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COLEGIO DE BACHILLERES PLANTEL 14 MILPA ALTA

“FIDENCIO VILLANUEVA ROJAS”

Guía de estudio para presentar el examen de recuperación

de:

Procesos Industriales

Plan de estudios 2014

Clave 618

Nombre del alumno:

___________________________________________

Matrícula

Elaboró: Q.F.B. María de Lourdes Flores Romero

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PROPÓSITO DE LA GUÍA:

Esta guía de estudio te permitirá aprender o consolidar los conocimientos de la asignatura

Procesos Industriales, para presentar el examen de recuperación con éxito y aprobarla. Te

recomiendo que la leas detenidamente, analizando cada uno de los pasos en los

procedimientos presentados, así como consultar las citas que se sugieren para resolver las

fichas técnicas y demás ejercicios.

BLOQUE I: INDUSTRIA DEL OXIDO DE CALCIO

PROPOSITO: Al finalizar este bloque serás capaz valorar el uso del óxido de calcio en

procesos industriales, integrando principios y conceptos de estequiometria para que

puedas evaluar beneficios y riesgos del impacto social y ambiental de la industria.

Implicaciones socioeconómicas y ambientales del óxido de calcio en la industria:

Uno de los productos muy utilizados en la industria química es el óxido de calcio también

conocido como cal.

Elabora una ficha técnica de este compuesto inorgánico, con siguientes datos:

OXIDO DE CALCIO

FORMULA QUÍMICA

MASA MOLECULAR

PROPIEDADES FÍSICAS

COLOR

OLOR

DENSIDAD

PUNTO DE FUSION

PUNTO DE EBULLICIÓN

PROPIEDADES QUIMICAS

REACTIVIDAD EN AGUA

PH DE SOLUCIONES ACUOSAS

APLICACIONES EN

INDUSTRIA QUÍMICA

INDUSTRIA METALURGICA

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INDUSTRIA ALIMENTICIA

INDUSTRIA TEXTIL

MEJORAMIENTO DEL AMBIENTE

TOXICIDAD

LIMITES DE TOXICIDAD

MEDIO DE INTOXICACION

COMENTARIOS LA IMPORTANCIA DEL OXIDO DE CALCIO EN TU VIDA COTIDIANA

Algunas páginas electrónicas que puedes consultar son:

http://www.calesdellierca.com/es/la-utilidad-del-oxido-de-calcio-cal-viva-en-la-

metalurgia/

http://www.euskadi.eus/contenidos/informacion/aai_eia_befesa_deba/es_befesa/adjunt

os/fs_oxido_de_calcio.pdf

http://nj.gov/health/eoh/rtkweb/documents/fs/0325sp.pdf

http://www.ecosmep.com/cabecera/upload/fichas/7639.pdf

http://www.caldelvalle.com/pdf/Brochete.pdf

Queda claro que puedes hacer uso de otras referencias.

Formula mínima

Indica la mínima relación en número enteros de los átomos que conforman un compuesto.

En muchas ocasiones no es la verdadera o real, pero nos acerca a esta relación entre los

átomos.

Para calcular la formula mínima de un compuesto, requieres como datos la composición

porcentual de cada uno de los elementos que lo conforman, la masas atómicas de los

elementos que se involucran en el compuesto, por lo que te sugiero siempre tengas a la

mano tu tabla periódica para consultarlas.

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A partir del siguiente ejemplo conocerás el procedimiento:

“El análisis de una sal indica que contiene 56.58% de potasio (K), 8.68 % de carbono (C) y

34.73% de oxígeno. Determina su fórmula mínima”

El procedimiento a seguir es el siguiente:

Paso 1. Unidades iniciales gramos: considera los porcentajes como gramos de cada

elemento por 100 gramos de sustancias. (Suma los porcentajes y siempre debe dar 100,

puedes aceptar un margen de 9 décimas)

K: 56.58 g

C: 8.68 g

O: 34.73 g

Paso 2 Conversión de gramos a mol: multiplicar la masa (en gramos) de cada elemento por

el factor (1mol/masa molar en gramos) para convertir los gramos en mol.

1 mol K

K: 56.58 g K ------------------------------ = 1.45 mol K

39.1 g K *

1 mol C

C: 8.68 g C ------------------------------------ = 0.72 mol C

12.0 g C

1 mol O

O: 34.73 g O ------------------------------- = 2.17 mol O

16.0 g O

Paso 3: obtención de átomos de cada elemento: dividir cada una de los valores a obtener

en el paso anterior entre el valor más pequeño. En este caso es el de carbono

1.45 mol k

K: ------------------------- = 2.01 átomos de K/ átomo C

0.72 mol C

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0.72 mol C

C: ----------------------- = 1.00 átomo de C / átomo de C

0.72 mol C

* es el valor de masa atómica del K, obtenido de la tabla periódica

2.17 mol O

O: -------------------- = 3.01 átomos de O / átomo de C

0.72 mol C

Paso 4: en caso de obtener decimales, multiplicar por el número mínimo que los convierta

en enteros.

Como en este caso no hay decimales los átomos de cada elemento son 2 átomos de K, 1

átomo de C y 3 átomos de O en la fórmula mínima del compuesto.

La fórmula mínima de la sal es:

K2CO3

Otro ejemplo:

“Un sulfuro de hierro se formó combinando 2.233 g de hierro (Fe) con 1.926 g de azufre (S)

¿Cuál es su fórmula empírica del compuesto?

Paso 1: considerar los gramos que nos da el enunciado para realizar el siguiente paso

Paso 2: obtener los moles de cada elemento:

1 mol Fe

Fe: 2.233 g Fe ---------------------- = 0.0400 mol Fe

55.8 g Fe

1 mol S

S: 1.926 g S ---------------------- = 0.0600 mol S

32.1 g S

Paso 3: obtención de átomos de cada elemento, como el valor de Fe es el más pequeño,

deberemos dividir entre éste, cada uno de los elementos

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0.0400 mol Fe

Fe: ------------------------------ = 1.00 átomos de Fe / átomo de Fe

0.0400 mol Fe

0.0600 mol S

S: ------------------------------- = 1.5 átomos de S / átomo de Fe

0.0400 mol Fe

Paso 4: como observas, en el caso de S se requieren de 1.5 átomos, pero los átomos no se

pueden dividir y utilizar fracciones, pues se destruirían, por lo tanto, a estos datos

deberemos multiplicarlos por un número cuyo producto sea entero; en este caso es 2

Fe: (1 átomo de Fe) 2 = 2

S: (1.5 átomos de S) 2 = 3

Los números enteros serán los subíndices de la fórmula mínima.

Fe2S3

Ejercicios: Práctica con los siguientes ejercicios:

1.- Obtener la fórmula empírica de un compuesto con 53.3% de Carbono, 11.17% de

Hidrógeno y 35.53% de Oxígeno

2.- Una muestra de estaño (Sn), con masa de 3.996 g, se oxida al combinarse con 1.077g de

oxígeno (O). Calcula la formula empírica de este óxido de estaño.

Fórmula Molecular

Es la fórmula verdadera que representa el número total de átomos de cada elemento

presentes en una molécula de un compuesto. A veces coincide con la fórmula empírica,

pero en caso contrario, deberás seguir el procedimiento que a continuación se explica con

el ejemplo:

Ejemplo: Un compuesto de nitrógeno y oxígeno con una masa molar de 92.0 g tiene una

fórmula empírica NO2. ¿Cuál es su fórmula molecular o verdadera?

Paso 1: consideremos n como el número de unidades de NO2 en una molécula. Por lo tanto

la fórmula molecular es (NO2)n

Entonces, ¿Cuál es el valor de n?

Paso 2: valor de n o en otras palabras, las veces que NO2 está en la fórmula molecular

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Masa molar de la fórmula molecular

n = ----------------------------------------------------------------- = unidades de la fórmula empírica

Masa molar de la fórmula empírica

92.0 g

n = ----------------------------- = 2

46.0 g

Recuerda: Masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos.

Paso 3: obtención de fórmula molecular o verdadera: se sustituye n por el número obtenido

y se realiza la operación matemática.

(NO2)n = (NO2)2 =

N2O4

Debo aclararte que en caso de no tener la fórmula empírica, deberás determinarla con el

procedimiento que se aprendiste en los ejercicios anteriores.

Otro ejemplo:

“El propileno, un hidrocarburo, tiene una masa molar de 42.0g y contiene 14.3 % de

Hidrógeno (H) y 85.7% de Carbono (C). Determina su fórmula molecular.

Paso 1: determina la fórmula empírica

1 mol C

C: 85.7 g C ------------------------------------- = 7.14 mol C

12.0 g C

1 mol H

H: 14.3 g H ----------------------------------- = 14.3 mol H

1.0 g H

Recuerda dividir los valores entre el menor de ellos, en este caso es del carbono

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7.14 mol C

C: -------------------------- = 1.0 átomo de C / átomo de C

7.14 mol C

14.3 mol H

H: ------------------------- = 2.0 átomos de H / átomo de C

7.14 mol H

La fórmula empírica es CH2

Paso 2: calcular cuantas veces CH2 se repite en la formula molecular, es decir el valor de n.

Fórmula molecular (CH2)n

Masa molar de fórmula molecular: 42.0 g

Masa molar de fórmula empírica: 14.0 g

42.0 g

n = ----------------- = 3

14.0 g

(CH2)n = (CH2)3 = C3H6

La fórmula molecular del polipropileno es:

C3H6

Ejercicio: Practica el cálculo de la Fórmula molecular.

1.- Calcular la fórmula molecular de un compuesto que contiene 80.0% de Carbono y 20.0%

de Hidrógeno, la masa molar de la fórmula verdadera es 30.0 g.

2.-. Una sustancia que se utiliza como escorificante, en la industria siderúrgica, presenta la

siguiente composición porcentual: 71.43% de calcio y 28.57% de oxígeno. La masa

molecular de la fórmula verdadera es 56 g/mol. Calcula la fórmula verdadera.

Reactivo limitante

El reactivo que limita la cantidad de producto en una reacción química se conoce como

reactivo limitante.

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Para calcular el reactivo limitante, deberás seguir el siguiente procedimiento.

Ejemplo “¿Cuál es el reactivo limitante, cuando 16.8 g de hierro (Fe) reacciona con 10.0 g e

agua H2O?”

La ecuación química que representa este cambio es:

3 Fe (s) + 4 H2O (g) Fe3O4 (s) + 4 H2 (g)

Recuerda que la ecuación química que dice que 3 mol de Fe reaccionan con 4 mol de agua

para producir principalmente 1 mol de Fe3O4 y 4 mol de H2 como subproducto. Por lo tanto

trabajaremos con el Fe3O4.

Paso 1: determinar la cantidad de sustancia, mol, de Fe3O4 que se obtienen a partir de la

masa de cada reactivo.

Gramos de reactivo moles de reactivo moles de Fe3O4

Con 16.8 g de Fe:

1 mol Fe 1 mol Fe3O4

16.8 g Fe (--------------------) (-----------------------------) = 0.100 mol Fe3O4

55.8 g Fe * 3 mol Fe

Con 10.0 g H2O:

1 mol H2O 1 mol Fe3O4

10.0 g H2O (-----------------------) (-----------------------------------) = 0.139 mol Fe3O4

18.0 g H2O * 4 mol H2O

* son la masa atómica y molar respectivamente.

Paso 2: determinar el reactivo que limita la reacción es decir, el que provoca que se obtenga

menos producto. En este caso es el Fe, pues con 16.8 g sólo se obtienen 0.1 mol de Fe3O4.

Por lo tanto el reactivo limitante es:

Fe

Como dato adicional el H2O es el reactivo en exceso.

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Otro ejemplo: “Determina el reactivo limitante cuando 50.0 g de bromuro de magnesio

(MgBr2) reacciona con 100.0 g de nitrato de plata (AgNO3) para obtener bromuro de plata

(AgBr) como producto principal y nitrato de magnesio (Mg(NO3)2) como producto

secundario.

MgBr2 (ac) + 2 AgNO3 (ac) 2 AgBr (s) + Mg(NO3)2 (ac)

Paso 1: como el AgBr es el producto principal, determinaremos los mol que se obtienen con

cada una de las cantidades de los reactivos.

Gramos de reactivo moles de reactivo moles de AgBr

Con 50.0 g de MgBr2:

1 mol MgBr2 2 mol AgBr

50.0 g MgBr2 (----------------------------) (--------------------------------) = 0.543 mol AgBr

184.1 g MgBr2 1 mol MgBr2

Con 100.0 g de AgNO3:

1 mol AgNO3 2 mol AgBr

100.0 g AgNO3 (---------------------------) (-------------------------------) = 0.588 mol AgBr

169.9 g AgNO3 2 mol AgNO3

Paso 2: Determinar reactivo limitante. El dato menor es el que obtiene 0.543 mol de AgBr a

partir de 50.0 g de MgBr2.

Por lo tanto el reactivo limitante es:

MgBr2

Practica con los siguientes ejercicios:

1.- Determina el reactivo limitante cuando reaccionan 16.0 g de hidróxido de potasio (KOH)

con 12.0 g de ácido nítrico (HNO3), para obtener nitrato de potasio (KNO3) y agua (H2O)

KOH + HNO3 KNO3 + H2O

2.- determina el reactivo limitante cuando reaccionan 10.0 g de hidróxido de sodio (NaOH)

con 10.0 g de ácido sulfúrico (H2SO4) obteniendo la sal llamada sulfato de sodio (Na2SO4) y

agua (H2O)

2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O

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Pureza de los reactivos

Cuando se llevan a cabo reacciones, no siempre encontramos que los reactivos tengan un

pureza de 100%, por lo que la obtención de productos también se ve afectada.

Para calcular la cantidad de productos con reactivo no puro, se realizará el siguiente

procedimiento.

Ejemplo: Calcula la cantidad de dióxido de carbono (CO2), cuando se queman 300 g de

propano (C3H8) con una pureza del 60%.

C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

Es claro que cuando se tienen los reactivos al 100%, la obtención de productos es alta;

mientras que si hay impurezas en los mismos, sólo reaccionara la cantidad de reactivo. Por

lo tanto:

Paso 1: cantidad real de gramos que reaccionan del reactivo

60%

300 g C3H8 -------------------- = 180 g C3H8

100%

Quiere decir que sólo 180 g de C3H8 se tienen y son los que van a reaccionar para obtener

los productos respectivos.

Paso 2: determinar los gramos de CO2

Gramos de reactivo mol de reactivo mol de producto gramos de productos

1 mol C3H8 3 mol CO2 44 g CO2

180 g C3H8 (----------------------) (---------------------) (----------------) = 540 g CO2

44 g C3H8 1 mol C3H8 1 mol CO2

La cantidad de CO2 que se obtendrá es de 540g.

Si realizas los cálculos correspondientes con los 300 g observarás que obtendrías 900g de

CO2, una cantidad mayor si estuviera al 100%.

Otro ejemplo: Una manera de obtener el óxido de calcio (CaO) es a través del calentamiento

hasta 900°C del carbonato de calcio (CaCO3) teniendo como subproducto el dióxido de

carbono (CO2). ¿Qué cantidad de óxido de calcio (CaO) se obtendrá si el reactivo se

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encuentra en la naturaleza con un 77% de pureza? Considera que van a reaccionar 500 g de

CaCO3.

CaCO3 CaO + CO2

Paso 1: calcular la cantidad real de gramos que reaccionan del CaCO3

77%

500 g CaCO3 ------------------------ = 385 g CaCO3

100%

Paso 2: determinar los gramos de CaO

Gramos de reactivo mol de reactivo mol de producto gramos de productos

1 mol CaCO3 1 mol CaO 56 g CaO

385 g CaCO3 (-----------------------) (-------------------------) (-------------------) = 215.6 g CaO

100 g CaCO3 1 mol CaCO3 1 mol CaO

Se van a obtener 215.6 g de CaO

Ejercicios: practica estos cálculos con los siguientes ejercicios:

1.- ¿Cuántos gramos de sulfato de aluminio, (Al2(SO4)3) se obtienen al reaccionar aluminio

metálico (Al) con 45g de ácido sulfúrico (H2SO4) con una pureza del 98%?

Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2

2.- ¿Cuántos gramos de cloruro de hidrógeno, HCl, se producen cuando reacciona el

hidrógeno (H2) y 50 g de cloro, (Cl2) al 35% de pureza?

H2(g) + Cl2(g) HCl(g)

Rendimiento de la reacción

El rendimiento porcentual es la relación del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico

multiplicada por 100.

El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad calculada de producto que se puede obtener

a partir de determinada cantidad del reactivo; mientras que el rendimiento real es la cantidad de

producto que se obtiene al finalizar la reacción. Ambos rendimientos deberán expresarse en las

mismas unidades.

Ejemplo:

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El rendimiento teórico calculado para una reacción es 14.8 g y la cantidad de producto que se

obtiene es 9.25 g, el rendimiento porcentual es:

Rendimiento real

--------------------------------- X 100 = Rendimiento porcentual

Rendimiento teórico

Para este ejemplo:

9.25 g

---------------- X 100 = 62.5%

14.8 g

Es decir, la reacción tiene un rendimiento del 62.5%.

Ejercicios:

1.- calcula el rendimiento porcentual de la reacción cuando al obtener tetracloruro de carbono

(CCl4) se calcula que se puede obtener 72.3 g, mientras que realmente se obtienen 65.0 g del

mismo

2.- Al calcular la cantidad de bromuro de plata (AgBr) que se obtiene de una reacción de síntesis,

se calcula 408 g, pero al llevar la reacción en el laboratorio, se obtuvieron 375 g del mismo. ¿Cuál

es el rendimiento porcentual?

Bloque II

PRODUCCION DE ÁCIDO SULFURICO

PROPOSITO: al finalizar este bloque serás capaz de valorar las implicaciones tecnológicas,

sociales y ambientales de la industria del ácido sulfúrico, al aplicar conocimientos de

termoquímica en el estudio de las reacciones químicas, para analizar el consumo de energía

en los procesos industriales

Implicaciones socioeconómicas y ambientales de la producción industrial del ácido

sulfúrico

Una de las sustancias que más se utiliza como como reactivo o bien acidificar los medios de

reacción, es el ácido sulfúrico.

Elabora una ficha técnica del mismo, en el siguiente formato.

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ÁCIDO SULFÚRICO

FORMULA QUÍMICA

MASA MOLECULAR

PROPIEDADES FÍSICAS

COLOR

OLOR

DENSIDAD

PUNTO DE FUSION

PUNTO DE EBULLICIÓN

PROPIEDADES QUIMICAS

REACTIVIDAD

APLICACIONES EN

INDUSTRIA QUÍMICA

INDUSTRIA METALURGICA

INDUSTRIA PETROLERA

INDUSTRIA TEXTIL

MINAS DE AZUFRE

LUGAR PRODUCCION ANUAL

MÉTODOS DE OBTENCIÓN

CÁMARAS DE PLOMO

DE CONTACTO

COMENTARIOS LA IMPORTANCIA DEL ÁCIDO SULFÚRICO EN TU VIDA COTIDIANA

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Algunas páginas electrónicas que puedes consultar son:

https://quimicoglobal.mx/acido-sulfurico-2/

https://www.monografias.com/docs/Propiedades-Fisicas-Y-Quimicas-Del-Acido-Sulfurico-

Y-P343BCUFCDG2Z

https://www.revistavirtualpro.com/revista/acido-sulfurico/4

http://www.acidosysolventes.com/acido-sulfurico.shtml

https://www.quiminet.com/articulos/las-aplicaciones-del-acido-sulfurico-5357.htm

recuerda que puedes consultar otras fuentes.

Reacciones endotérmicas y exotérmicas

Como te habrás dado cuenta, el ácido sulfúrico al diluirlo en agua, se produce un

calentamiento. En las reacciones químicas siempre se va ver involucrado la energía en

algunas de sus manifestaciones: luz, calor, sonido, etc.

La Termodinámica es una rama de la ciencia que estudia el calor y su fuerza.

Para comprender cómo se involucra la energía en las reacciones químicas, investiga y anota

las definiciones de los siguientes conceptos:

Sistema termodinámico: _____________________________________________________

Universo: _________________________________________________________________

Frontera: _________________________________________________________________

Calor: ____________________________________________________________________

Temperatura: ______________________________________________________________

Energía interna: ____________________________________________________________

Sistema abierto: ____________________________________________________________

Sistema cerrado: ___________________________________________________________

Termoquímica: _____________________________________________________________

Reacción exotérmica: ________________________________________________________

Reacción endotérmica: ______________________________________________________

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Energía de activación: _______________________________________________________

Entalpía: _________________________________________________________________

Ley cero de la Termodinámica: _______________________________________________

Primera Ley de la Termodinámica: ____________________________________________

Segunda Ley de la Termodinámica: ____________________________________________

Tercera Ley de la Termodinámica: _____________________________________________

Una vez estudiados los conceptos anteriores, elabora un mapa conceptual, relacionando

cada uno de ellos.

Recuerda que deben ir por jerarquía los conceptos

Parte de este concepto principal TERMOQUÍMICA

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Ahora sí, una vez comprendido el tema, te sugiero que consultes las tablas de entalpía que

utilizaste en tu curso normal. Para calcular las entalpías de reacción y determinar sin son

procesos exotérmicos o endotérmicos.

La fórmula para calcularla es la siguiente:

Hr = ∑ Hproductos - ∑ Hreactivos

Las unidades en que se expresa pueden ser kJ o kcal.

∑ H = sumatoria de entalpías

Si Hr = + se trata de una reacción endotérmica, quiere decir que requiere de energía para

que se lleve a cabo el proceso de reacción.

Expresándolo en una ecuación química, se habla de que los reactivos tienen menos energía

que los productos:

A + B + Energía C + D

La gráfica es este proceso es el siguiente:

E N E C + D R productos G I A A + B reactivos Camino de reacción

Mientras que

Si Hr = - se trata de una reacción exotérmica, por lo tanto va a liberar energía, el sistema

incrementará su temperatura.

En una reacción química, quiere decir que los reactivos tienen más energía que los

productos:

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A + B C + D + Energía

E N A + B E R reactivos G I A C + D productos Camino de reacción

Ejemplo: Calcula la entalpía de reacción para la siguiente ecuación química

C (s) + O2 (g) CO2 (g)

Paso 1: consultar las entalpías de formación:

H CO2 (g) = - 393.51 kJ

H C (S) = 0 kJ (esto es porque es un elemento sin combinar)

H O2 (g) = 0 kJ

Paso 2: Aplicar la fórmula para calcular la Entalpía de reacción

Hr = ∑ Hproductos - ∑ Hreactivos

Hr = [(1mol (-393.51 kJ CO2)]- [1mol(0kJ C + 1mol (0kJ O2)]

Hr = [-393.51 kJ] – [0 kJ + 0 kJ]

Hr = [-393.51 kJ ] - 0

Hr = -393.51 kJ

Como podrás observar, la entalpía de reacción es negativa, se trata de una reacción

exotérmica, es decir, libera energía:

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C (s) + O2 (g) CO2 (g) + 393.51 kJ

Otro ejemplo:

Calcular la entalpía de reacción, para obtener el óxido de calcio (CaO) a partir del carbonato

de calcio (CaCO3)

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

Paso 1: Entalpías de formación de reactivos y productos

H CaCO3 (s) = - 1206.9 kJ

H CaO (s) = - 635.09 kJ

H CO2 (g) = - 413.8 kJ

Paso 2: aplicar la fórmula de entalpía de reacción

Hr = ∑ Hproductos - ∑ Hreactivos

Hr = [1mol(-635.09kJ CaO) + 1mol (- 413.8 kJ CO2)] – [ 1 mol ( -1206.9 kJ)]

Hr = [ - 635.09 – 413.8 kJ] – [- 1206.9 kJ)]

Hr = -1048.89 + 1206.9 kJ

Hr = 158.01 kJ

En este ejemplo, se obtiene una entalpía de reacción positiva, tratándose así de una

reacción endotérmica, es decir requiere de energía para que se lleve a cabo.

CaCO3 (s) + 158.01 kJ CaO (s) + CO2 (g)

Ejercicio: practica el cálculo de Energía de formación para las siguientes ecuaciones

químicas:

1.-

Na2CO3 (s) + 2 HCl (g) 2 NaCl (s) + CO2 (g) + H2O (l)

2.-

H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) Na2SO4 (ac) + 2 H2O (l)

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Ley de Hess

El cambio de entalpía de una reacción se puede tratar como una sustancia que depende de

las condiciones inicial y final, porque la entalpía es una función de estado que para fines

prácticos se apoya en ley de Hess.

Investiga la Ley de Hess: _____________________________________________________

_________________________________________________________________________

Con el conocimiento de esta Ley, te podrás dar cuanta que el calor se puede tratar como

una sustancia más.

Para aplicarla lo haremos a partir del siguiente ejemplo:

Calcular la H para la oxidación del metanol

2 CH3OH (l) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 4 H2O (l)

Paso 1: Ecuaciones parciales y los valores de entalpías de formación:

C + O2 CO2 H = - 94 kcal Ec. 1

H2 + ½ O2 H2O H = - 68.3 kcal Ec. 2

C + 2 H2 + ½ O2 CH3OH H = - 57 kcal Ec. 3

Paso 2: multiplicar las ecuaciones parciales por el número de mol de la ecuación original

balanceada, así también los valores de entalpía de formación.

Ec. 1 2 [C + O2 CO2 ] ( H = - 94 kcal ) 2

2 C + 2 O2 2 CO2 H = - 188 kcal

Ec. 2 4 [H2 + ½ O2 H2O ] ( H = - 68.3 kcal ) 4

4 H2 + 2 O2 4 H2O H = - 273.2 kcal

Ec. 3 2 [C + 2 H2 + ½ O2 CH3OH ] ( H = - 57 kcal ) 2

2 C + 4 H2 + 1 O2 2 CH3OH H = - 114 kcal como esta ecuación 3

corresponde a los reactivos, vamos a invertir la ecuación química y por lo tanto tambien el

signo de la H , quedando de la siguiente ,manera:

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2 CH3OH 2 C + 4 H2 + 1 O2 H = 114 kcal

Paso 3: realizamos las sumatoria de las ecuaciones parciales y los valores de H

2 C + 2 O2 2 CO2 - 188 kcal

4 H2 + 2 O2 4 H2O - 273.2 kcal

2 CH3OH 2 C + 4 H2 + 1 O2 + 114 kcal

-----------------------------------------------------------------------------

2 CH3OH (l) + 3 O2 (g) 2 CO2 + 4 H2O H = - 342 2 kcal

Calcula la entalpía de reacción y podrás comprobar que se obtiene exactamente el mismo

valor, determinándose que es una reacción exotérmica, es decir se libera calor; como se

obtiene de la Ley de Hess.

BLOQUE III

PRODUCCION DE FERTILIZANTES

PROPOSITO: al finalizar este bloque serás capaz de evaluar los riesgos y beneficios que trae

consigo la aplicación de la ciencia en la producción industrial de fertilizantes, al incorporar

conocimientos de cinética química para discutir el papel del ser humano como agente

modificador de su medio natural y las implicaciones sociales.

Implicaciones socioeconómicas y ambientales de la producción industrial de fertilizantes

Los fertilizantes son materiales que ayudan a obtener buenas cosechas, aceleran la madurez

de las plantas y disminuyen el costo de producción de los alimentos.

Investiga las características de los fertilizantes de acuerdo a la siguiente clasificación.

Registra en el siguiente cuadro:

FERTILIZANTES

CLASIFICACIÓN DE LOS FERTILIZANTES CARACTERÍSTICAS

INORGÁNICOS

ORGÁNICOS

VERDES

22

COMPLETOS

GUANOS

IMPORTANCIA DE LOS FERTILIZANTES EN LA VIDA COTIDIANA

Apóyate en las siguientes ligas electrónicas para realizar tu investigación.

http://academic.uprm.edu/mbarragan/OHallorans_Fertilizacion.pdf

http://ilovemyplanet123.blogspot.mx/2012/11/que-es-un-fertilizante-las-plantas-

para.html

http://www.eleconomista.es/seleccion-ee/noticias/6360443/12/14/Fertilizantes-

industriales-un-arma-frente-al-cambio-climatico.html

https://es.slideshare.net/odinsalazarruvalcaba/fertilizantes-organicos-e-inorganicos

http://www.eljardin.ws/fertilizantes/tipos/clasificacion-de-los-fertilizantes-organicos.html

Teoría de las colisiones

Ya hemos visto que las reacciones químicas se pueden cuantificar estequiometricamente,

la cantidad de energía, pero también vamos a ver que van a llegar a un equilibrio.

Para ello deberás investigar la Teoría de las Colisiones y elabora un resumen en el siguiente

recuadro.

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TEORÍA DE LAS COLISIONES

Velocidad de reacción

La cinética química estudia de la velocidad de reacción, los factores que la modifican y los

mecanismos de reacción.

Investiga la definición de Velocidad de reacción:

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

Realiza una investigación sobre los factores que afectan la velocidad de reacción y describe

brevemente como estos factores la modifican:

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EL FACTOR DE: LA MODIFICA PORQUE…

Concentración

Temperatura

Tamaño de partícula

Presión

Catalizadores

Equilibrio químico

Habiendo estudiado la manera en que se deben orientar las moléculas para que puedan

reaccionar, recuerda que lo importante es que lleguen al equilibrio químico.

Investiga la definición de equilibrio químico y exprésala con tus propias palabras

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

A partir de lo anterior, te darás cuenta que existe una expresión matemática para definir la

constante de equilibrio y que de manera general se anota así:

a A + b B c C + d D

Teniendo la siguiente expresión del equilibrio químico:

[C] c [D] d

K eq = ------------------------

[A] a [B] b

La podemos describir de la siguiente manera: la constante de equilibrio es la relación entre

la multiplicación de las concentraciones de los productos elevados a su coeficiente entre la

multiplicación de las concentraciones de reactivos elevados a su coeficiente.

De esta manera podemos expresar la constante de equilibrio, Keq, de las ecuaciones

químicas, por ejemplo:

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Escribir la constante de equilibrio para la siguiente ecuación química

3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)

Siguiendo la expresión mencionada arriba

Se tiene que:

[NH3]2

Keq = --------------------------------

[H2] 3 [N2]

Otro ejemplo:

Escribir la constante de equilibrio para la siguiente ecuación química:

CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g)

La Keq será:

[CH3OH]

Keq = -------------------------------

[CO] [H2]2

Principio de Le Chatelier

Investiga el enunciado del principio de Le Chatelier, anótalo en las siguientes líneas:

_________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

Como te darás cuenta, este principio está relacionado con la constante de equilibrio, la

velocidad de reacción y los factores que modifican la velocidad de reacción de una reacción

química.

En el siguiente cuadro elabora un organigrama relacionando lo mencionado anteriormente.

(Un organigrama puede ser mapa conceptual, mapa mental, mapa radial, cuadro

comparativo, cuadro sinóptico, etc.)

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Fuentes de consulta:

Alcántara Barbosa Ma. Del Consuelo “Química de Hoy” Ed. Mc Graw Hill México 1992

Espriella, Andrés Química 3 “Esencia molecular de la química” México 1997

Hein Morris “Química” Grupo Editorial Iberoamérica USA 1990