t6.balances de materia y energía . 1º bachillerato

Eric Calvo Lorente 1º BachilleratoTema: Balances de Materia y Energía en las Reacciones Química

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Tema : Balances de Materia yEnergía en las Reacciones

Químicas

0. Índice1. Reacciones Químicas

1.1 Concepto1.2 Ajuste1.3 Cálculos estequiométricos

2. Clasificación de las Reacciones Químicas2.1 En Función de las Transformaciones

2.1.1 Reacciones de Combinación2.1.2 Reacciones de Descomposición2.1.3 Reacciones de Sustitución

2.2 En Función de la Partícula Transferida2.3 Reacciones de Combustión

3. Energía de las Reacciones Químicas3.1 Calor de Reacción

4. Velocidad de Reacción4.1 Concepto4.2 Factores influyentes en la Velocidad de Reacción


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1. Reacciones Químicas

1.1 ConceptoComo bien sabemos, las transformaciones a las que está sujeta la materia

pueden ser englobadas en dos grandes grupos: CAMBIOS FÍSICOS YTRANSFORMACIONES QUÍMICAS.

Durante los primeros, la naturaleza de la sustancia (s) no quedaalterada(s).Por su parte, en las reacciones químicas, una o más sustancias, llamadasreactivos, se transforman en otras de diferente naturaleza denominadas productos.

Como bien sabemos, una reacción química no es otra cosa que una rotura-formación de enlaces, por lo que el número de átomos de cada elemento resultaráconstante

Nota: La excepción surge ante las reacciones nucleares, en las

que la íntima relación materia-energía se pone de manifiesto

Como sabemos, la forma simbólica de plasmar estas reacciones químicas serealiza a través de las ecuaciones químicas. Este tipo de reacciones podrán serirreversibles, si no existe la posibilidad de que los productos reaccionen a su vezpara revertir en los reactivos iniciales, o bien reversibles, cuando sí aparece talposibilidad:

)Reversible(ReacciónDCBA

le)Irreversib(ReacciónDCBA

Además, toda sustancia que participa en la reacción química deberá iracompañada de su estado de agregación, entre paréntesis; así, si se trata de unsólido se escribirá (s), si se trata de un líquido se escribirá (l), si se trata de un gas,(g), y si está en disolución acuosa, (aq).

Para finalizar, recordar que una reacción química puede interpretarse tanto anivel molecular como a nivel molar. Veamos con un ejemplo:

La ecuación:(g)HCl2(g)Cl(g)H 22

Puede interpretarse indicando que 1 molécula de gas hidrógeno se combinacon otra de gas cloro para dar dos moléculas de cloruro de hidrógeno.

Sin embargo, y puesto que experimentalmente se trabaja con cantidadesmucho mayores, también podrá interpretarse indicando que 1 mol de gashidrógeno se combina con otro mol de gas cloro para dar dos moles de cloruro dehidrógeno.

1.2 AjusteAntes de comenzar con el ajuste de ecuaciones químicas debemos recordar

la necesidad absoluta de realizar esta tarea, como paso previo para la realización de


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ejercicios basados en cálculos estequiométricos. El motivo de este paso no es otroque el cumplimiento de la Ley de Lavoisier, que, interpretado a nivel molecularexige que los átomos de cada elemento estén igual número tanto en el lado de losreactivos como en el de los productos.

Este ajuste puede resultar, a priori, una tarea complicada, sobre todo cuandose realiza por el método de tanteo. Sin embargo, la práctica conlleva a una rápida“localización” de tales coeficientes estequiométicos()

Ejemplos:

2233 HFe(NOHNOFe )

() IMPORTANTEEn caso de que no seamos capaces de deducir por tanteo

los valores de los coeficientes estequiométricos, lo que haremos seráobtenerlos a través de ecuaciones matemáticas.

Veamos como hacerlo, tomando como ejemplo la ecuación arribareseñada:

i. En primer lugar vamos a colocar letras delante de cadaespecie, que nos servirán de coeficientes estequiométricos.Así

2233 HFe(NOHNOFe )

ii. Ahora tenemos que tener en cuenta que el número de átomosde cada elemento en el lado de los productos deberá ser elmismo que en el de reactivos. Así:

6.c3.b:O2.cb:N2.db:Hca:Fe

iii. Ahora tan sólo daremos un valor cualquiera (generalmente 1 ó2) a un coeficiente cualquiera. Por ejemplo a=1. Deducir el

resto resultará sencillo:

1d2b

1c

iv. Tan sólo nos queda sustituir :

2233 HFe(NOHNOFe )

2 22

a b c d

1 2 1 1


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1.3 Cálculos estequiométricosBasados en las leyes de Lavoisier, Proust, Dalton,…, junto a las leyes

volumétricas. A partir de ellas se establecerán las relaciones másicas (y/ovolumétricas) entre las sustancias que participan en una reacción química, paradeterminar la masa (o volumen) desconocido de una de las sustancias

2. Clasificación de las Reacciones QuímicasLas reacciones químicas se pueden clasificar atendiendo a multitud de

criterios. Nosotros optaremos por los siguientes:2.1 En Función de las Transformaciones

2.1.1 Reacciones de CombinaciónAquellas en las que dos o más sustancias (o elementos) se

combinan para originar un único compuesto. Se incluyen en esegrupo las reacciones de formación (de un compuesto a partir de suselementos en estado natural)Ejemplos:

2HCl(g)(g)Cl(g)HPClCl(g)PCl

22

523

)()( gg

2.1.2 Reacciones de DescomposiciónEn las que un único compuesto se transforma en varias sustancias

más simples (bien elementos, bien compuestos).Ejemplos:

)(g23

23

O23KCl(s)(s)KClO

(g)COCaO(s)(s)CaCO

2.1.3 Reacciones de SustituciónEn las que uno o varios elementos desplazan a otro(s) de un

determinado compuesto.Ejemplos:

(g)H(aq)FeSO(aq)SOHFe(s)

AgCl(s)(s)NaNONaCl(s)(s)AgNO

2442

33

2.2 En Función de la Partícula Transferida2.2.1 Reacciones ácido-base

De transferencia de protones.El ejemplo más inmediato lo constituyen las reacciones de

neutralización, en las que se combina un ácido con una base.Resulta interesante, llegado este punto conocer los conceptos

ácido y base. El criterio que utilizaremos serán las definiciones deArrhenius:


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Ácido: Toda sustancia que en disolución acuosa se disocialiberando protones (H+)

Base: Toda sustancia que en disolución acuosa se disocialiberando iones hidroxilo (OH--)En cuanto a sus características:

Ácidos Bases

Sabor agrio (ácido) Sabor amargo

Liberan H2 al reaccionar conmetales

Suaves al tacto

Se neutralizan al reaccionar conbases

Se neutralizan al reaccionar conácidos

Disuelven un gran nº de sustancias

Modifican el color de ciertoscolorantes naturales

Modifican el color de ciertoscolorantes naturales (de maneradiferente a la de los ácidos)

Por decirlo de alguna forma, ácidos y bases son antagonistas;desde este aspecto, las propiedades de los ácidos se “pierden” cuandoreaccionan con una base (y viceversa). Este tipo de reacciones sedenominan Reacciones de Neutralización, su explicación es bastantesencilla. Consideremos las siguientes sustancias:

OHNaNaOH HNOHNO 33

Se trata de las reacciones de disociación de un ácido y una base.Ahora bien, los grupos OH- y H+ reaccionan entre sí, según:

OHOHH 2

, neutralizándose las características tanto ácidas como básicas.Resumidamente, en la neutralización de un ácido y una base, en

disolución acuosa, el catión de la base se unirá iónicamente con elanión del ácido, y además se formará agua.

Esquemáticamente:

AGUASALBASEÁCIDO

, y en nuestro ejemplo: OHNaNOHNONaOH 233

2.2.2 Reacciones redoxEn las que las partículas que se intercambia es el electrón.En todas estas reacciones:

a. Existe un elemento que pierde electrones (se dice que se haoxidado); es el elemento Reductor.


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b. Otro elemento que acepta electrones (se dice que se hareducido); es el elemento Oxidante.

El reconocimiento de este tipo de reacciones químicaspuede resultar algo complicado. Sin embargo, la definición deNúmero de Oxidación puede ayudarnos:Número de Oxidación: Se trata de una carga (ficticia en lamayoría de los casos, y únicamente real en el caso de los

compuestos iónicos) que se asigna a cada átomo que forma parte deun compuesto; coincide con la carga iónica que tendría el elementopara alcanzar la configuración de gas noble (capa de valenciacompleta).

Para facilitar el cálculo de este número en el caso de que un átomoforme parte de un compuesto, se seguirán estas pautas:

El número de oxidación de cualquier elemento en estado naturales 0

Ejemplo: Na(s), O2(g), Fe(s),… El nº de oxidación del oxígeno es -2, a excepción de los

peróxidos, en los que tiene un valor de -1 El nº de oxidación del hidrógeno será +1, excepto cuando se

combina con metales; en ese caso su valor será -1 Los metales alcalinos tienen un nº de oxidación de +1 Los metales alcalino-térreos tienen un nº de oxidación de +2 La suma de los números de oxidación de un compuesto

eléctricamente neutro será 0. La suma de los números de oxidación de un ión poliatómico será

la carga de ese ión.

La forma de reconocer qué átomo se reduce y cuál se oxidaresulta muy sencilla a través del concepto anterior:

El elemento que sufre la reducción es aquél que gana electrones; por lotanto disminuye su número de oxidación.El elemento que sufre la oxidación es aquél que pierde electrones; porlo tanto aumenta su número de oxidación.

Ejemplos:

O2HNO2)3Cu(NO3HNOCu

FeO2SO2OFeS

HCl4SO2Na4SO2HNaCl

O2HNi2HNiO


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Electrolisis:Podemos englobar bajo este término a todas aquellas reaccionesquímicas en las que se forman sustancias nuevas por acción de una

corriente eléctrica. Tal proceso se produce cuando se crea un campoeléctrico en una disolución acuosa.

Como bien sabemos, el paso de una corriente eléctrica a través de un metal(conductor) no supone cambio alguno para éste. No ocurre lo mismo cuando elpaso de corriente se realiza a través de una disolución iónica (de electrolitos):

Si se coloca un par de electrodos en una cuba que contenga una disolución deun electrólito y se conecta una fuente de corriente continua y un galvanómetroentre ellos, se observará en el galvanómetro la circulación de la corriente eléctrica

Los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo(cátodo) y los iones negativos hacia el positivo (ánodo).

Pero, ¿qué le sucede a un ión en movimiento cuando llega al electrodo que loatrae? Se considerará al cloruro de sodio fundido, un sistema qué sólo contiene dostipos de iones y no otras partículas. Se utilizarán electrodos inertes que noreaccionan químicamente con los iones sodio y cloruro. Los iones de sodio (+) ocationes, son atraídos hacia el electrodo negativo (cátodo). El cátodo se hacenegativo por la acción de un generador el cual, le bombea electrones.

Por lo tanto los electrones del cátodo se desplazan hacia el catión. En elcátodo los iones de sodio se convierten en átomos de sodio por adición de un


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electrón. Este es un cambio químico y puede representarse con la siguienteecuación:

Na+ + e- Na °Este cambio químico representa una ganancia de electrones, por lo tanto el

sodio se ha reducido y ha pasado a estado metálico. El cambio químico que siempreocurre en el cátodo es de reducción.

Ahora se considerará lo que sucede en el ánodo. El ánodo es positivo ya queel generador bombea electrones fuera de él y además atrae iones Cl- o aniones.Cuando los iones cloruro llegan al ánodo le proporcionan electrones a este. Elcambio ocurrido en el ánodo puede representarse con otra ecuación:

2Cl- Cl2 + 2e-

Los iones cloruro pierden electrones transformándose en átomos de cloro, loscuales a su vez forman moléculas de cloro gaseoso. La reacción anódica siempre es deoxidación.

Aquí se han mostrado las reacciones de oxidación y reducción por separadopues ocurren en diferentes puntos, sin embargo estos procesos no ocurrenindependientemente. El generador no produce electrones, sólo los transporta de un lugara otro, así los electrones que el generador suministra al cátodo, provienen del ánodo. Elproceso de reducción no puede ocurrir sin que al mismo tiempo se realice el deoxidación. La función del generador es elevar la energía potencial de los electronesdel cátodo.

Estas reacciones de electrodo se llaman semireacciones, y la reacción global dela electrólisis del cloruro de sodio es:

2Na+ + 2Cl- 2Na ° + Cl2La naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de

potencial o voltaje aplicado.

Leyes de la ElectrólisisLos siguientes conceptos son referidos a la corriente eléctrica necesarios para

comprender el significado de las leyes de Faraday:1) La cantidad de electrones (electricidad) que circulan por un conductor semide en Coulomb.

q = carga [q] = coulomb2) La intensidad de la corriente (caudal de electrones) expresa la cantidad deelectricidad que circula por un conductor por unidad de tiempo. Laintensidad de la corriente se mide en Amperes.

i = q/t q = i.t [i] = A3) Cuando una fuente fuerza a los electrones a circular por un conductor, sepresenta una resistencia al flujo de corriente y se produce una caída depotencial. La resistencia eléctrica se mide en Ohms, y la diferencia depotencial en Voltios.

E = i.R [E] = V y [R] = ohmPrimera Ley de Faraday: La masa de un elemento depositada en unelectrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de lasolución del electrólito o del electrólito fundido.

m = .i.tdonde # es una constante que depende del catión y se denomina equivalenteelectroquímico (se verá más adelante).


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Cuando se realiza, por ejemplo, la electrólisis de una solución de sulfatocúprico (CuSO4) sucede lo siguiente:

Cu2SO4 + H2O Cu++ + SO4= + H+ + HO-

Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, el ion cobre se muevehacia el cátodo, adquiere dos electrones y se deposita en el electrodo comoelemento cobre. El ion sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, esinestable y se combina con el agua de la disolución formando ácido sulfúricoy oxígeno.

2Cu++ 2Cu ° - 4e-

2HO- O2 + 2H+ + 4e-

2Cu2SO4 + 2H2O 2Cu ° + 2H2SO4 + O2

Cuando circula más corriente (más coulombios) más cobre se deposita, puesmás electrones han circulado permitiendo que más iones cobre (Cu2+) seconviertan en elemento cobre (Cu°).

Segunda Ley de Faraday: Las masas de elementos que se depositan en loselectrodos son proporcionales a los equivalentes químicos.

Recordemos que el equivalente químico de un elemento es el cociente entreel peso atómico gramo de ese elemento y su valencia:

Eq = Pa/VPara probar esta segunda ley se hace pasar la misma cantidad de electricidad

a través de varias cubas con diferentes soluciones salinas, como indica la figura.Midiendo la cantidad de plata y de cobre depositados en el cátodo se llega a lacomprobación de la ley:

m Ag+ / m Cu

++ = Eq Ag/ Eq Cu

m Ag+ / m Cu

++ = 107,8/31,75O sea que las masas de plata y de cobre depositadas en los electrodos se

hallan en relación de: 107,8 /31,75.


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Número de Faraday: Para depositar el equivalente químico de cualquier elementose necesita la misma cantidad de electricidad. La constante o número de Faraday (F) esde 96500 coulomb (96494).

Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de H+, 107,8 gr de Ag+, 31.75 gr deCu++ o 63.5 gr de Cu+ son necesarios 96500 coulomb.Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de 6,02 .1023 electrones, de lo que sededuce que la carga de un electrón es 1,6 .10-19 coulomb.

Equivalente electroquímico: Se llama equivalente electroquímico a la masa de unelemento depositada, durante la electrólisis, por la carga de un coulomb.

= Eq/FEn todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo

al pasar la corriente por un electrólito sigue las leyes de Faraday.Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los

electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichoscambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir deuna reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia quegane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierdaelectrones fácilmente.

2.3 Reacciones de CombustiónEste tipo de reacciones son en realidad un tipo de reacciones redox, en las

que la sustancia oxidante es el oxígeno molecular (O2), y en las que se desprendeenergía en forma de luz y calor.

Ejemplo:OHCOOOHC 2226126


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3. Energía de las Reacciones QuímicasVamos ahora a estudiar el aspecto energético asociado a todas las reacciones

químicas.3.1 Calor de Reacción

Puesto que las reacciones químicas pueden considerarse comoreorganizaciones atómicas, las roturas de unos enlaces y la posterior formación deotros requerirán aportes energéticos (o producirán cesión de energía).

Las reacciones químicas pueden clasificarse, desde el punto de vistaenergético, en:

i. Reacciones Endotérmicas: En el caso en el que, para que puedanrealizarse, es necesario un aporte de energía

ProductosEnergíaReactivos ii. Reacciones Exotérmicas: En el caso en el que, al realizarse, se

produce un desprendimiento de energíaEnergíaProductosReactivos

El término energía engloba todas las posibles manifestaciones de esta (luz,calor, electricidad,…)

A continuación definiremos un nuevo concepto, el Calor de Reacción:

Se conoce como CALOR DE REACCIÓN a la energía puesta en juego(desprendida o absorbida) en un determinado proceso químico. Launidad utilizada, en SI es el Julio/mol

Si, junto al proceso químico se especifican los intercambios energéticosasociados, tendremos las Ecuaciones Termoquímicas. En ellas, la energía puesta enjuego suele ir acompañando a los productos, siguiendo el convenio siguiente:

Si la reacción es endotérmica, la energía tendrá signo negativo Por el contrario, cuando la reacción sea exotérmica, el signo será positivo

Ejemplos:

ca)(Endotérmi182KJOHg(l)HgO(s)

a)(Exotérmic285KJO(l)H(g)O21(g)H

2

222

2

Si quisiésemos ver el perfil energético de este tipo de reacciones, losresultados serían así:


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Las energías puestas en juego dependen de las condiciones en las que serealizan las reacciones químicas. Se conoce como Entalpía a la energía puesta enjuego durante procesos a presión constante. Por lo general (y a no ser que seindique lo contrario), las entalpías se calculan para condiciones de 25ºC detemperatura y 1 atm de presión.

El cálculo de la entalpía de formación de un determinado compuesto sellevará a cabo teniendo en cuenta que:

reactivosproductosHHH

Es decir:

La Entalpía de Formación (∆H0) de un compuesto es el calor puestoen juego al formar un mol de ese compuesto, a partir de sus elementos encondiciones estándar (25ºC y 1 atm). De manera arbitraria, se considera

que la entalpía de formación de los elementos en su estado natural es cero

Ejemplo:Dada la reacción:

O(l)H 4(g)CO 4(g)5OCHO(g)CH2 2223 , determinar la entalpía de formación del CHCO3 (s), sabiendo que:

molKcalH

molKcalH

molKcalH

molKcal´-H

lOH

gCO

gO

gCHOCH

/32´68

/05´94

/0

/7636

)(

)(

)(

)(

2

2

2

3

molKcalH /96´569)0.(5)76´39.(2)32´68.(4)05´94.(4

4 Velocidad de Reacción4.1 Concepto

Se trata de un nuevo aspecto en el estudio de las reacciones químicas: suevolución en el tiempo.

La rapidez con la que se realiza una determinada reacción química seestudia a través del análisis de la concentración de un determinado reactivo (oproducto) a lo largo del tiempo.

Si tomamos como ejemplo la reacción:BA

Podemos considerar la velocidad de la reacción como:

ΔtΔC

ΔtΔC

v AB

Es decir, la velocidad de una reacción vendrá dada por la variación de laconcentración de una de las sustancias que participan en la reacción a lo largo deltiempo. El signo (-) indica desaparición de la sustancia A


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Si se realiza una representación gráfica en la que se evalúe la variación delas concentraciones de producto y reactivo a lo largo del tiempo, obtendremos:

La unidad en la que se expresan estas velocidades essgL

mol

.Llegado este punto, es necesario preguntarse la causa de las diferentes

velocidades de distintas reacciones químicas. La teoría de las colisiones, enunciadapor Lewis en 1918 nos proporciona las respuestas. Podremos resumirla en:

i. Las reacciones químicas tienen como causa el choque entre las moléculasde reactivos. Estos choques producirán roturas en los enlaces de losreactivos.

ii. No todos los choques serán efectivos; sólo lo serán aquellos en los que lasmoléculas posean la suficiente energía (cinética) para romper las unionesentre los átomos de los reactivos.

iii. Pero el punto anterior no es suficiente por sí mismo. Además, es necesarioque las moléculas choquen con la orientación adecuada; en caso contrario,el choque resultará ineficaz.

La energía mínima a la que hace referencia la condición (ii.) se conocecomo Energía de Activación (EA). Esta energía de activación no es otra cosa que unabarrera que debe vencerse para que los reactivos puedan transformarse enproductos.

En los siguientes gráficos:


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La “cima energética” se corresponde con un estado denominado complejoactivado; este se caracteriza por tratarse de un estado intermedio entre reactivos yproductos, y muy inestable. La siguiente figura ejemplifica distintos complejosactivados que, para iguales reactivos dan origen a diferentes productos.

4.1 Factores influyentes en la Velocidad de Reaccióna. Naturaleza de los reactivosSe sabe que sustancias diferentes frente a un mismo reactivo (por

ejemplo oxígeno) se comportan de manera diferente; unas reaccionanrápidamente, con desprendimiento de luz (como el fósforo blanco húmedo),en tanto que otras lo hacen lentamente, como el hierro.

Los compuestos iónicos, cuando reaccionan entre sí, lo hacen, por logeneral, a muy alta velocidad. También lo son aquellas reacciones queconsisten en un intercambio electrónico entre iones.

Por su parte, aquellas sustancias que poseen únicamente enlacescovalentes suelen reaccionar lentamente.

b. Concentración de los reactivosLa velocidad de una reacción química es proporcional a la

concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustanciasreaccionantes.

Si dos sustancias homogéneas A y B (gases o soluciones) reaccionan:A + B C + D (6)La velocidad de la reacción es:V = [A].[B] (7)En la que los corchetes señalan concentraciones en moles por litro.

Observemos que si duplicamos la concentración, por ejemplo, de lasustancia A, la velocidad de la reacción se duplica:

V* = 2.[A].[B] (8)


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Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de lasmismas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando lapresión.

En la figura anterior se observa, que aumentando la presión lasmoléculas de las sustancias reaccionantes se aproximan entre sí,acrecentando la posibilidad de choque entre sus moléculas, y porconsiguiente se acelera la reacción.

c. Superficie de contactoCuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado

sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en lareacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta lasuperficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choquey la reacción es más veloz.

Lo mismo ocurre cuando las sustancias reaccionantes no son misciblesentre sí, como por ejemplo, en la hidrólisis neutra de un aceite, se hacereaccionar éste con agua, para lograrlo, el agua de la parte inferior(recordemos que el aceite es más liviano que el agua) se recircula hacia laparte superior rociándola sobre la superficie del aceite.

Otro ejemplo sería el de un kilo de viruta de madera, que se quemamás rápido que un tronco de un kilo de masa.

Para comprender mejor esto realicemos el siguiente cálculo: un cubode un metro de lado (de cualquier material), tiene una superficie de:

S cubo = 6.l.l Þ S cubo = 6.(1 m)2 ; S cubo = 6 m2 (4)Si a este cubo lo dividimos en 1000 cubitos de 0,10 m de lado,

tendremos para un cubito una superficie de:S cubito = 6.l.l Þ S cubito = 6.(0,10 m)2 ;S cubito = 0,06 m2

El total de la superficie de los 1000 cubitos es:S cubitos = 1000. 0,06 m2 ;S cubitos = 60 m2 (5)

Comparando los resultados (4) y (5) se observa cuantitativamente queaumento la superficie de contacto.


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d. TemperaturaSegún la Teoría Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética de

las moléculas o iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual,aumenta la posibilidad de choques entre las moléculas o iones de losreactivos, aumentando la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerandouna reacción en desarrollo.

Sin embargo, el incremento de la velocidad de la reacción no dependetanto del incremento del número de colisiones, cómo del número demoléculas que han alcanzado la energía de activación.La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se duplica,aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la temperatura.

Por ejemplo, el cloruro de sodio reacciona lentamente con el ácidosulfúrico. Si se le proporciona calor aumenta la velocidad de reacción dandosulfato de sodio (Na2SO4) y ácido clorhídrico:

HCl2SONSOHNaCl2 442 a

Recordemos que los combustibles para ser quemado, primero debenalcanzar su punto de combustión, luego por ser reacciones exotérmicas(liberan calor) la combustión continúa sola.

e. CatalizadoresPara que una reacción química tenga lugar se debe superar el valor de

la energía de activación. Una vez vencida esa barrera el sistema evolucionade forma tal que llegará al estado final de la reacción. La velocidad dereacción podría incrementarse de dos maneras: aumentando laconcentración del "complejo activado" o eventualmente disminuyendo laenergía de activación. Este último mecanismo es el que se pone demanifiesto cuando se emplea determinadas sustancias llamadascatalizadores. Estas sustancias aceleran las reacciones químicasdisminuyendo la energía libre de activación, se combinan con los reactivospara producir un estado de transición de menor energía que el estado detransición de la reacción no catalizada. Cuando los productos de la reacciónse forman, se regenera el catalizador al estado libre.

De lo dicho, los catalizadores son sustancias que intervienen en lasreacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizarla reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de losproductos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad dereacción se denominan inhibidores.

Por ejemplo, añadiendo dióxido de manganeso (MnO2) al peróxido dehidrógeno (H2O2), se observa que se descompone liberando abundanteoxígeno:

2.H2O2 + n.MnO2 2.H2O + O2 + n.MnO2 (rápida)La cantidad n de dióxido de manganeso (MnO2) permanece constante

luego de finalizada la reacción.Suelen clasificarse en dos grandes grupos:


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i. Catalizadores de contacto o heterogéneos:No reaccionan químicamente con las sustancias del sistema: adsorben

en su superficie, las moléculas de esas sustancias reaccionantes, aumentan,por consiguiente, el número de choques entre ellas y aceleran la reacción.

Algunos metales (finamente divididos para aumentar la superficie decontacto) actúan como catalizadores de contacto: platino, níquel, óxidoférrico (Fe2O3), pentóxido de vanadio (V2O5), entre otros)ii. Catalizadores de transporte u homogéneos:

Estos catalizadores actúan interviniendo en la reacción y luego seregeneran al finalizar la misma. Un catalizador homogéneo se encuentra enla misma fase (estado) que los reactantes

Por ejemplo, el empleo de monóxido de nitrógeno (NO) para catalizarla reacción entre el dióxido de azufre (SO2) y el oxígeno:

2 SO2 + O2 2 SO3 (lenta)2 SO2 + 2 NO2 2 NO + 2 SO3

Son características de los catalizadores:a) Gran desproporción entre la masa de las sustancias quereaccionan y la pequeña masa del catalizador.b) El catalizador se halla igual al final del proceso, que al comienzode él.c) Un catalizador no produce una reacción que sin él no se realiza,solo modifica la velocidad de la misma.d) Los catalizadores son específicos de cada reacción o de un ciertogrupo de reacciones.

La absorción de las impurezas que acompañan a las sustanciasreaccionantes, pueden disminuir o detener la acción del catalizador. Estassustancias que retardan la acción de los catalizadores se denominan venenosdel catalizador.

f. AgitaciónLa agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra

agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivoaumentando la superficie de contacto entre ellos.


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g. LuzHay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como por ejemplo,

la combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacciónde modo tal, que a la luz solar directa, la reacción se hace explosiva:

H2 + Cl2 2.HClLo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a

partir del agua y el dióxido de carbono en la fotosíntesis. Ocurre lo mismocon la descomposición de sustancias poco estables, por tal motivo seenvasan en recipientes que impidan el paso de la luz, como por ejemplo, elperóxido de hidrógeno:

2 H2O2 + luz 2 H2O + O2 (rápida)


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TEMA6BALANCES DE MATERIA Y ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

EJERCICIOS Y CUESTIONES

1. Explica la diferencia existente entre una reacción química y una ecuación química.2. Ajustar las siguientes ecuaciones químicas:

OHCOOOHHCe)

HNH Nd)

HClPOHOHPClc)

OFFOb)

ZnCOCZnOa)

22252

242

3323

222

2

OO 22

3. Ajustar las siguientes ecuaciones químicas:

42

)(

)(

)(

SnClSnCl

g

gN

g

23

2g

223324

322

FeClFeCld)

OHg(l)O(s)Hc)

O(l)H(g)CO NH(s)CO)H(b)

SO(g)O(g)SOa)

4. “Lee” en gramos las ecuaciones correspondientes al ejercicio anterior. (Nota: necesitarás las masasatómicas, que encontrarás en una tabla periódica)

5. ¿Cuál es el motivo por el que se ha de realizar el ajuste de las ecuaciones químicas?¿qué leyes permite quese cumplan?

6. El ácido clorhídrico puede obtenerse mediante el proceso:

4SO2NaHCl4NaHSONaCl a) Determina la masa de ácido que se obtendrá a partir de 50 gr de NaHSO4

b) ¿Qué número de moléculas supondrá tal masa?7. Determinar la masa de oxígeno necesaria para quemar completamente 30 gramos de etanol. ¿Qué

volumen ocupará, si nos encontramos en C.N?O2H2CO2OOH2CH3CH

8. La combustión del butano se realiza según la ecuación:O2H2CO2O10H4C

a) ¿Cuántos gramos de O2 serán necesarios para quemar 11´62 gramos de butano?b) ¿Cuántos moles de dióxido de carbono y agua se produciránc) ¿Cuántos gramos de butano se necesitarán quemar para obtener 35´21 gramos de dióxido de

carbono?Solución: a) 41´6 gr b) 0´80 y 1´00 (moles) c) 11´625 gr

9. Una mezcla formada por 100 gramos de hierro y 100 gramos de azufre se calienta hasta la producción desulfuro de hierro (II), siguiendo la ecuación:

FeSSFe a) ¿Cuántos gramos de FeS se producirán?(en gramos)b) ¿Cuál será el reactivo limitante?c) ¿Y del reactivo en exceso, cuánto sobrará?

Solución: a) 157 gr c) 42´6 gr10. Calcular el volumen de oxígeno en C.N necesario para quemar 25´0 litros de amoníaco, según la reacción:

O(g)2HNO(g)2O(g)34NH 64)(5 g

Calcular, además, el volumen de NO(g) que se obtendrá, medido en C.N11. 15´4 gramos de NaBr se mezclan con 24´5 gr de H3PO4, reaccionando según la ecuación:

2HBr(g)(l)4

HPO2

Na(aq)4

PO3

HBr(s) Na2

a) ¿Cuántos moles de Na2HPO4 se formarán?b) ¿Cuál será el reactivo en exceso?¿Cuánto sobrará?c) ¿Qué volumen de HBr se formará (C.N)?

Solución: a) 0´075 mol b) 17´2 gr c) 3´36 L

12. ¿Qué volumen de H2S en C.N se obtiene al tratar con ácido sulfúrico 5´00 gramos de mineral de galenacon un 87´5% dePbS?

4242 PbSOSHSOHPbS Solución: 410 ml


20

13. Determinar la riqueza de una muestra de trioxocarbonato(IV) de cobre (II), si 50 gramos de esta muestradan lugar, por calcinación, 8´30 litros de dióxido de carbono, en C.N

2Δ

3 COCuOCuCO Solución: 91´6%

14. ¿Cuántas moléculas de O2 se formarán a partir de 1025 moléculas de agua oxigenada?

2222 OOHOH 15. Por acción del calor, una muestra formada por 15 gramos de bicarbonato amónico (impuro) se

descomponen en amoníaco, dióxido de carbono y agua. Si se obtienen 3´71 L de CO2, medidos a 790mmHg y 37ºC, calcular la pureza de la muestra.

OHCONHCONH 223Δ

324 16. El hidruro de calcio se combina con el agua para formar hidróxido de calcio e hidrógeno. Si inicialmente

se tienen 150 gr de hidruro de calcio, calcular:a) El número de moles de hidrógeno que se forman, si reacciona sólo el 30% del hidruro cálcico

con suficiente aguab) La cantidad de agua que será necesaria para que todo el hidruro de calcio reaccionara.

2222 HCa(OH)OHCaH 17. Al reaccionar sulfuro de zinc con ácido clorhídrico se forma cloruro de zinc y ácido sulfhídrico. ¿Qué

cantidad de HCl al 30% se necesitarán para obtener 45 gramos de cloruro de zinc?

SHZnClHClZnS 22 18. Una caliza, con un 75% en carbonato cálcico, se trata con un exceso de ácido clorhídrico, dando lugar a

óxido de calcio, dióxido de carbono y agua. Calcular la cantidad de caliza que se necesita para obtener 10L de dióxido de carbono en C.N

OHCOCaOHClCaCO 223 19. La oxidación de una lámina de hierro de masa 200 gr produce óxido férrico. Si tan sólo se producen 34 gr

de óxido, calcular:a) La cantidad de hierro que se oxidab) El rendimiento de la reacción (en %)

20. Se introducen 13´5 gr de aluminio en 500 ml de una disolución de 1´7 M de ácido súlfurico. Determinar:a) Cantidad de sulfúrico que queda sin reaccionarb) Volumen de hidrógeno obtenido, a 27ºC y 2 atm

244 HSOAlSOHAl 322

21. En la combustión de una determinada cantidad de propano se obtienen 28´6 gr de CO2.. Calcular:a) Volumen de oxígeno necesario (en C.N)b) La masa de propano que ha reaccionadoc) La cantidad (en gramos) de agua obtenida

22. ¿Qué es un ácido? ¿qué es una base?23. ¿Qué se entiende por número de oxidación de un elemento en un compuesto?24. Define los conceptos de reducción y de oxidación?25. ¿A qué se conoce como calor de reacción?26. Explica el significado de la entalpía de una reacción química·27. Resume el criterio utilizado para indicar el carácter endotérmico o exotérmico de un proceso químico28. ¿De qué modo podemos determinar la velocidad de una reacción?29. ¿Qué es un complejo activado? ¿qué es la energía de activación?30. Determina el número de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en los compuestos, o

iones, que forman parte de las reacciones químicas que se citan a continuación:a. 2HCl(g)ClH 22 )()( gg

b. )()(2)()( 2 gNOllOHg 32 HNO NO3

c. O(g)H N2(g)O3g NH4 2223 6)( g31. Calcular el calor puesto en juego en la siguiente reacción:

)()()()( 2223 lOHgCOgOlCOOHCH ,

, sabiendo que

KcallCOOHCHH

KcallOHH

KcalgCOH

f

f

f

4´116)(

32´68)(

05´94)(

30

20

20

Solución: -208´3 Kcal


21

32. Representa en una misma gráfica entalpía vs sentido de la reacción una reacción endotérmica y otraexotérmica

33. Explica los factores que pueden influir en la velocidad de las reacciones.34. ¿Cuál es el mecanismo de actuación de los catalizadores?35. Se mezclan dos disoluciones, una de AgNO3 y la otra de NaCl, cada una de las cuales contiene 20 gramos

de sustancia. Determinar la masa de AgCl formado.Solución: 16´9 gr

36. El clorobenceno(C6H5Cl) es un compuesto utilizado para la formación de insecticidas, desinfectamtnes…,e incluso aspirina. Si la formación de las aspirina se realiza según la ecuación:

HClClHCClHC 56266

Determinar la cantidad de benceno necesaria para obtener 1 kg de clorobenceno , si la reacción tieneun 70% de rendimiento.

37. ¿Qué volumen de disolución de ácido sulfúrico 0´1 M se necesita para neutralizar 10 ml de una disolución1 M de NaOH?

38. La combustión completa del etanol se produce según:OHCOOOHCHCH 22223

Determinar la cantidad de etanol que reaccionará con 5´1.1024 moléculas de oxígeno39. Si la reacción :

)()()( 2 gCOgOsC

,implica una variación de entalpía igual a KjH f 5´1100 , calcular el calor desprendido, en las

mismas condiciones, al formarse 20 gramos de COSolución: 78´9 Kj

40. El calor de combustión del ácido acético es de -874 KJ/ mol. Si las entalpías de formación estándar deldióxido de carbono gas y del agua son, respectivamente, -393´3 y -285´6 Kj/ mol:

a. Calcula la entalpía de formación estándar del ácido acético líquido)()()()( 322 lCOOHCHgHgOsC

b. ¿Qué producirá más calor: la combustión de 1 kg de carbono o de ácido acético?OHCOOCOOHCH 2223

Solución: -483´8 Kj41. Sabiendo que para la reacción

)()()( 232 gOsAlsOAl

, su KJH 6´33390 . Calcular:a. El calor de formación del trióxido de dialuminiob. El calor desprendido si a 1 atm de presión y una temperatura de 25ºC, se forman 10 gramos

de trióxidoSolución: a. -1669´8 Kj/ mol b. -163´7 Kj

42. La descomposición del óxido mercurio en mercurio y oxígeno necesita 181 KJ a 25ºC y 1 atm de presión.)()()(2 2 gOlHgsHgO Calcular:

a. La energía necesaria para descomponer 649´8 gr de óxidob. El volumen de oxígeno que se obtiene (medido en las condiciones reseñadas), al

descomponerse la cantidad suficiente de óxido de mercurio mediante 500KJSolución: a. 272´4 Kj b. 67´3 L

43. Disponemos de un matraz de 60 gr de HCl a los que añadimos 30 gr de Mg(OH)2

OHMgClHClOHMg 222)( a. ¿Qué reactivo se encuentra en exceso?b. ¿Cuántos gramos de dicho reactivo permanecerán sin reaccionar al final del proceso?c. ¿Cuántos gramos de MgCl2 se formarán?

Solución: a. HCl b. 22´4 gr HCl c. 49´04 gr44. El Cl2 se obtiene por acción del ácido clorhídrico sobre el MnO 2. Hallar el volumen de Cl2 medido en

condiciones normales que se obtendría a partir de 1 Tm de pirolusita, que tiene una pureza del 74% enMnO2, supuesto que la purificación del mineral se produce con un rendimiento del 85%.

OHClMnClHClMnO 2222 Solución: 1´620.105 L

45. Calcular el calor de reacción, a 1 atm y 25ºC , del proceso:)()()()( 2223 lOHgCOgOgCHOCH

, sabiendo que 0fH para las especies )(),(),( 322 gCHOCHlOHgCO , vale, respectivamente, -94´052,

-63´32 y -39´76 Kcal.


22

46. Tenemos una muestra de 50 gramos de dióxido de plomo y queremos calcular el volumen de oxígeno, a60ºC y 750 mmHg obtenido con un exceso de ácido clorhídrico. ¿Cuántos gramos de ácido se necesitarán?

2222 OOHPbClHClPbO 47. ¿Pueden existir dos reactivos limitantes en una reacción química? Razona la respuesta48. El permanganato potásico reacciona con ácido clorhídrico, según la reacción:

OHClMnClKClHClKMnO 2224 5822162 a. Calcular la masa de permanganato potásico que reaccionará con 20cc de disolución 2M de

ácido clorhídricob. ¿Qué volumen de Cl2 se obtiene, si el proceso se realiza en una campana de gases en la que

la presión es 0´95 atm y la temperatura de 20ºC?49. La pintura roja de minio, 43OPb puede obtenerse de dos modos diferentes:

i. Calentando 2PbO , según: .........432 OPbPbOii. Calentando, en presencia de aire, óxido de plomo (II), componente básico de la pintura

amarilla de litargirio: 43....... OPbPbO a. ¿Cuál es el gas que se desprende en la primera de las ecuaciones? Ajústalab. ¿Con qué gas reacciona el PbO en la segunda ecuación? Ajústalac. Calcula la cantidad de minio obtenido en cada caso, a partir de 100 gramos de los óxidos de

partida para cada caso.50. Calcula la riqueza de carbonato de calcio de una piedra caliza, si al descomponer 82 gramos de esta se

obtienen 12´54 litros de dióxido de carbono, medidos en condiciones normales51. La variación de entalpía que se produce en el proceso de combustión del azufre, para dar dióxido de azufre

es de 297 Kj/ mol. Si se trata de un proceso exotérmico:a. Calcular la energía que se desprende al quemar 1 Kg de azufreb. Calcular la energía que se desprende al formarse 1 Kg de dióxido de azufrec. ¿Por qué no se obtiene en los dos apartados anteriores el mismo resultado?

52. El hidrógeno se combina con el oxígeno formándose agua como único producto, y desprendiéndoseenergía.

a. ¿Se trata de una reacción de combustión?b. ¿Qué ventaja, como combustible, tiene el hidrógeno frente a los hidrocarburos?

53. Los objetos de plata en contacto con el aire contaminado de sulfuro de hidrógeno se ennegrecen comoconsecuencia de la formación de sulfuro de plata, que es de color negro. La reacción es:

OHSAgSHOAg 2222 a. ¿Cuántos gramos de ácido sulfhídrico y de oxígeno son necesarios para reaccionar con 1´5

gramos de plata?b. En ese momento, ¿cuántas moléculas de agua se formarán?

54. El titanio es un metal ligero, que puede obtenerse haciendo reaccionar cloruro de titanio (IV) con magnesiometálico:

24 MgClTiMgTiCl Si mezclamos 250 gramos de TiCl4 con 50 gramos de magnesio:

a. ¿Cuál es el reactivo limitante?b. ¿Cuántos gramos de MgCl2 se obtendrán?

55. La hidracina (N 2H2) es incompuesto utilizado como combustible en los cohetes espaciales. La ecuación decombustión es:

)()()()( 22222 gOHgNgOlHN a. ¿cuántos litros de nitrógeno, en C.N., se formarán, a partir de 1 Kg de hidracina y otro de

oxígeno?b. ¿Cuánto sobrará del reactivo en exceso?

56. El ácido selénico es muy corrosivo, que disuelve tanto plata como oro, según la ecuación: )(3)(3)()(6)(2 23234242 lOHaqSeOHaqSeOAuaqSeOHsAu

a. ¿Qué volumen de disolución 2M de ácido selénico se necesitan para disolver 1 gr de oro?b. ¿Qué cantidad de )(342 aqSeOAu se formará?

57. Los arrecifes calizos de Dover, Inglaterra, contienen un porcentaje alto de carbonato cálcico. Una muestrade 126´6 gramos reacciona con exceso de ácido clorhídrico, según:

OHCOCaOHClCaCO 223 La masa de cloruro de cálcico formado es de 122´7 gamos. ¿Cuál es el porcentaje de CaCO 3 en esas

calizas? Solución: 87´39%58. Un coche recorre 9´5 Km por cada litro de gasolina. Si suponemos que toda la gasolina es 100% octano

(C8H18), cuya densidad es 0´69 gr/ ml, ¿cuántos litros de aire, medidos en C. N. se requerirán para un viajede 850 Km? (DATO: % Volumen de oxígeno en aire=21%)

OHCOOHC 222188 Solución: 722068´3 litros de aire


23

59. Calcular:a. Volumen de disolución de HCl 0´5 M necesario para disolver una cinta de magnesio de 1´2

gramos. Solución: 0´1974 Lb. Volumen de hidrógeno desprendido, a 25ºC y 700 mmHg Solución: 1´3 L

22 HMgClHClMg 60. Al mezclarse hidróxido de bario y nitrito amónico, se produce la reacción:

OHaqNHaqNOBasNONHsOHOHBa 23233422 10)(/2)()(2)(8.)( , que va acompañada de una disminución muy acusada de temperatura.

a. ¿Quién posee más energía, los reactivos o los productos?b. ¿Es una reacción endotérmica o exotérmica?

61. ¿Cuál de los siguientes combustibles, H2(hidrógeno), C3H8 (propano), CH4 (metano) desprende mayorcantidad de calor por gramo quemado?

kJ-kJ-

kJ285´6

6´2219)(2)()(2)(

6´2219)(4)(3)(5)(

)()(2

1)(

2224

22283

222

HlOHgCOgOgCH

HlOHgCOgOgHC

HlOHgOgH

62. Las baterías de Ni-Cd utilizadas en los teléfonos inalámbricos y ordenadores portátiles generan corrienteeléctrica al producirse la reacción:

sOHCdsOHNilOHsCdsNiO 2222 )()(2)()( De esta reacción podemos afirmar:

a. Es un proceso redoxb. Es endotérmicac. Es exotérmicad. H>0

Justifica cada una de las respuestas63. Los ejércitos modernos disponen de “calentadores químicos”, que permiten calentar la comida sin

necesidad de hacer fuego. Estos calentadores contienen magnesio en la bolsa , y la añadir agua se producela reacción:

)()()()(2)( 222 gHsOHMglOHsMg KjH 353a. ¿Qué cantidad de magnesio se necesita para que se desprendan 1000Kj?b. ¿Cuántos moles de magnesio se necesitarían para formar 15 gramos de Mg(OH)2?¿qué

energía se pondrá en juego?64. En una contrarreloj, un ciclista consume 1400 Kj. Suponiendo que toda esta energía la obtuviera de la

combustión de glucosa, ¿qué cantidad tendría que consumir?KJ-2811H )()()()( 2226126 lOHgCOgOsOHC

65. Al añadir agua al carburo de calcio en un recipiente abierto, se produce la reacción: KjgHCsOHCalOHsCaC 2´127)(2)( 22222

a. ¿qué energía se libera al añadir exceso de agua a 20 gramos de carburo?b. ¿Qué volumen de acetileno (C2H2) en C. N se desprende?c. Si la entalpía de combustión del acetileno es molKjH /7´1298 , ¿qué energía se

desprende al arder la cantidad de acetileno formada en el apartado anterior?Solución: a. 39´7 Kj b. 6´99 L c. 405´19 Kj

66. Cuando el carbono (grafito) arde en presencia de suficiente oxígeno, se transforma en CO 2 y se desprenden393´5 Kj en forma de calor:

Kj-393´5H gCOgOsC 22 )()(Sin embargo, en presencia de insuficiente oxígeno, se forma monóxido de carbono:

Kj-110´5H gCOgOsC )(2

1)( 2

Realizar un diagrama que represente ambos procesos. Determinar el calor desprendido en el proceso:

Kj-393´5H gCOgOgCO 22 )(2

1)(

67. Calcular el calor puesto en juego en la siguiente reacción:)()()( 23 gCOsCaOsCaCO ,

, sabiendo que

KcalgCOH

KcalsCaOH

KcalsCaCOH

f

f

f

05´94)(

9´151)(

45´288)(

20

0

30

Solución: +42´5 Kcal (endotérmico)


24

68. En la siguiente reacción química, indique las especies que se oxidan y las que se reducen. Indique, ademáscuál/ es de ellas actúa/ n como oxidante/ s y cuál/ es como reductor/ es:

OHNONOCuHNOCu 2233 )( 69. Realiza un esquema clasificando y analizando brevemente los distintos tipos de reacciones químicas

t6.balances de materia y energía . 1º bachillerato

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