2. las reacciones quimicas

© Pearson Educación, S. A.Química General: Capítulo 4

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Capítulo 4: Las reacciones químicas

Química GeneralPetrucci • Harwood • Herring

8ª Edición


Contenidos

4.1 Las reacciones químicas y la ecuación química.

4.2 La ecuación química y la estequiometría.

4.3 Las reacciones químicas en disolución.

4.4 Determinación del reactivo limitante.

4.5 Otros aspectos prácticos de la estequiometría de la reacción.

Atención a La química industrial.


4.1 Las reacciones químicas y la ecuación química

Como los reactivos se transforman en productos observamos:

– Un cambio de color.– La formación de un sólido.– El desprendimiento de un gas.– El desprendimiento o absorción de calor.

Se necesitan evidencias de tipo químico.


Reacción química

Monóxido de nitrógeno + oxígeno → dióxido de nitrógeno

Paso 1: escriba la reacción utilizando símbolos químicos.

NO + O2 → NO2

Paso 2: ajuste la ecuación química.

2 1 2


Representación molecular


Ajustar ecuaciones

• Nunca se deben introducir átomos que no intervengan en la reacción a la hora de ajustar.

NO + O2 → NO2 + O

• Nunca se cambian las fórmulas para ajustar la ecuación.

NO + O2 → NO3


Estrategia para ajustar ecuaciones

• Ajuste en primer lugar los elementos que aparecen solamente en un compuesto en cada lado.

• Ajuste en último lugar los elementos libres.

• En algunas reacciones hay grupos de átomos que no se modifican. En estos casos, ajuste los grupos como si se tratase de una unidad.

• Los coeficientes fraccionarios se pueden utilizar, así como eliminar al final multiplicando.


Ejemplo 4.2

Escritura y ajuste de una ecuación: la combustión de un compuesto formado por carbono, hidrógeno y oxígeno.

El trietilenglicol líquido, C6H14O4, se utiliza como disolvente y reactivo para obtener los plásticos de polivinilo y el poliuretano. Escriba una ecuación ajustada para su combustión completa.

Trietilenglicol


152 6 7C6H14O4 + O2 → CO2 + H2O 6

2. Ajuste de H.

2 C6H14O4 + 15 O2 → 12 CO2 + 14 H2O

4. Multiplique por dos

Ejemplo 4.2

3. Ajuste de O.

y compruebe todos los elementos.

Ecuación química:

1. Ajuste de C.

6 7


4.2 La ecuación química y la estequiometría

• La estequiometría incluye todas las relaciones cuantitativas en las que intervienen:– Las masas moleculares y atómicas.– Las fórmulas químicas.

• Una relación de moles es un factor central de conversión.


Ejemplo 4.3Relación entre el número de moles de un producto y de un reactivo.

¿Cuántos moles de H2O se producen cuando se queman 2,72 moles de H2 en un exceso de O2?

H2 + O2 → H2O

Escriba la ecuación química:

Ajuste la ecuación química:

2 2

Utilice el factor estequiométrico o la relación de moles en una ecuación:

nH2O = 2,72 mol H2 × = 2,72 mol H2O2 mol H2O2 mol H2


Ejemplo 4.6Factores de conversión adicionales en un cálculo estequiométrico: el volumen, la densidad y la composición procentual.

Una aleación que se emplea en estructuras de aviones está formada por 93,7 por ciento de Al y 6,3 por ciento de Cu. La aleación tiene una densidad de 2,85 g/cm3. Una pieza de 0,691 cm3 de esta aleación reacciona con un exceso de HCl(aq). Si suponemos que todo el Al pero nada del Cu reacciona con el HCl(aq), ¿qué masa de H2 se obtiene?


Al + HCl → AlCl3 + H2

Escriba la ecuación química:

Ejemplo 4.6

Ajuste la ecuación química:

2 6 2 3

Agua


2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Ejemplo 4.6

Planifique la estrategia:

cm3 aleación → g aleación → g Al → mol Al → mol H2 → g H2

¡Necesitamos 5 factores de conversión!

× ×

Escriba la ecuación

mH2 = 0,691 cm3 aleación × × ×2,85 g aleación

1 cm3

97,3 g Al100 g aleación

1 mol Al26,98 g Al

3 mol H2

2 mol Al2,016 g H2

1 mol H2

= 0,207 g H2

y realice los cálculos:


4.3 Las reacciones químicas en disolución

• Es necesario un contacto próximo entre los átomos, los iones y las moléculas para que se produzca una reacción.

• Disolvente:– Normalmente emplearemos las disoluciones

acuosas (aq).

• Soluto:– Material disuelto por el disolvente.


Molaridad

Molaridad (M) = Volumen de la disolución (en litros)

Cantidad de soluto (en moles)

Si 0,444 moles de urea se disuelven en suficiente agua para preparar 1,000 L de disolución, la concentración es:

curea = 1,000 L

0,444 mol urea= 0,444 M CO(NH2)2


Preparación de una disolución

Introduzca la masa de la muestra de sólido.

Disuélvalo en un matraz aforado lleno parcialmente de disolvente.

Llénelo cuidadosamente hasta la marca.

Preparación de una disolución a partir de

un sólido

http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/media_portfolio/text_images/013_SOLUTFROMSOL.MOV


Cálculo de la masa del soluto en una disolución de molaridad conocida.

Deseamos preparar 0,2500 L (250 mL) exactamente de una disolución acuosa de K2CrO4 0,250 M. ¿Qué masa de K2CrO4 debemos utilizar?


Ejemplo 4.9

volumen → moles → masa

¡Necesitamos 2 factores de conversión!Escriba la ecuación y realice los cálculos:

mK2CrO4 = 0,2500 L × × = 12,1 g

0,250 mol 1,00 L

194,02 g1,00 mol


Dilución de una disolución

Mi × Vi = ni

Mi × ViMf × Vf

= nf = Mf × Vf

Mi × ViMf = Vf

= Mi

Vi

Vf

M = nV


Preparación de una disolución por dilución.

Un determinado procedimiento de química analítica requiere utilizar una disolución de K2CrO4 0,0100 M. ¿Qué volumen de una disolución de K2CrO4 0,250 M debemos diluir con agua para preparar 0,250 L de disolución de K2CrO4 0,0100 M?

Realice los cálculos:

VK2CrO4 = 0,2500 L× × = 0,0100 L

0,0100 mol 1,00 L

1,000 L0,250 mol

Ejemplo 4.10


Mf = Mi

Vi

Vf

Vi = Vf

Mf

Mi


4.4 Determinación del reactivo limitante

• El reactivo que se consume completamente determina las cantidades de los productos formados.

Reactivo limitante

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap4/reactivo_limitante.htm


Determinación del reactivo limitante en una reacción.

El tricloruro de fósforo, PCl3, es un compuesto importante desde el punto de vista comercial y es utilizado en la fabricación de pesticidas, aditivos para la gasolina y otros muchos productos. Se obtiene por combinación directa del fósforo y el cloro:

P4 (s) + 6 Cl2 (g) → 4 PCl3 (l)

¿Qué masa de PCl3 se forma en la reacción de 125 g de P4 con 323 g de Cl2?

Ejemplo 4.12

Estrategia: compare la proporción molar real con la proporción molar requerida.


Ejemplo 4.12

nCl2 = 323 g Cl2 × = 4,56 mol Cl2

1 mol Cl270,91 g Cl2

nP4 = 125 g P4 × = 1,01 mol P4

1 mol P4

123,9 g P4

real = 4,55 mol Cl2/mol P4

teórica = 6,00 mol Cl2/mol P4

El gas de cloro es el reactivo limitante.

n

n =

P4

Cl2


4.5 Otros aspectos prácticos de la estequiometría de la reacción

El rendimiento teórico es el rendimiento esperado de un reactivo.

El rendimiento real es la cantidad de producto que realmente se obtiene.

Rendimiento porcentual = × 100%rendimiento real

rendimiento teórico


Rendimiento teórico, real y porcentual

• Cuando el rendimiento real = rendimiento %, se dice que la reacción es cuantitativa.

• Las reacciones secundarias reducen el rendimiento porcentual.

• Los subproductos se forman mediante las reacciones secundarias.


Reacciones consecutivas, reacciones simultáneas y reacciones netas

• La síntesis que consta de varias etapas a menudo es inevitable.

• Las reacciones que tienen lugar una tras otra en secuencia se denominan reacciones consecutivas.

• Cuando las sustancias reaccionan independientemente y transcurren al mismo tiempo, la reacción es una reacción simultánea.


Reacciones netas e intermedios

• La reacción neta es una ecuación química que expresa todas las reacciones que se producen en una única ecuación neta.

• Un intermedio es una sustancia que se produce en una etapa y se consume en otra etapa de una síntesis que consta de varias etapas.


Atención a … La química industrial


Ejercicios recomendados del Capítulo 4

1, 6, 12, 25, 39, 45, 53, 65, 69, 75, 84, 94, 83, 112.

• Se recomienda realizar los siguientes ejercicios para una mayor comprensión de los contenidos explicados en el Capítulo 4 de Química General, 8ª Edición:

2. las reacciones quimicas

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