libro de biologia y geologia 1º bachillerato, Ejercicios de Biología

¡Descarga libro de biologia y geologia 1º bachillerato y más Ejercicios en PDF de Biología solo en Docsity! Ko Física y Química 1 MEET AR h P. edebé On Te > bé proyecto global interactivo 3 # q q q q q q q BLOQUE 2. transformaciones de la materia Reacciones químicas 1. Concepto de reacción química 2. Ecuaciones químicas w 2.1. Significado cualitativo de una ecuación química w 2.2. Métodos de ajuste de las ecuaciones químicas w 2.3. Significado cuantitativo de una ecuación química 3. Tipos de reacciones químicas w 3.1. Reacciones de combustión 4. Estequiometría de las reacciones químicas w 4.1. Cálculos con relación masa-masa w 4.2. Cálculos con relación volumen-volumen w 4.3. Cálculos con relación masa-volumen w 4.4. Cálculos con reactivo limitante w 4.5. Cálculos con reactivos en disolución 5. Rendimiento de una reacción química 6. Reactivos impuros y pureza de una muestra 7. Industria química y medio ambiente w 7.1. Tipos de industria química w 7.2. Procesos industriales w 7.3. Desarrollo sostenible Problemas interactivossimulador Prácticas de laboratorioPresentación 112872_UN_03_ES.indd 82 12/01/15 13:00 85 AMPLÍAq q unidad 3. reacciones químicas 2. Ecuaciones químicas Hemos descrito las reacciones químicas anteriores mediante una expresión abre­ viada que relaciona las fórmulas de las sustancias que intervienen en el proceso. Esta representación se denomina ecuación química. Una ecuación química es la representación escrita y abreviada de una reacción química, a la que describe de manera cualitativa y cuantitativa. Zn(s)+H2SO4(aq)→ ZnSO4(aq)+H2(g) Este lenguaje es universal, ya que, independientemente del idioma que hable­ mos, podemos interpretar el significado de la reacción química. 2.1. Significado cualitativo de una ecuación química Para escribir e interpretar una ecuación química, se deben seguir unos pasos y normas de escritura. Veamos en qué consiste dicho procedimiento, aplicado a la siguiente ecuación química: CaCO3(s) Reactivos    Δ⎯ →⎯⎯ CaO(s) + CO2(g) ↑ Productos    — Escribimos las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha. Si hay varios reactivos o productos, añadimos el signo + entre ellos. — Separamos los dos miembros de la ecuación mediante una flecha que indica el sentido en que avanza la reacción. — Solo escribimos las fórmulas de las sustancias que intervienen en la reacción. No escribiremos la fórmula del agua, por ejemplo, si esta es solo el medio de disolución. — Se debe indicar el estado de agregación de las sustancias, poniendo a conti­ nuación de cada fórmula letras entre paréntesis: estado sólido (s), líquido (l), o gas (g). Si la sustancia está en disolución acuosa, se añade (aq). — A veces, se incluyen otros símbolos para indicar otras características del pro­ ceso: • El símbolo D colocado sobre la flecha que muestra el sentido de la transfor­ mación significa calentamiento. • La flecha ↑ junto a un producto significa desprendimiento de un gas. • La flecha ↓ junto a un producto significa precipitado sólido. — En otras ocasiones, aparecen también variables como la temperatura y la pre­ sión de la reacción, la presencia de catalizadores o la energía de reacción. Así, el significado cualitativo de la ecuación química representada como ejemplo se expresa de la siguiente forma: el carbonato de calcio sólido, CaCO3(s), se des­ compone por acción del calor y produce óxido de calcio sólido, CaO(s), y el des­ prendimiento de dióxido de carbono gaseoso, CO2(g). 2. Ecuaciones químicas 2.1. Significado cualitativo de una ecuación química 2.2. Métodos de ajuste de las ecuaciones químicas 2.3. Significado cuantitativo de una ecuación química Catalizador. Sustancia que incre­ menta la velocidad de una reacción química sin consumirse ni transfor­ marse en la reacción. No varían ni la composición ni las propiedades de la reacción. VOCABULARIO La flecha de una reacción química indica si una reacción es irreversible o reversible: Irreversible: tiene lugar en un solo sentido. C(s) + O2(g) → CO2(g) Reversible: puede evolucionar en ambos sentidos. Se representa con una doble flecha. 2 H2O(l)  H3O+(aq) + OH−(aq) En el agua que bebemos, se en­ cuentran en pequeña proporción oxonio e hidróxido, debido al equili­ brio químico existente entre las tres especies. Reacción reversible del agua. representación del equilibrio químico del agua a nivel molecular. AMP ÍA Ejercicios y problemas 11 Agua (H2O) (H2O) Hidróxido (OH−) Oxonio (H3O+) + + 112872_UN_03_ES.indd 85 12/01/15 13:01 86 2 q q bloque 2. transformaciones de la materia 2.2. Métodos de ajuste de las ecuaciones químicas En una reacción química, cambian los enlaces entre los átomos, pero la cantidad total de átomos de cada elemento se conserva. Por lo tanto, el número de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos miembros de la ecuación. Contemos el número de átomos de hidrógeno y de oxígeno en los dos miembros de la siguiente ecuación: H2(g) + O2(g) → H2O(g) Vemos que hay dos átomos de hidrógeno, tanto en los reactivos como en los pro­ ductos. En cambio, hay dos átomos de oxígeno en los reactivos y solo uno en los productos. Para solucionar este problema, colocamos el número fraccionario ½ delante de la fórmula del oxígeno: H2(g) + 1 2 O2(g) → H2O(g) Ahora tenemos un átomo de oxígeno a ambos lados de la ecuación. Este procedi­ miento se denomina ajuste de una ecuación química. Ajustar una ecuación química consiste en asignar a cada fórmula un coeficiente para que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos miembros. Estos números se llaman coeficientes estequiométricos, y es conveniente que sean los números enteros más pequeños posibles. Por tanto, en la reacción anterior multiplicamos por 2 todos los coeficientes de la ecuación para evitar los números fraccionarios: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) Una ecuación química siempre tiene que estar ajustada. Para ello, usaremos uno de los siguientes métodos: el método de tanteo o el método algebraico (o del sistema de ecuaciones). — Método de tanteo. Consiste en probar con diferentes valores hasta que la ecuación quede ajustada. Se suele empezar por los átomos que no son hidró­ geno, oxígeno o sustancias elementales, dejando estos últimos para el final. Se usa en ecuaciones sencillas. Veamos cómo ajustar la siguiente ecuación por el método de tanteo: C3H8(g)+O2(g)→ CO2(g)+H2O(l) EJEMPLO COMPRENSIÓN. Identificamos los distintos tipos de átomos: carbono, hidrógeno y oxígeno. Contamos el número de cada uno de ellos en los dos miembros de la ecuación. RESOLUCIÓN. Comenzamos por el carbono, luego el hidróge­ no y, por último, el oxígeno. — Carbono: hay tres átomos a la izquierda y uno a la derecha. Escribimos un 3 delante del dióxido de carbono y asumimos un 1 delante de C3H8(g): C3H8(g) + O2(g) → 3 CO2(g) +H2O(l) — Hidrógeno: hay ocho átomos a la izquierda y dos a la dere­ cha. Escribimos un 4 delante del agua: C3H8(g) + O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) — Oxígeno: hay dos átomos a la izquierda y diez a la derecha. Escribimos un 5 delante del oxígeno molecular: C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) COMPROBACIÓN. Contamos nuevamente el número de áto­ mos de cada elemento para asegurarnos de que la ecuación está correctamente ajustada. Solución En las siguientes páginas web, pue­ des practicar el ajuste de ecuacio­ nes químicas: http://links.edebe.com/bn http://links.edebe.com/45vstm INTERNET RECUERDA — La ley de Lavoisier de conser­ vación de la masa enuncia lo siguiente: «En toda reacción quí­ mica, la masa total de los reacti­ vos que reaccionan es igual a la masa total de los productos for­ mados». — J. Dalton formuló una teoría que  podía justificar la ley de Lavoisier. El químico británico indicó que: «En una reacción el número de átomos de cada ele­ mento es el mismo en los reacti­ vos y en los productos, aunque la organización de sus enlaces sea diferente». Esta teoría está íntimamente relacio­ nada con el ajuste de las ecuaciones químicas. 112872_UN_03_ES.indd 86 12/01/15 13:01 87 3 unidad 3. reacciones químicas — Método algebraico o sistema de ecuaciones. Se emplea en los casos más complicados, en los que no podemos determinar los coeficientes por tanteo. Los pasos que se deben seguir son: • Cada uno de los coeficientes se considera una incógnita y se representa con una letra. • Se construye una ecuación para cada elemento químico, igualando el nú­ mero de átomos de dicho elemento en ambos miembros. • Se resuelve el sistema de ecuaciones. Como hay más incógnitas que ecua­ ciones, se asigna un valor arbitrario a una de ellas y obtenemos una de las soluciones posibles. • Si se obtienen coeficientes fraccionarios, es habitual multiplicarlos por el número apropiado para obtener un conjunto de valores enteros. Veamos cómo ajustar la siguiente ecuación por el método del sistema de ecuaciones: HBr(aq)+Fe(s)→ FeBr3(aq)+H2(g) EJEMPLO COMPRENSIÓN. Identificamos los distintos tipos de átomos: hidrógeno, bromo y hierro. Contamos el número de cada uno de ellos en ambos miembros de la ecuación. No está ajustada. RESOLUCIÓN. — Asignamos coeficientes provisionales (a, b, c, d) a cada reactivo y producto: a HBr(aq) + b Fe(s) → c FeBr3(aq) + d H2(g) — Establecemos una ecuación para cada elemento. La ecua­ ción indica que el número de átomos del elemento es igual en ambos miembros: Hidrógeno: a = 2d Bromo: a = 3c Hierro: b = c — Asignamos un valor arbitrario a una de ellas. Por ejemplo: d = 1. Resolvemos el sistema y obtenemos: De la 1.ª ecuación: a = 2 · 1 = 2 De la 2.ª ecuación: c = 2 3 De la 3.ª ecuación: b = 2 3 — Para evitar los coeficientes fraccionarios, los multiplicamos todos por 3: a = 6 b = 2 c = 2 d = 3 6 HBr(aq) + 2 Fe(s) → 2 FeBr3(aq) + 3 H2(g) COMPROBACIÓN. Contamos nuevamente el número de áto­ mos de cada elemento para asegurarnos de que el resultado es correcto. Solución 2.3. Significado cuantitativo de una ecuación química Las ecuaciones químicas ajustadas nos proporcionan información acerca de las proporciones de las sustancias que intervienen. Así, podemos interpretar una ecuación química en términos atómico-moleculares y en términos molares. Veamos el significado cuantitativo de la ecuación del ejemplo anterior: 6 HBr(aq) + 2 Fe(s) → 2 FeBr3(aq) + 3 H2(g) — Relación atómico-molecular. Seis entidades moleculares de bromuro de hi­ drógeno reaccionan con dos entidades moleculares de hierro y producen dos entidades moleculares de bromuro de hierro(III) y tres entidades moleculares de hidrógeno. — Relación molar. Seis moles de bromuro de hidrógeno reaccionan con dos moles de hierro y producen dos moles de bromuro de hierro(III) y tres moles de hidrógeno. Ejercicios y problemas 12 y 13 Ejercicios y problemas 14 RECUERDA La ley de Avogadro explica la relación entre coeficientes estequiométricos de una reacción química: «Volúme­ nes iguales de cualquier gas, medi­ dos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas». La relación entre la constante de Avo­ gadro y la cantidad de sustancia es: — 1 mol de moléculas contiene 6,022 · 1023 moléculas. — 1 mol de átomos contiene 6,022 · 1023 átomos. 112872_UN_03_ES.indd 87 12/01/15 13:01 90 4 q q bloque 2. transformaciones de la materia 4. Estequiometría de las reacciones químicas Cuando trabajamos con reacciones químicas, necesitamos conocer qué cantidad de producto se obtiene a partir de una determinada cantidad de reactivo, o qué cantidad de reactivo se necesita para obtener una cantidad deseada de producto. La estequiometría es el estudio de la relación cuantitativa entre reacti- vos y productos en una reacción química. Los cálculos que se efectúan para obtener esta información cuantitativa de una ecuación química ajustada se denominan cálculos estequiométricos. 4.1. Cálculos con relación masa-masa Para saber la masa de un reactivo o producto, conocida la masa del otro, debe­ mos tener en cuenta la relación molar entre ambas sustancias. Esta relación se obtiene de la ecuación química ajustada. Para los cálculos estequiométricos, utilizaremos factores de conversión. En gene­ ral, los pasos que hay que seguir son estos: — Escribir y ajustar la ecuación química correspondiente. — Convertir a moles el dato de partida. — Aplicar la relación molar entre la sustancia conocida y la que queremos cono­ cer, según los coeficientes de la ecuación química ajustada. — Calcular la masa o el volumen de la sustancia requerida. 4. Estequiometría de las reacciones químicas 4.1. Cálculos con relación masa-masa 4.2. Cálculos con relación volumen-volumen 4.3. Cálculos con relación masa-volumen 4.4. Cálculos con reactivo limitante 4.5. Cálculos con reactivos en disolución Cuando el cinc metálico reacciona con una disolución de sulfato de cobre(II), se forma una disolución de sulfato de cinc y se deposita cobre metálico. Si partimos de 20 g de sulfato de cobre(II), calcula la masa de cobre que se podrá obtener como máximo. EJEMPLO COMPRENSIÓN. Tenemos que calcular la masa de uno de los productos de la reacción, y como dato, la masa de un reactivo. DATOS. m (CuSO4) = 20 g. Incógnitas: m (Cu). RESOLUCIÓN. Escribimos y ajustamos la ecuación química correspondiente: Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s) — Calculamos la masa molar de la sustancia conocida y, des­ pués, el número de moles: Mr (CuSO4): 1 · 63,55 + 1 · 32,07 + 3 · 16 = 143,62 M (CuSO4): 143,62 g ·mol−1 20 g CuSO4 · 1 mol CuSO4 143,62 g CuSO4 = 0,14 mol CuSO4 — Determinamos la cantidad de Cu que se obtiene a partir de la relación molar entre el CuSO4 y el Cu, descrita en la ecua­ ción: 0,14 mol CuSO4 · 1 mol Cu 1 mol CuSO4 = 0,14 mol Cu — Multiplicamos los moles de cobre por su masa molar y obte­ nemos la masa de cobre formada: Ar (Cu): 63,55 M(Cu): 63,55 g ·mol−1 0,14 mol Cu · 63,55 g Cu 1 mol Cu = 8,9 g Cu Observa que podemos colocar los factores de conversión de forma consecutiva: 20 g CuSO4 · 1 mol CuSO4 143,62 g CuSO4 · 1 mol Cu 1 mol CuSO4 · · 63,55 g Cu 1 mol Cu = 8,9 g Cu COMPROBACIÓN. Verificamos si la cantidad obtenida es razo­ nable y las unidades adecuadas. De lo contrario, revisamos los cálculos. Solución RECUERDA La masa molar, M, de cualquier sus­ tancia, expresada en gramos, coin­ cide numéricamente con su masa atómica o molecular. Por ejemplo, para el oxígeno: Mr (O2) = 2 · 16,00 = 32,00 M (O2) = 32,00 g ·mol−1 Ejercicios y problemas 24, 25 y 28 112872_UN_03_ES.indd 90 12/01/15 13:01 91 5 6 unidad 3. reacciones químicas 4.2. Cálculos con relación volumen-volumen Si tenemos un reactivo o producto gaseoso y queremos averiguar su volumen, conociendo el volumen del otro, se procede de forma similar a la que hemos visto. Utilizamos la relación molar entre ambas sustancias, que se deriva de la ecua­ ción química ajustada. Según la definición actual de la IUPAC, en los gases 105 Pa y 273 K se conside­ ran condiciones estándar de presión y temperatura. En este caso, 1 mol de cual­ quier gas ocupa 22,7 L. Es decir, el volumen molar es: Vm = 22,7 L · mol−1. Si el gas que interviene no está medido en estas condiciones, tendremos en cuenta la ecuación de estado de los gases ideales para la conversión a moles. p V = n R T p = Presión (Pa) V = Volumen (m3) n = Cantidad de sustancia (mol) R = Constante de los gases ideales en el SI = 8,31 Pa ·m3 ·K−1 ·mol−1 T = Temperatura (K) Halla el volumen de oxígeno necesario para quemar completamente 4,0 L de butano, C4H10, a 105 Pa y 273 K. La oxidación del dióxido de azufre produce trióxido de azufre, SO3. Calcula el volumen de oxígeno, medido a 740 mmHg y 300 K, que se requiere para obtener 100 L de trióxido de azufre a la misma presión y a 320 K. EJEMPLO EJEMPLO COMPRENSIÓN. Tenemos como dato de partida el volumen de uno de los reactivos. DATOS. V (C4H10) = 4,0 L. Incógnitas: V (O2); p = 105 Pa; T = 273 K. RESOLUCIÓN. Escribimos y ajustamos la ecuación química co­ rrespondiente: 2 C4H10(g) + 13 O2(g) → 8 CO2(g) + 10 H2O(l) — Calculamos la cantidad de butano, teniendo en cuenta que están a 105 Pa y 273 K: 4,0 L C4H10 · 1 mol C4H10 22,7 L C4H10 = 0,18 mol C4H10 — Determinamos la cantidad de O2 que se necesita a partir de la relación molar entre el C4H10 y el O2: 0,18 mol C4H10 · 13 mol O2 2 mol C4H10 = 1,2 mol O2 — Pasamos a litros los moles de oxígeno obtenidos: 1,2 mol O2 · 22,7 L O2 1 mol O2 = 27 L O2 Observa que también podemos colocar de forma consecutiva los factores de conversión empleados: 4,0 L C4H10 · 1 mol C4H10 22,7 L C4H10 · 13 mol O2 2 mol C4H10 · 22,7 L O2 1 mol O2 COMPROBACIÓN. Verificamos que la cantidad y las unidades son correctas. De lo contrario, revisamos los cálculos. COMPRENSIÓN. Conocemos el volumen del producto, SO3. DATOS. V (SO3) = 100 L = 0,100 m3, medidos a 320 K y 740 mmHg. Incógnitas: V (O2) a 740 mmHg y 300 K. p = 740 mmHg · 1 atm 760 mmHg · 1,013 · 105 Pa 1 atm = 9,86 · 104 Pa RESOLUCIÓN. Escribimos la ecuación química ajustada: 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) — Calculamos la cantidad de SO3, aplicando la ecuación de estado de los gases ideales: n (SO3) = p V R T = 9,86 · 104 Pa · 0,100 m3 8,31 Pa · m3 · K−1 ·mol−1 · 320 K = = 3,71 mol SO3 — Calculamos la cantidad de O2 que se necesita a partir de la relación estequiométrica de la reacción: 3,71 mol SO3 · 1 mol O2 2 mol SO3 = 1,86 mol O2 — Pasamos a litros los moles de O2 necesarios: V (O2) = n R T p = = 1,86 mol · 8,31 Pa · m3 · K−1 · mol−1 · 300 K 9,86 ⋅ 104 Pa V (O2) = 0,0470 m3 O2 · 1000 L O2 1 m3 O2 = 47,0 L O2 COMPROBACIÓN. Verificamos si la cantidad obtenida es razona­ ble y las unidades son adecuadas. De lo contrario, revisamos. Solución Solución RECUERDA La unidad de presión en el SI es el pascal, Pa. 1 atm = 760 mmHg = 1,013 · 105 Pa 1 bar = 105 Pa También puedes ver el valor de R como: R = 0,082 atm · L · K−1 · mol−1 Ejercicios y problemas 29 112872_UN_03_ES.indd 91 12/01/15 13:01 92 7 bloque 2. transformaciones de la materia 4.3. Cálculos con relación masa-volumen Cuando en una reacción química queremos calcular el volumen de un producto gaseoso, conocida la masa de un reactivo o producto, emplearemos la relación molar entre las sustancias y la ecuación de los gases ideales si es necesario. El ácido clorhídrico, HCl(aq), reacciona con el aluminio, Al(s), y se produce cloruro de aluminio, AlCl3(aq), e hidrógeno gaseoso, H2(g). Si queremos obtener 140 L de hidrógeno, medidos a 20 °C y 740 mmHg, calcula: a) ¿Qué masa de aluminio se necesitará? b) ¿Qué masa de cloruro de aluminio, AlCl3(aq), se obtendrá? EJEMPLO COMPRENSIÓN. Conocemos el volumen de uno de los productos y nos piden la masa de un reactivo (aluminio) en el apartado a); y la masa del otro producto (cloruro de aluminio) en el apartado b). DATOS. V (H2) = 140 L = 0,140 m3, medidos a 20 ºC y 740 mmHg. p = 740 mmHg 1 atm 760 mmHg · 1,013 · 105 Pa 1 atm = 9,86 · 104 Pa T = (20 + 273) K = 293 K Incógnitas: m (Al); m (AlCl3). RESOLUCIÓN. — Escribimos y ajustamos la ecuación química correspondiente: 6 HCl(aq) + 2 Al(s) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) ↑ a) Para calcular la masa de aluminio necesaria, seguimos estos pasos: — Calculamos a cuántos moles de hidrógeno equivale el volumen de hidrógeno que queremos obtener (0,140 m3). Para ello, usamos la ecuación de estado de los ga­ ses ideales: n (H2) = p V R T = 9,86 · 104 Pa · 0,140 m3 8,31 Pa · m3 · K−1 ·mol−1 · 293 K = 5,67 mol H2 — Hallamos la masa de aluminio necesaria a partir de la relación estequiométrica de la reacción. Para ello, utilizamos una secuencia de factores de conversión: Ar (Al): 26,98 M (Al): 26,98 g ·mol−1 5,67 mol H2 · 2 mol Al 3 mol H2 · 26,98 g Al 1 mol Al = 102 g Al Se necesitan 102 g de aluminio. b) Para calcular la masa de cloruro de aluminio que se formará, procedemos del mismo modo: Mr (AlCl3) = 1 · 26,98 + 3 · 35,45 = 133,4 M (AlCl3) = 133,4 g ·mol−1 5,67 mol H2 · 2 mol AlCl3 3 mol H2 · 133,4 g AlCl3 1 mol AlCl3 = 504 g AlCl3 Se forman 504 g de cloruro de aluminio, AlCl3(aq). COMPROBACIÓN. Verificamos si la cantidad obtenida es razonable y las unidades son adecuadas. De lo contrario, revisamos los cálculos. Solución Reacción química entre el aluminio y el ácido clorhídrico. se forma cloruro de aluminio, alcl3(s), y se desprende hidrógeno gaseoso, H2(g). HCl(aq) AI(s) H2(g) Agua En las siguientes páginas web, pue­ des practicar los cálculos estequio­ métricos y ver la solución paso a paso de cada ejercicio: http://links.edebe.com/sd36 http://links.edebe.com/6yzzbi INTERNET Ejercicios y problemas 26 y 33 112872_UN_03_ES.indd 92 12/01/15 13:01 95 11 q q unidad 3. reacciones químicas 5. Rendimiento de una reacción química En la realidad, cuando se lleva a cabo una reacción química, se obtiene menor cantidad de producto de la que teóricamente cabría esperar a partir de los cálcu­ los estequiométricos. Cuando ocurre esto, decimos que la reacción tiene un ren- dimiento inferior al 100 %. El rendimiento de una reacción química es el cociente entre la canti- dad de producto obtenido realmente y la cantidad de producto que esperábamos obtener teóricamente. Rendimiento (%) = Cantidad de producto obtenido Cantidad de producto teórico · 100 Como el volumen, si son gases, y la masa son proporcionales a la cantidad de sus­ tancia, es habitual relacionar el rendimiento de una reacción con estas magnitudes, ya que son más fáciles de determinar en la práctica que la cantidad química. Un rendimiento menor que el teórico en una reacción química puede deberse a las siguientes causas: — El desarrollo de la reacción se ha producido en condiciones inadecuadas. — La existencia de reacciones secundarias paralelas que han dado lugar a pro­ ductos no deseados. — La pérdida de material durante su manipulación o purificación. — Se ha invertido menor tiempo de reacción que el requerido. Veamos en el siguiente ejemplo cómo a partir del valor del rendimiento de una reacción química podemos determinar la cantidad de producto real obtenida. Para ello, solo tenemos que calcular la cantidad teórica mediante la estequiome­ tría de la reacción y multiplicar por el rendimiento dado. Se descomponen 160 g de clorato de potasio, KClO3, y se producen cloruro de potasio y oxígeno. Calcula la masa de cloruro de potasio obtenida, en gramos, si el rendimiento de la reacción es del 85 %. EJEMPLO COMPRENSIÓN. Conocemos la masa del reactivo y el rendi­ miento de la reacción. KClO3(s) → KCl(s) + O2(g) DATOS. m (KClO3) = 160 g Rendimiento = 85 % Incógnitas: m (KCl). RESOLUCIÓN. Escribimos la ecuación ajustada: 2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) — Calculamos la masa teórica de KCl a partir de la estequio­ metría de la reacción: Mr (KClO3): 1 · 39,10 + 1 · 35,45 + 3 · 16,00 = 122,55 M (KClO3): 122,55 g ·mol−1 Mr (KCl): 1 · 39,10 + 1 · 35,45 = 74,55 M (KCl):74,55 g ·mol−1 160 g KClO3 · 1 mol KClO3 122,55 g KClO3 · 2 mol KCl 2 mol KClO3 · · 74,55 g KCl 1 mol KCl = 97,3 g KCl (teóricos) Mr (KClO3): 1 · 39,10 + 1 · 35,45 + 3 · 16,00 = 122,55 M (KClO3): 122,55 g ·mol−1 Mr (KCl): 1 · 39,10 + 1 · 35,45 = 74,55 M (KCl):74,55 g ·mol−1 160 g KClO3 · 1 mol KClO3 122,55 g KClO3 · 2 mol KCl 2 mol KClO3 · · 74,55 g KCl 1 mol KCl = 97,3 g KCl (teóricos) — Aplicamos el rendimiento de la reacción para conocer la cantidad obtenida realmente de KCl: 97,3 g KCl teóricos · 85 g KCl obtenidos 100 g KCl teóricos = 83 g KCl Se obtienen 83 g de cloruro de potasio. COMPROBACIÓN. Verificamos si la cantidad obtenida es razo­ nable y las unidades son adecuadas. De lo contrario, revisamos los cálculos. Solución 5. Rendimiento de una reacción química Industria química. el rendimiento de una reacción quími- ca es un factor fundamental en la in- dustria química. FÍJATE Como el rendimiento real de una reacción química siempre es inferior al 100 %, se produce menos canti­ dad de producto que el teórico. Por tanto, necesitamos más cantidad de reactivo que la teórica para obtener la cantidad de producto deseada. Ejercicios y problemas 35 a 40 112872_UN_03_ES.indd 95 12/01/15 13:01 96 12 Minimum assay (Perm.) 98 % MAXIMUM LIMIT OF IMPURITIES Insoluble matter in H2O 0,003 % Chloride (Cl) 0,002 % Sulphate (S4O) 0,005 % Heavy metals (as Pb) 0,001 % As 0,00004 % Metals by ICP [mg/Kg (ppm)] Al 5 K 50 Au 5 Li 5 B 5 Mg 25 Ba 5 Mn 5 Be 5 Mo 5 Bi 5 Ni 10 Ca 25 Pb 10 Cd 5 Sb 5 Co 5 Si 5 Cr 5 Sn 5 Cu 10 Sr 5 Fe 10 Ti 5 Ga 5 Tl 5 Ge 5 V 5 Hg 5 Zn 10 q q bloque 2. transformaciones de la materia 6. Reactivos impuros y pureza de una muestra Los reactivos que se utilizan en la industria química y en los laboratorios normal­ mente no tienen una pureza del 100 %. Es decir, contienen impurezas que debe­ mos tener en cuenta en los cálculos, ya que solamente reaccionará la sustancia pura contenida en la muestra, y no la cantidad de muestra inicial. Para ello, defi­ nimos el concepto de riqueza o pureza. La riqueza o pureza de una muestra es el porcentaje de sustancia pura que contiene. Se puede expresar de las siguientes maneras: Riqueza (% m/m) = m (sustancia pura) m (muestra) · 100 Riqueza (% v/v) = V (sustancia pura) V (muestra) · 100 El carbonato de calcio, CaCO3(s), de las rocas calizas se descompone, al ser calentado, en óxido de calcio, CaO2(s), y dióxido de carbono, CO2(g). Si se calcinan 500 g de caliza al 70,0 % m/m de riqueza en carbonato de calcio, calcula la cantidad de óxido de calcio que se producirá. ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtendrá a 20 °C y 700 mmHg? EJEMPLO COMPRENSIÓN. Conocemos la masa y la riqueza de la muestra. CaCO3(s) Δ⎯ →⎯⎯ CaO(s) + CO2(g) DATOS. m (caliza) = 500 g Riqueza (CaCO3) = 70 % m/m Incógnitas: m (CaO); V (CO2) a 20 ºC y 700 mmHg. RESOLUCIÓN. Escribimos la ecuación ajustada: CaCO3(s) Δ⎯ →⎯⎯ CaO(s) + CO2(g) ↑ — Hallamos la masa de CaCO3 que reacciona, teniendo en cuenta la riqueza de la caliza: 500 g caliza · 70,0 g CaCO3 100 g caliza = 350 g CaCO3 — Determinamos la masa de CaO que se produce en la reacción: Mr (CaCO3): 1 · 40,08 + 1 · 12,01 + 3 · 16,00 = 100,09 M (CaCO3): 100,09 g ·mol−1 Mr (CaO): 1 · 40,08 + 1 · 16,00 = 56,08 M (CaO): 56,08 g ·mol−1 350 g CaCO3 · 1 mol CaCO3 100,09 g CaCO3 · 1 mol CaO 1 mol CaCO3 · 56,08 g CaO 1 mol CaO = 196 g CaO — Determinamos la cantidad de CO2 que se produce: 350 g CaCO3 · 1 mol CaCO3 100,09 g CaCO3 · 1mol CO2 1 mol CaCO3 = 3,50 mol CO2 — Calculamos el volumen de CO2 obtenido con la ecuación de estado de los gases idea­ les, teniendo en cuenta las condiciones de presión y temperatura: T = (20 + 273) K = 293 K; p = 700 mmHg · 1 atm 760 mmHg · 1,013 · 105 Pa 1 atm = 9,33 · 104 Pa V (CO2) = n R T p = 3,50 mol · 8,31 Pa ·m3 · K−1 · mol−1 · 293 K 9,33 · 104 Pa = 0,0913 m3 CO2 COMPROBACIÓN. Verificamos si la cantidad obtenida es razonable y las unidades son las adecuadas. De lo contrario, revisamos los cálculos. Solución 6. Reactivos impuros y pureza de una muestra Reactivos de laboratorio. las etiquetas de las sustancias comer- ciales indican el porcentaje de pureza o riqueza del reactivo correspondiente. Ejercicios y problemas 41 a 46 Problemas resueltos B Caliza. Roca sedimentaria c o m p u e s t a mayor i tar ia­ mente por cal­ cita (CaCO3). Reacciona con ácido clorhídrico. Textura cristalina. Color blanco, in­ coloro, pardo, rosa, amarillo y gris. Principalmente, se emplea en la fa­ bricación de cementos, cerámicas y pinturas, pero también se usa como componente de medicamentos y cosméticos. 112872_UN_03_ES.indd 96 12/01/15 13:01 97 unidad 3. reacciones químicas 7. Industria química y medio ambiente La química desempeña un papel fundamental en nuestra sociedad actual. Por una parte, gracias a la investigación, contribuye al desarrollo científico y tecnoló­ gico. Por otra, la aplicación de estos conocimientos a la industria ha permitido el desarrollo de procesos y la obtención de nuevos productos, que satisfacen nues­ tras necesidades diarias y mejoran nuestra calidad de vida. La industria química se ocupa de la extracción y el procesamiento de las mate­ rias primas, tanto naturales como sintéticas, y de su transformación en otras sus­ tancias distintas mediante reacciones químicas. 7.1. Tipos de industria química La industria química tiene aplicación en sectores muy diversos, y así hablamos de industria alimentaria, metalúrgica, farmacéutica, petroquímica, papelera, etc. Si atendemos al tipo de materia prima utilizada y al producto final fabricado, distin­ guimos estos tipos de industria química: — La industria química de base utiliza materias primas básicas y elabora pro- ductos intermedios que, a su vez, sirven de materia prima para otras indus­ trias. Ejemplos de estos productos intermedios son el amoníaco, el ácido sul­ fúrico, el hidróxido de sodio, el etanol, el tolueno, etc. — La industria química de transformación emplea como materia prima los pro­ ductos intermedios elaborados por la industria química de base, y fabrica productos finales dedicados al consumo directo. Entre estos productos fina­ les podemos citar los productos de alimentación, el papel, los fármacos, la ropa, los combustibles de vehículos, etc. 7.2. Procesos industriales En los procesos industriales se utilizan reacciones químicas que previamente han sido estudiadas en el laboratorio, con el objetivo de fabricar un producto de cali­ dad al menor coste posible. A continuación, estudiaremos los procesos de obten­ ción de algunas sustancias y materiales de gran interés para la industria y el ser humano. Obtención de amoníaco El amoníaco es un gas incoloro, con un olor agudo muy penetrante. Se obtiene a partir de sus elementos, hidrógeno y nitrógeno, por el método diseñado por Fritz Haber, denominado síntesis de Haber. La reacción de producción industrial del amoníaco es la siguiente: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) El proceso de Haber (o proceso de Haber­Bosch) tiene estas tres etapas: — Preparación de los gases de síntesis. Se preparan el hidrógeno y el nitrógeno. — Síntesis catalítica. Los gases se ponen en contacto con un catalizador para acelerar la reacción en el reactor, que opera a 200 atm de presión y 400 ºC. Estas condiciones optimizan el rendimiento y el tiempo de la reacción. — Separación del amoníaco. Se enfría la mezcla que sale del reactor y se sepa­ ran los gases del amoníaco en un condensador (los gases son reutilizados). 7. Industria química y medio ambiente 7.1. Tipos de industria química 7.2. Procesos industriales 7.3. Desarrollo sostenible La planta experimental que utilizó Fritz Haber. el reactor catalítico es el cilindro de la izquierda. Químico alemán galardonado con el Premio Nobel de Química en el año 1918, por la síntesis del amoníaco. En 1913, Haber desarrolló un méto­ do para obtener amoníaco a partir del nitrógeno del aire, y estableció las bases para su producción a gran escala. Más tarde, Carl Bosch adap­ tó el método para su uso comercial y se denominó proceso Haber-Bosch. El amoníaco se utiliza en la fabrica­ ción de explosivos y en la produc­ ción de fertilizantes. Fritz Haber (1868-1934) Ejercicios y problemas 47 y 49 112872_UN_03_ES.indd 97 12/01/15 13:01 100 q q bloque 2. transformaciones de la materia 7.3. Desarrollo sostenible La química ha proporcionado grandes progresos a la humanidad, pero también ha contribuido al agravamiento de problemas ambientales, como la contamina­ ción del aire, el agua y el suelo. Tiene especial importancia el denominado cambio climático, que está íntimamente relacionado con los siguientes fenómenos: — Efecto invernadero. Consiste en el aumento de la temperatura media del planeta, como consecuencia de la acumulación de gases en la atmósfera, emitidos cuando se queman combustibles fósiles. Estos gases son dióxido de carbono (principalmente), metano, óxidos de nitrógeno, vapor de agua, ozono y los clorofluorocarbonos (CFC), los cuales impiden que el planeta emita ra­ diación infrarroja al espacio exterior. Como consecuencia, al haber menos pérdidas de energía, la energía total aumenta, por lo que la temperatura gene­ ral también se incrementa. Un efecto directo es la elevación del nivel del mar, debido al deshielo de los casquetes polares. — Lluvia ácida. El dióxido de azufre y, en menor proporción, los óxidos de nitró­ geno, procedentes de las emisiones de la industria y del transporte, reaccio­ nan con el vapor de agua de las nubes y originan ácidos que son arrastrados por la lluvia. Esta lluvia causa graves daños a la fauna y la flora, e incluso a los edificios y los monumentos, pues reacciona con los materiales de construc­ ción. — Destrucción de la capa de ozono. El ozono se encuentra en la estratosfera formando una capa de gas (ozonosfera) que hace de filtro contra la radiación solar. Existe una zona en esta capa donde la concentración de ozono es me­ nor, conocida como «agujero de ozono» y provocada por los clorofluorocarbo­ nos (CFC) que anteriormente se usaban en los aerosoles y que hoy en día es­ tán prohibidos. En la actualidad, se están desarrollando productos y procesos que reducen o eli­ minan estos efectos negativos sobre el medio ambiente y la salud de las personas. Es lo que se conoce como química verde o química sostenible, cuyo objetivo es contribuir a la sostenibilidad del planeta mediante la creación de técnicas alterna­ tivas que prevengan la contaminación. La industria química está cambiando, y ya no solo puede tener en cuenta la ren­ tabilidad económica, sino que debe considerar también la rentabilidad medioam­ biental. Es decir, la química puede y debe contribuir a un futuro sostenible. El desarrollo sostenible consiste en satisfacer las necesidades de las generaciones presentes sin comprometer las de generaciones futuras. Para lograr un desarrollo sostenible, hay que conseguir un equilibrio en sus tres dimensiones: medioambiental, económica y social. La sociedad es cada día más consciente de la problemática medioambiental, y se están adoptando medidas encaminadas hacia la sostenibilidad, tanto a nivel urbano como industrial. A continuación, destacamos algunas de las medidas destinadas a evitar la conta­ minación producida por la industria química: — Aprovechamiento de las emisiones gaseosas. — Tratamiento y purificación de las aguas residuales. — Reciclaje de residuos sólidos. — Desarrollo y utilización de productos biodegradables. — Uso de energías renovables. Analiza los signos del efecto inver­ nadero y cómo afecta a nuestra vida cotidiana con el siguiente recurso interactivo: http://links.edebe.com/nuq INTERNET Ejercicios y problemas 48, 53 a 57, 60 y 61 Podemos contribuir al desarrollo sostenible aplicando las siguientes medidas: — Reducir la generación de resi­ duos sólidos, consumiendo solo lo necesario y reutilizando todos los envases que podamos. — Contribuir al reciclaje de resi­ duos separando los metales, los plásticos y el vidrio de los resi­ duos orgánicos. — Comprar electrodomésticos de bajo consumo o de alta eficien­ cia energética. — Utilizar el transporte público en lugar del coche. — No tener grifos abiertos ni luces encendidas que no estamos utili­ zando. — Vestir de forma adecuada a la estación del año y no abusar de la calefacción ni del aire acondi­ cionado. FÍJATE Síntesis 62 a 67 112872_UN_03_ES.indd 100 12/01/15 13:01 101 A Problemas RESUELTOSunidad 3. reacciones químicas Reaccionan 250 mL de una disolución 0,50 mol · L−1 de hidróxido de sodio con 50 mL de otra 1,5 mol · L−1 de ácido sulfúrico. Averigua la masa de sulfato de sodio que se origina en la reacción y las cantidades de otras sustancias que habrá al final de la reacción. ESTEQUIOMETRÍA Y REACTIVOS EN DISOLUCIÓN COMPRENSIÓN. Conocemos las cantidades de los dos reactivos (volumen y molaridad). Tenemos que averiguar cuál es el reactivo limitante, ya que este será el que se consumirá totalmente. Por tanto, partiremos de la cantidad de reactivo limitante para realizar los cálculos estequiométricos pertinentes y hallar las cantidades pedidas en el problema. H2SO4(aq) +NaOH(aq) → Na2SO4(aq) +H2O(l) DATOS. V (NaOH) = 250 mL c (NaOH) = 0,50 mol·L−1 V (H2SO4) = 50 mL c (H2SO4) = 1,5 mol·L−1 Incógnitas: m (Na2SO4); m (H2O). RESOLUCIÓN. Intenta resolver el problema tú solo; para ello, oculta la respuesta y sigue estos pasos: Pasos — Escribimos y ajustamos la ecuación química correspon­ diente. — Calculamos la cantidad de moles de cada reactivo conteni­ da en el volumen de disolución que nos dan, teniendo en cuenta la concentración de cada disolución. — Determinamos qué reactivo es el limitante y cuál está en exceso, aplicando la relación molar entre ambos. — Calculamos la masa de sulfato de sodio formada a partir de la cantidad de reactivo limitante, teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción. — Al final de la reacción, quedarán también la masa de agua formada y la parte del reactivo en exceso. — Indicamos la cantidad de reactivo que sobra, restando la cantidad de partida menos la que reacciona. Respuesta — Escribimos la ecuación química ajustada: H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) — Hallamos los moles de cada reactivo, aplicando la molari­ dad de cada disolución. 250 mL NaOH (aq) · 1 L NaOH (aq) 1000 mL NaOH (aq) · · 0,50 mol NaOH 1 L NaOH (aq) = 0,13 mol NaOH 50 mL H2SO4 (aq) · 1 L H2SO4 (aq) 1000 mL H2SO4 (aq) · · 1,5 mol H2SO4 1 L H2SO4 (aq) = 0,080 mol H2SO4 250 mL NaOH (aq) · 1 L NaOH (aq) 1000 mL NaOH (aq) · · 0,50 mol NaOH 1 L NaOH (aq) = 0,13 mol NaOH 50 mL H2SO4 (aq) · 1 L H2SO4 (aq) 1000 mL H2SO4 (aq) · · 1,5 mol H2SO4 1 L H2SO4 (aq) = 0,080 mol H2SO4 — Calculamos los moles de H2SO4 necesarios para que reac­ cione todo el NaOH presente: 0,13 mol NaOH · 1 mol H2SO4 2 mol NaOH = 0,070 moles H2SO4 Hacen falta 0,070 moles de H2SO4 para que reaccione todo el NaOH. Como tenemos más cantidad de H2SO4, 0,080 moles, el H2SO4 está en exceso, y el reactivo limitan­ te es el NaOH. — Calculamos la masa de Na2SO4 formada: Mr (Na2SO4): 2 · 22,99 + 1 · 32,07 + 4 · 16,00 = 142,05 M (Na2SO4): 142,05 g ·mol−1 0,13 mol NaOH · 1 mol Na2SO4 2 mol NaOH · 142,05 g Na2SO4 1 mol Na2SO4 = = 9,2 g Na2SO4 — Calculamos la masa de H2O que se origina en la reacción: Mr (H2O): 2 · 1,01 + 1 · 16,00 = 18,02 M (H2O): 18,02 g ·mol−1 0,13 mol NaOH · 2 mol H2O 2 mol NaOH · 18,02 g H2O 1mol H2O = = 2,3 g H2O — Determinamos el exceso de H2SO4 que quedará al final de la reacción: Exceso (H2SO4) = (0,080 − 0,070) mol = 0,010 mol Al final de la reacción se han formado 9,2 g de Na2SO4, 2,3 g de H2O, y han sobrado 0,010 mol de H2SO4. COMPROBACIÓN. Verificamos si la cantidad obtenida es razo­ nable y las unidades son las adecuadas. Solución 1. s El KI reacciona con Pb(NO3 )2 para dar un precipitado amarillo, PbI2, y otra sustancia. Si mezclamos 25 mL de una disolución 0,30  mol · L−1 de KI con 15 mL de disolución 0,40 mol · L−1 de (PbNO3)2, ¿qué cantidad de precipitado obtendremos? Sol.: 1,7 g 2. s Al calentar Ca(ClO)2 y HCl se forma gas Cl2, CaCl2 y H2O. Si se hacen reaccionar 50 g de Ca(ClO)2 y 275 mL de HCl, 6,0 M, determina los gramos de Cl2 que se producen en la reacción y la cantidad de reactivos en exceso. Sol.: 50 g Cl2; 1 · 10 g de HCl en exceso 112872_UN_03_ES.indd 101 12/01/15 13:01 102 B bloque 2. transformaciones de la materia La galena es un mineral que contiene sulfuro de plomo(II). La tostación de la galena se representa por la siguiente ecuación química (sin ajustar): PbS(s) + O2(g) → PbO(s) + SO2(g). Calcula el volumen de dióxido de azufre que se obtendrá al tostar 1,00 kg de mineral con un 75,0 % de riqueza en masa en PbS, si se recoge a 1,00 · 105 Pa y 400 °C. Averigua el volumen de aire, medido en condiciones estándar, que ha sido necesario para completar la reacción. Considera que el aire tiene un 21 % en volumen de oxígeno. ESTEQUIOMETRÍA Y RIQUEZA DE UNA MUESTRA COMPRENSIÓN. Debemos calcular la cantidad de reactivo, sulfuro de plomo(II), que hay en 1 kg de galena. Después, ejecutaremos los cálculos estequiométricos correspondientes para hallar las cantidades pedidas en el problema. DATOS. m (galena) = 1,00 kg; Riqueza (PbS) = 75,0 % m/m p = 1,00 · 105 Pa; T = 400 °C = 673 K Incógnitas: V (SO2); V (O2). RESOLUCIÓN. Intenta resolver el problema tú solo; para ello, oculta la respuesta y sigue estos pasos: Pasos — Ajustamos la ecuación química correspondiente. — Calculamos la cantidad de sulfuro de plomo(II) que hay en 1 kg de mineral. El sulfuro de plomo(II) será, obviamente, el reactivo limitante. — Determinamos la cantidad de dióxido de azufre que se origina en la reacción, teniendo en cuenta la estequiome­ tría de la reacción. — Pasamos los moles de dióxido de azufre a volumen, utili­ zando la ecuación de estado de los gases ideales, con las condiciones de presión y temperatura dadas. — Calculamos el volumen de oxígeno que ha reaccionado a partir de la estequiometría de la reacción y el volumen molar, ya que nos lo piden en condiciones estándar (105 Pa y 273 K). — Por último, indicamos el volumen de aire, teniendo presen­ te el porcentaje de oxígeno en el aire. Respuesta — Escribimos la ecuación química ajustada: 2 PbS(s) + 3 O2(g) → 2 PbO(s) + 2 SO2(g) — Calculamos la masa de PbS presente en un 1 kg de gale­ na, teniendo en cuenta la riqueza en sulfuro de plomo: 1,00 kg galena · 1000 g galena 1 kg galena · 75,0 g PbS 100 g galena = = 750 g PbS — Calculamos los moles de SO2 que se producen en la reacción, teniendo en cuenta la relación molar entre el PbS y el SO2: Mr (PbS): 1 · 207,19 + 1 · 32,07 = 239,26 M (PbS): 239,26 g ·mol−1 750 g PbS · 1 mol PbS 239,26 g PbS · 2 mol SO2 2 mol PbS = = 3,13 mol SO2 — Hallamos el volumen de SO2 con la ecuación de estado de los gases ideales, considerando las condiciones de presión y temperatura a las que se recoge: V (SO2) = n R T p V (SO2) = 3,13 mol · 8,31 Pa ·m3 · K−1 · mol−1 · 673 K 1,00 · 105 Pa = = 0,175 m3 SO2 = 175 L SO2 — Determinamos el volumen de O2 necesario para la reac­ ción. Como nos lo piden en condiciones estándar, pode­ mos utilizar el volumen molar para la conversión a litros: 750 g PbS · 1 mol PbS 239,3 g PbS · 3 mol O2 2 mol PbS · 22,7 L O2 1 mol O2 = = 107 L O2 — Hallamos el volumen de aire equivalente, sabiendo que el 21 % del aire es oxígeno: 107 L O2 · 100 L aire 21 L O2 = 510 L aire En la reacción se han producido 175 L de SO2, medidos a 1,00 · 105 Pa y 400 ºC y, para ello, han intervenido 510 L de aire, medidos en condiciones estándar. COMPROBACIÓN. Verificamos si la cantidad obtenida es razo­ nable y las unidades son las adecuadas. De lo contrario, revi­ samos los cálculos. Solución 3. a La blenda es un mineral cuyo principal componente es el sulfuro de cinc. Por tostación de la blenda, se obtienen óxido de cinc y dióxido de azufre. Calcula la pureza en sulfu- ro de cinc de una blenda, sabiendo que la tostación de 13,0 g de mineral produce 2,50 L de dióxido de azufre ga- seoso, medido en condiciones estándar. Sol.: 82,3 % 4. s La reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídri- co produce dióxido de carbono, cloruro de calcio y agua. Calcula la cantidad de caliza, del 92,00 % m/m de riqueza en carbonato de calcio, necesaria para obtener 2,500 kg de clo- ruro de calcio. ¿Qué volumen ocupa el dióxido de carbono obtenido, medido a 25 °C y 770 mmHg de presión? 2 Sol.: 2,451 kg; 542 L de SO2 112872_UN_03_ES.indd 102 12/01/15 13:01 105 NO2 SO2 HNO3 H2SO4 unidad 3. reacciones químicas 37. s Determina la masa de amoníaco que se puede obtener a partir de 10 L de hidrógeno, medidos a 105 Pa y 273 K, si el rendimiento de la reacción es del 70 %. Sol.: 3,5 g 38. s Calcula los volúmenes de nitrógeno y de hidrógeno, medidos a 105 Pa y 273 K, necesarios para obtener 20,4 L de amoníaco, en las mismas condiciones. Ten en cuenta que el rendimiento de la reacción es del 30,0 %. Sol.: 34,0 L de N2 y 102 L de H2 39. s La reacción entre el nitrato de sodio y el ácido sulfúrico produce sulfato de sodio y ácido nítrico. Si se quieren obte- ner 100 g de ácido nítrico, calcula la cantidad de ácido sulfú- rico que se debe emplear, suponiendo un rendimiento del 70,0 % en el proceso. Sol.: 111 g de H2SO4 40. d El hierro se obtiene en los altos hornos haciendo reac- cionar los minerales de hierro, fundamentalmente Fe2O3, con monóxido de carbono, según la siguiente ecuación (no ajustada): 2 Fe2O3(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) Si tenemos un mineral que contiene 1 000 kg de Fe2O3, ¿cuántos kilogramos de hierro obtendremos si el rendimien- to del proceso es del 75,2 %? Sol.: 526 kg de Fe obtenido 6 REACTIVOS IMPUROS Y PUREZA DE UNA MUESTRA 41. a Determina la cantidad de hierro puro contenido en una muestra de 39 g de hierro del 70 % m/m de riqueza. Sol.: 27 g de Fe 42. a Al calentar el óxido de mercurio(II) se descompone en oxígeno gaseoso y mercurio metálico. — Calcula la cantidad de mercurio metálico que se obten- drá al descomponer 20,5 g de un óxido del 80 % m/m de pureza. Sol.: 15 g de Hg 43. s Halla la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato de calcio es del 85,3 % m/m, que se necesita para obtener 100 L de dióxido de carbono, medidos a 18 °C y 752 mmHg, mediante la reacción con ácido clorhídrico. Sol.: 485 g de caliza 44. s El potasio reacciona con el agua y produce hidróxido de potasio e hidrógeno gaseoso. Para ello, disponemos de agua suficiente y de una muestra de 400 g de sustancia que contiene K(s), a partir de la cual obtenemos 100 L de H2(g) a 105 Pa y 273 K. Calcula la riqueza de la muestra en potasio. Sol.: 86,0 % m/m 45. s Al tratar 0,50 g de una muestra de sulfuro de hierro(II) con ácido clorhídrico, se forma cloruro de hierro(II) y se des- prenden 100 mL de sulfuro de hidrógeno gaseoso, medidos a 27 °C y 760 mmHg. Determina la pureza de la muestra en tanto por ciento en masa. Sol.: 71 % m/m 46. d Por tostación del sulfuro de mercurio(II) se obtienen dióxido de azufre y mercurio líquido. Si tostamos 1,00 kg de cinabrio, mineral que contiene un 80,0 % m/m de sulfuro de mercurio(II), determina: 2 a) El volumen de mercurio líquido que se forma si la densi- dad de este es de 13 600 g · L−1. b) El volumen mínimo de aire que se requiere, medido en condiciones estándar, y supo- niendo que el aire contiene un 21 % en volumen de oxígeno. Sol.: a) 50,7 mL de mercurio; b) 372 L de aire 7 INDUSTRIA QUÍMICA Y MEDIO AMBIENTE 47. a Clasifica los siguientes productos como intermedios o finales: jabón, amoníaco, vidrio, papel, cloro, cosméticos, ácido nítrico y carbonato de sodio. ¿A qué tipo de industria química pertenece cada uno? 48. a Describe estas imágenes y relaciónalas con el fenóme- no medioambiental que representan: 49. s Investiga sobre el proceso de obtención de ácido sulfú- rico industrial. ¿A qué tipo de industria química pertenece? 1 50. s Busca en Internet las aplicaciones de los distintos ti- pos de acero según su composición. Elabora una tabla y compárala con la de tus compañeros y compañeras. 1 51. s ¿Qué es el proceso Solvay? Infórmate y describe las fases del proceso y las reacciones involucradas. 1 — Elabora una presentación con el resultado de tu investi- gación y preséntala al resto de la clase. 52. s Entra en los siguientes enlaces sobre el descubrimien- to de un nuevo adhesivo para reparar corazones y contesta a las preguntas: http://links.edebe.com/ggq7 http://links.edebe.com/3b2 a) ¿Qué propiedades interesantes tiene este nuevo mate- rial? b) ¿Cuál es su principio de funcionamiento? c) ¿Con qué campo de la ciencia está íntimamente relacionado este descubrimiento? 53. s Infórmate acerca de la repercusión de la industria quí- mica sobre el medio ambiente. Prepara una presentación y lleva a cabo una exposición en clase, proponiendo medidas para un desarrollo sostenible. 1 112872_UN_03_ES.indd 105 12/01/15 13:01 106 bloque 2. transformaciones de la materia 54. s Lee los siguientes titulares de noticias y explica el con- cepto al que hacen referencia: «Crean un plástico biodegradable para electrodo- mésticos a partir de paja de trigo» «Nuevos materiales favorecerán la fabricación de coches biodegradables» — Organizad un coloquio para comentar vuestras respues- tas y elaborad una respuesta conjunta. 55. s Elabora un mapa conceptual sobre el tema del desarro- llo sostenible. Compara tu mapa con el del resto de compa- ñeros y compañeras, y amplíalo desde nuevas perspectivas. 56. s Comenta las siguientes noticias: — «El deshielo Ártico elevará el nivel del mar entre 0,9 y 1,6 metros en 2100». — «El calentamiento global puede multiplicar por diez los huracanes de gran potencia». — «El diferente calentamiento entre hemisferios puede re- programar las lluvias tropicales». 57. s Haz un esquema de las energías renovables con la ayuda de la siguiente aplicación interactiva: 1 http://links.edebe.com/ubkntp 58. d Busca en Internet el proceso de obtención del bioeta- nol y las reacciones que lo producen. Elabora un breve infor- me sobre las aplicaciones que tiene en la actualidad. 1 59. d Explica las etapas que tienen lugar en el proceso de fabricación de polímeros artificiales. Investiga en Internet y cita sus aplicaciones en campos como la biomedicina o la aeronáutica, poniendo ejemplos concretos de nuevos polí- meros. Elabora una presentación multimedia en la que es- tructures toda la información. 60. d Busca en la prensa o Internet noticias que hagan refe- rencia al cambio climático. Después, confecciona con tus compañeros y compañeras un dosier con todas las noticias y las imágenes conseguidas. 1 61. d ¿Qué es el protocolo de Kioto? Busca información en Internet y elabora un trabajo monográfico en el que reflejes su objetivo y su ámbito de actuación. 1 SÍNTESIS 62. s En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccio- nar 30,0 g de hidruro de calcio con 30,0 g de agua, formándo- se hidróxido de calcio e hidrógeno gaseoso. Determina: a) Si existe algún reactivo en exceso y en qué cantidad. b) El volumen de hidrógeno que se produce, medido a 20 °C y 745 mmHg. c) El rendimiento de la reacción si el volumen real de hidrógeno producido fue de 34,0 L. Sol.: a) 4,1 g de H2O en exceso; b) 35,1 L; c) 96,9 % 63. s El carburo de silicio, o carborundo, es un abrasivo de gran aplicación industrial. Se obtiene a partir de la reacción entre el dióxido de silicio y el carbono, generándose tam- bién dióxido de carbono. Calcula: 2 a) La cantidad de carburo de silicio que se obtendrá a partir de 1,0 toneladas de muestra con una riqueza del 93 % en masa de dióxido de silicio. b) La cantidad de carbono, en t, necesaria para que se complete la reacción anterior. c) El volumen de dióxido de carbono, en m3, medido a 20 °C y 705 mmHg, producido en la reacción. Sol.: a) 0,62 t; b) 0,37 t; c) 4,0 · 102 m3 64. s Disponemos de 500 kg de mineral con una riqueza del 20 % en masa de carbonato de cobre(II). Si lo hacemos reac- cionar con 100 L de una disolución acuosa de ácido nítrico de densidad 1,390 g · cm−3 y pureza del 65 % m/m, se for- man nitrato de cobre(II), dióxido de carbono y agua. Deter- mina: 2 a) La ecuación química ajustada que corresponde a esta reacción química. b) El reactivo que queda en exceso. c) La cantidad de nitrato de cobre(II), expresada en kg, que se origina si el rendimiento del proceso es del 86 %. Sol.: c) 1,1 · 103 kg 65. d La glucosa (C6H1206), en ausencia de oxígeno, sufre un proceso denominado fermentación alcohólica, por la acción de ciertas levaduras anaerobias. Durante este proceso, las levaduras transforman la glucosa en etanol (C2H6O) y dióxi- do de carbono. 1 a) Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente a la fermentación alcohólica. b) Interpreta la ecuación química anterior en términos atómico-moleculares y en términos molares, y clasifícala según el mecanismo de intercambio. c) Cita algunas aplicaciones industriales de esta reacción. ¿A qué tipo de industria pertenece? d) Haz un esquema del proceso de elaboración de una bebida que se obtenga me- diante fermentación alcohólica, y explica las posibles reper- cusiones del proceso sobre el medio ambiente. Para ello, investiga en Internet. 66. d El gas de síntesis es una mezcla gaseosa compuesta por monóxido de carbono e hidrógeno. Se puede obtener a partir de la reacción entre el metano (CH4) y el vapor de agua. a) Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente y clasifícala según las partículas intercambiadas. b) Busca su riqueza en hidrógeno, sus aplicaciones y los tipos de indus- tria química en los que interviene. Refleja toda esta informa- ción en un informe. 1 67. d El agua oxigenada es una disolución acuosa de peróxi- do de hidrógeno (H2O2). En el laboratorio, se dispone de una disolución de H2O2, de la que se desea averiguar su concentración. Para ello, se toma una muestra de 25 mL de agua oxigenada, se le añaden 10 mL de ácido sulfúrico dilui- do y se valora con permanganato de potasio 0,020 M, gas- tándose 25 mL de esta disolución. Teniendo en cuenta la si- guiente ecuación química (ajustada): 2 3 H2SO4(aq) + 2 KMnO4(aq) + 5 H2O2(aq) → → 2 MnSO4(aq) + 5 O2(g) + K2SO4(aq) + 8 H2O(l) a) Clasifica la reacción según las partículas intercambiadas. b) Calcula la molaridad de la disolución de agua oxigenada. c) ¿Qué volumen de oxígeno, medido en condiciones están- dar, se produce en la reacción? Sol.: b) 0,052 mol · L−1; c) 0,028 L de O2 112872_UN_03_ES.indd 106 12/01/15 13:01 #3 107 Síntesis 1. Concepto de reacción química 2. Ecuaciones químicas 3. Tipos de reacciones químicas 4. Estequiometría de las reacciones químicas 5. Rendimiento de una reacción química 6. Reactivos impuros y pureza de una muestra 7. Industria química y medio ambiente Se representan por Mecanismos de intercambio A + B → AB AB → A + B AB + X → AX + B AB + XY →AX + BY Partícula intercambiada Cálculos con Tipos Se transforman en Ácido + Base → Sal + Agua AB(aq) + CD(aq) → CB(aq) + AD(s)↓ Combustible + O2 → CO2 + H2OOxidante + Reductor → → Especie reducida + Especie oxidada REACCIONES QUÍMICAS Industria química EstequiometríaTiposEcuaciones químicas Reactivos Síntesis Descomposición Desplazamiento Doble desplazamiento Precipitación CombustiónRedox Ácido-base Pureza de una muestra Rendimiento Reactivos en disolución Reactivo limitante Masa-volumen Volumen-volumen Masa-masa Información cualitativa Ajustadas Información cuantitativa De base De transformación Productos Desarrollo sostenible Procesos industriales Destrucción de la capa de ozono Lluvia ácidaEfecto invernadero 112872_UN_03_ES.indd 107 12/01/15 13:01