producen mediante calentamiento y fundición de ambas sustancias.

Algunas aleaciones tienen gran resistencia a la tensión, otras soportan temperaturas muy elevadas, como la aleación del wolframio y torio, utilizado en los filamentos de las bombillas.

• La primera aleación conocida por el hombre fue el bronce, aleación de cobre y estaño más duro que el cobre, empleada en la fabricación de instrumentos de cocina, espadas y lanzas, hace más de seis mil años. El bronce fue tan importante que hay un periodo de la historia llamado Edad de Bronce.

• El cobre es demasiado blando para determinadas aplicaciones, pero mezclado con otros metales forma aleaciones más duras como el latón, que se obtiene añadiendo cinc (33 %) al cobre (67 %), con lo que la resistencia mecánica del cobre aumenta mucho. Se usa para moldear cacerolas, pomos y en la fabricación de monedas.

• El acero común contiene hierro y pequeñas cantidades de carbono que oscilan entre el 0,5 % al 2 %. Esta variación en el porcentaje de carbono proporciona a esta aleación diferentes grados de dureza, elasticidad, etcétera., siendo más resistente a la oxidación que el hierro puro. Los aceros aleados contienen, además, elementos como manganeso, titanio, silicio, níquel, wolframio, cromo, vanadio y molibdeno con objeto de obtener aceros de características especiales.

• El acero inoxidable es una aleación de hierro y carbono, con níquel y una alta proporción de cromo. Se caracteriza por su elevada resistencia y que no se oxida ni corroe fácilmente. Puede pulirse hasta alcanzar brillo, y se usa en el hogar en utensilios de cocina: cuchillos, tenedores, sartenes y fregaderos. También se utiliza en la fabricación de rodamientos y palas para las turbinas de los aviones a reacción.

• La amalgama es una forma especial de aleación en que uno de los metales es el mercurio. Excepto el hierro y el platino, la mayoría de los metales se pueden mezclar con el mercurio. Los dentistas utilizaban la plata y el mercurio para hacer empastes desde el siglo xix, pero debido a su elevada toxicidad han sido reemplazados por materiales plásticos o cerámicos que tienen el mismo color que los dientes.


SIDERURGIA

MÁS PROBLEMAS

4Nombre:

Curso:

Fecha:

FICHA 4

b)

c)

d)

e)



Nombre:

Curso:

Fecha:

FICHA 1MÁS PROBLEMAS (Soluciones)

4


1 Para la identificación de un metal con número de oxidación +2 desconocido se hace reaccionar una masa 0,5 g del metal con 20 mL de ácido clorhídrico 6 M. Una vez que ha terminado completamente la reacción, se mide el volumen de hidrógeno desprendido, medido a 1 atm y 0 °C, resultando ser de 470 mL.

Datos: masas atómicas en la tabla periódica.

a) Escribe la reacción ajustada.

Representando por la letra M al metal desconocido: M + 2 HCl " MCl2 + H2

b) Determina los moles de hidrogeno obtenidos.

? ? ??

?p V n R T n

R Tp V

&= =

?

?

?

,K

atm LK

atm , Ln

0 082

1 0 470

mol(0 273)

0,021mol H2=

+

=

c) Deduce los moles del metal que han reaccionado.

De la estequiometría de la reacción se deduce que por cada mol de hidrógeno formado ha reaccionado un mol del metal; por tanto, si se han formado 0,021 mol de hidrógeno se habrán consumido 0,021 mol del metal.

Durante la reacción de 3,425 g de un metal con número de oxidación +2 con el agua se desprendieron 560 mL de hidrógeno a 1 atm de presión y 0 °C de temperatura.

a) Escribe la reacción química ajustada.

M + 2 H2O " M(OH)2 + H2 (siendo M el símbolo del metal desconocido)

b) Calcula los moles de hidrógeno obtenidos.

Aplica la ecuación de los gases ideales:

? ? ??

?

?

?

?

K

atm L( ) K

atm Lp v n R T n

R Tp V

0 2730,082mol

1 0,560,025 mol de H2&= = =

+

=

c) ¿Cuántos moles de metal han reaccionado?

De la ecuación ajustada se observa que por cada mol de hidrógeno formado ha reaccionado un mol del metal. Como consecuencia, si se han formado 0,025 mol de hidrógeno habrán reaccionado 0,025 mol del metal.

d) Determina qué metal se tomó para la reacción consultando la tabla periódica.

Conocido el número de moles del metal se puede obtener su masa atómica:

( )

( ) ( ),,

nM

mM

nm

0 0253 425

137g/mol

g gmol

gmol

g& .= = =

El resultado obtenido corresponde con la masa atómica del bario.

EJEMPLO



MÁS PROBLEMAS (Soluciones)

Nombre:

Curso:

Fecha:

FICHA 14

d) Indica el reactivo limitante y el que se encuentra en exceso.

La cantidad de magnesio expresada en moles es de 0,021, y la de ácido clorhídrico:

20 mL disolución mL disolución1000

6 mol de HCl = 0,12 mol HCl

Dado que la relación estequiométrica entre los reactivos es:

(mol HCl/ mol Mg) = 2/1 = 2

comparando con relación resultante de las cantidades que se combinan:

mol HCl/mol Mg = 5,7

Al obtenerse una relación mayor que la estequiométrica se deduce que el reactivo que se encuentra en exceso es el ácido clorhídrico; y el limitante, el magnesio.

e) Identifica el metal.

Conocida la masa de metal que ha reaccionado y la cantidad de sustancia, se puede calcular la masa atómica del metal y consultando una tabla de masas atómicas, la identificación es inmediata.

( )

( )

( )( )

,

nM

m

Mn

m23 8

g/molg

g/molg

0,021 mol0,5 g

molg

=

= = =

El resultado de la masa atómica obtenido se aproxima bastante al que le corresponde al metal magnesio.

f ) Señala algunas de las posibles causas por las que el resultado no coincide exactamente con el dato para la masa atómica del magnesio, 24,3 u.

Algunas de las posibles causas pueden ser:

• El metal utilizado no es totalmente puro.

• El rendimiento de la reacción no es del 100 %.

• En el proceso de obtención del gas hidrógeno ha habido pérdidas o fugas.

• Se han cometido errores en las medidas de reactivos y productos.



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Curso:

Fecha:

FICHA 2MÁS PROBLEMAS (Soluciones)

4


2 El H3PO4 reacciona con el NaBr dando Na2HPO4 y HBr (g). En un análisis se añaden 100 mL de H3PO4 2,5 M a 40 g de bromuro de sodio.

a) ¿Qué cantidad, en gramos, de monohidrógenofosfato de disodio se habrá obtenido?

Escribe la ecuación química ajustada y escribe los datos conocidos de cada sustancia:

H3PO4 + 2 NaBr " Na2HPO4 + 2 HBr (g)

100 mL, 2,5 M 40 g

Convierte los datos conocidos de cada sustancia a número de moles:

? ?n M V 2,5L

mol0,100 L 0,250 mol de H POD1 3 4= = =

YY

( )

nM

m(NaBr)

23,00 79,90mol

g

40 g0,389 mol de NaBr2= =

+

=

El reactivo limitante se calcula con la cantidad de NaBr necesaria para consumir 0,250 mol de H3PO4:

?0,250 mol de H PO1mol de H PO

2 mol de NaBr0,500 mol de NaBr3 4

3 4

=

No hay suficiente NaBr, así que el reactivo limitante es precisamente el NaBr. Calcula los moles de Na2HPO4 a partir del número de moles del NaBr:

?0,389 mol de NaBr2 mol de NaBr

1mol de Na HPO0,194 mol de Na HPO2 4

2 4=

Ahora calcula la masa correspondiente:

? ?( )m n M Na HPO 0,194 mol 141,98mol

gNa HPO Na HPO 2 42 4 2 4

= =

m 27,59 g de Na HPONa HPO 2 42 4=

b) Si se recoge el bromuro de hidrógeno en un recipiente de 500 mL, a 50 °C, ¿qué presión ejercerá?

Calcula el número de moles de HBr a partir del número de moles del NaBr:

?0,389 mol de NaBr2 mol de NaBr

2 mol de HBr0,389 mol de HBr=

Conocida la cantidad en número de moles, y con las condiciones en las que se encuentra el gas, calculamos la presión pedida usando la ecuación de estado de los gases ideales:

? ? ?? ?

p V n R T pV

n R T&= =

??

?? ( )

p0,5 L

0,389 mol 0,082mol K

atm L50 273 K

20,59 atm=

+

=

3 El PCl3 reacciona con el HF para dar PF3 y ácido HCl. En una bombona que contiene 5 L de gas HF a 0 °C de temperatura y 1 atm de presión. Se introducen 15 g de PCl3 y se ponen en condiciones de reaccionar.

a) ¿Cuántos gramos de trifluoruro de fósforo se obtendrán como máximo?


PCl3 + 3 HF " PF3 + 3 HCl

15 g 5 L, 1 atm, 0 °C


?( )

( )

nM

m

n

PCl30,97 35,45 3

molg

15 g

0,109 mol de PCl

1

1

3

3

= =

+

=

? ? ??

?p V n R T n

R Tp V

&= =

?

??

?

( )

n0,082

mol k

atm L0 273 k

1 atm 5 L0,223 mol de HF=

+

=

El reactivo limitante se calcula con la cantidad de HF necesaria para consumir 0,109 mol de PCl3:

?0,109 mol de PCl1mol de PCl

3 mol de HF0,327 mol de HF3

3

=

No hay suficiente HF, así que el reactivo limitante es precisamente el HF. Calcula el número de moles de PF3 a partir del número de moles del HF:

?0,223 mol de NaBr3 mol de HF

1mol de PF0,074 mol de PF3

3=

De la cantidad en número de moles calcula la masa correspondiente:

?· ( )m n M

m

PF 0,074 mol 87,97mol

g

6,55 g de PF

PF PF

PF

3

3

3 3

3

= =

=

b) Si el HCl que se obtiene se disuelve en agua hasta tener un volumen de 100 mL, ¿cuál será la concentración molar de la disolución resultante?

Calcula el número de moles de HCl a partir del número de moles del HF:

?0,223 mol de HF3 mol de HF

3 mol de HCl0,223 mol de HCl=

Conocida la cantidad en número de moles, y con el volumen dado, calcula la concentración pedida usando la definición de concentración molar:

MVn

0,100 L0,223 mol de HCl

2,23 MD

s= = =


MÁS PROBLEMAS (Soluciones)

4CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Nombre:

Curso:

Fecha:

FICHA 3


4 Uno de los métodos de obtención del H2 (g) consiste en hacer pasar H2O (g) sobre C (s) a elevada temperatura; se obtiene, además, CO2 (g). En una ocasión se hacen pasar 300 g de H2O (g) sobre una muestra de 100 g de C; al finalizar el proceso se recogieron 25 L de H2 (g) que ejercían una presión de 15 atm a 80 °C. Calcula:

a) El rendimiento de la reacción.


2 H2O (g) + C (s) 2 H2 (g) + CO2 (g)

300 g 100 g 25 L, 15 atm, 80 °C


?( )

( )

nM

mH O

1,008 2 16,00mol

g

300 g16,65 mol de H O1

1

22= =

+

=

( )n

Mm

3C

12,00mol

g

100 g8, mol de C2

2= = =

!

? ? ??

?p V n R T n

R Tp V

&= =

?

??

?

( )

n0,082

mol K

atm L80 273 K

15 atm 25 L12,96 mol de H3 2=

+

=

El reactivo limitante se calcula con la cantidad de H2O necesaria para consumir ,8 3

! mol de C:

?3 68, mol de C1mol de C

2 mol de H O16, mol de H O2

2=! !

Casi coincide con el valor disponible pero consideramos limitante el H2O:

?16,65 mol de H O2 mol de H O

2 mol de H16,65 mol de H2

2

22=

Comparando con la cantidad realmente producida:

'? ?

nn

10016,65 mol12,96 mol

100 77,8 %3

3= =

b) Los gramos de CO2 que se han obtenido

Calcula el número de moles de CO2 a partir del número de moles del H2O:

?16,65 mol de H O2 mol de H O

1mol de CO8,326 mol de CO2

2

22=

Con el rendimiento:

?n 8,326 mol10077,8

6,478 molCO2= =

Ahora calcula la masa correspondiente:

? ?( )m n M

m

CO 6,478 mol 44,00mol

g

285,0 g de CO

CO CO

CO

2

2

2 2

2

= =

=

5 Uno de los métodos para captar el CO2 que se produce en una combustión y evitar que pase a la atmósfera consiste en hacerle pasar por una disolución de NaOH; se formará Na2CO3, una sal no volátil, y H2O. En una reacción se han producido 9 L de CO2, medidos a 1 atm y 0 °C, y se les hace pasar por 200 mL de una disolución 3 M de NaOH.

a) ¿Se habrá capturado todo el dióxido de carbono?


2 NaOH + CO2 " Na2CO3 + H2O

200 mL, 3M 9 L, 1 atm, 0 °C


?

?

MVn

n M V

n M3 0,200 L 0,600 mol de NaOHD

ss D

s

&= =

= =

? ? ??

?p V n R T n

R Tp V

&= =

?

??

?

( )

n0,082

mol K

atm L0 273 K

1 atm 9 L0,402 mol de CO2=

+

=

Calcula la cantidad de NaOH necesaria para consumir 0,402 mol de CO2:

?0,402 mol de CO1mol de CO

2 mol de NaOH0,804 mol de NaOH2

2

=

No hay suficiente NaOH, así que no se consume todo el CO2.

b) ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se habrán obtenido?

Se deduce de la respuesta anterior que el reactivo limitante es el NaOH. Toma el número de moles de NaOH para los posteriores cálculos.

?0,600 mol de NaOH2 mol de NaOH

1mol de Na CO

0,300 mol de Na CO

2 3

2 3

=

=

Con la cantidad en número de moles calcula la masa pedida:

? ?( )m n M Na CO 0,300 mol 106,0mol

g2 3= =

m 31,8 g de Na CO2 3=


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