Bien, pues buenas tardes. Vamos a empezar esta nueva sesión de química y
vamos a retomarlo. A partir de donde lo dejamos en la sesión T10,
estábamos revisando ejercicios de la parte de reglas electroquímicas. Nos
quedaron muchos por revisar. Es que además, esos ejercicios que aparecen
aquí de exámenes y de PES, pues combinamos cálculos estereométricos con
redox y electroquímica y conviene de alguna manera hacer estos ejercicios,
alguno más. Nos quedamos en este la última vez, porque hay un número muy
significativo de ejercicios y nos va a servir un poco también para
trabajar cálculos estereométricos e introducirnos a los balances de
materia. Después os abriré... un archivo, donde si queréis profundizar
en mayor medida en este último tema. Que bueno, que sí que es cierto que
en los últimos años no ha habido problemas específicos de balances de
materia, sino que han estado combinados los cálculos estereométricos con
cuestiones de oxidación-reducción, ácido base, etcétera. Pero ahí
está en el programa. Bien, aquí tenemos que se hace reaccionar una
aleación, 200 gramos de aleación, que contiene un 25,5% de cobre con 180
mililitros de ácido nítrico. De esta densidad y de este porcentaje en
masa que tenéis aquí. Y nos dicen los productos que eso tiene de la
reacción. Entonces nos están diciendo cuál es la reacción química,
¿no? Y nos dice que ajustemos esta reacción por el máximo que podamos.
Un método de un electrón, indicando oxidante y reductor. Está claro que
aquí, para poder hacer este ejercicio, tenemos que tener unos
conocimientos básicos de formulación. ¿Vale? Saber que los metales son
monoatómicos, la fórmula de ácido nítrico es básico, ¿no? Nitrato de
cobre 2, óxido de nitrógeno, ¿no? Y después nos pedirán los gramos de
nitrato de cobre que se obtienen y el volumen de óxido de nitrógeno 2
obtenido. Vamos a explicar un poco lo que tenemos aquí. Aquí tenemos la
reacción, ¿no? Es que la reacción, la podría haber escrito antes, es el
cobre con el ácido nítrico que ya ha salido en varias pruebas, ¿no? Para
dar nitrato de cobre 2 NO más agua. Entonces, ¿quién cambia aquí el
estado de oxidación? Pues el cobre que pasa del estado de oxidación 0 a
más 2, ¿no? Y el nitrógeno que pasa del estado de oxidación más 5, a
más 2. Igualamos cada semirreacción, se llama semirreacción de
oxidación, cuando una especie química pierde electrones. Y la especie
química que pierde electrones se llama reductora. Se llama semirreacción
de reducción cuando la especie química gana electrones. Y la especie
química que gana electrones se llama oxidante. Hemos igualado las dos
semirreacciones en materia y en carga, siempre primero en materia. Y lo
último en carga. El cobre, como veis, pierde los electrones. La del
nitrato, hemos tenido que añadir dos moléculas de agua por los oxígenos
y en compensación cuatro protones. Y por lo tanto, como tenemos a la
izquierda una carga de más 3, porque tenemos cuatro protones y un nitrato
de más 3 a 0, hay que ganar tres electrones. El número de electrones
superiores a ese es el mismo. Y por lo tanto, se multiplica cada
semirreacción, cada semirreacción, la multiplicamos por 3 y 2, y sumamos
a continuación. Una vez que hemos hecho esto, evidentemente tenemos que
trasladar estos coeficientes a la ecuación molecular. El cobre tiene un 3,
como veis, pero nos puede venir la disyuntiva del ácido nítrico, si le
ponemos un 3 o un 8. Pues siempre el número más grande, porque no podemos
obviar que hay que introducir ocho protones, aunque sólo nos diga la
ecuación que tenga que haber tres NO3, tres nitratos. Pongo el 3 a la
derecha, no, delante del NO un 2, y damos cuenta que con el 4 de agua todo
ya queda igualado. A pesar de no haber cumplido el 3 con el nitrato, nos
damos cuenta que al tener que poner un 3 delante del cobre, estamos
añadiendo seis nitrógenos más. Y tenemos dos NO, también serán ocho.
¿De acuerdo? Bueno, para hacer esto tenemos que determinar cuál es el
tratamiento, cuál es el relativo limitante. Y para saber el relativo
limitante lo primero que tenemos que ver es, fijaos, la radiación
estequimétrica es 368. Vamos a ver cuántos moles tenemos de cada uno de
ellos. Fijamos, aquí tenemos 200 gramos de aleación y lo que hago es que
con la riqueza convertir a gramos de cobre y después pasar a moles de
cobre con la masa atómica. ¿Vale? Esto sería un número. ¿Vale? Ahora
bien, también podríamos hacer ya directamente lo que hacemos aquí, que
es pasar a moles de nítrico, porque la radiación estequimétrica es 8H3,
¿no? De moles de nítrico vamos a pasar a gramos de nítrico, después a
gramos de disolución de nítrico y por último a mililitros de nítrico
necesarios para que reaccionen con estos 200 gramos de aleación. ¿Vale?
¿Y cómo? Pues mirad. De... gramos a nítrico lo hacemos con la masa
molecular. ¿Vale? Después pasamos a gramos de disolución de nítrico
porque me interesa el volumen de disolución de nítrico. 100 gramos de
disolución de nítrico es a 70 gramos de HNO3. Y por último utilizamos la
densidad. Un mililitro de disolución es a 1,41 gramos de disolución. Esto
que nos lleva a que necesitamos 136,7 mililitros de ácido nítrico del 70%
de riqueza. ¿Vale? ¿Y cuánto tenemos nosotros? 180. Tenemos 180. Por lo
tanto si tenemos 180 y sólo necesitamos 136 el reactivo limitante es la
aleación, los gramos de aleación. Los 200 gramos de aleación. ¿Vale?
Entonces el ácido nítrico estaría en exceso. ¿Y cuánto sobra? Pues 180
menos 136,7 mililitros es lo que sobra de HNO3. ¿Vale? ¿El reactivo
limitante cuál será? Pues el cobre. ¿No? Entonces la cantidad de
producto que nosotros vamos a obtener lo hacemos siempre, lo calculamos
siempre por cálculos estereométricos del reactivo limitante. Entonces
volvemos a partir de los 200 gramos de aleación. ¿Vale? Convertimos a
gramos de cobre puro. Pasamos a moles con la masa atómica. Buscamos la
relación que hay entre moles de nitrato de cobre y moles de cobre, que es
3 es a 3. ¿Vale? Entonces 3 es a 3 que es lo mismo que 1 es a 1. Pero
bueno. Y con la masa molecular pasamos a gramos de nitrato de cobre. Pero
ojo. El enunciado nos dice que el rendimiento de la reacción es tan solo
del 90%. Luego, ¿qué quiere decir esto? Que el grado de conversión de
productos a reactivos es del 90%. Y debe de realizar un factor de
conversión ¿No? Donde tenga en cuenta este 90%. Y saldrá 135,5. ¿Vale?
Ahora bien. Por último nos pide el volumen de NO que se libera. Bueno,
para ello primero calcularemos los moles de NO con cálculos
estequiométricos. ¿Eh? Volvemos con los 200 gramos de aleación, gramos
puro, a moles de moles de cobre. ¿No? Y pasamos a moles de NO. Esos
serían los moles de NO. Pero ojo. Si queremos saber el volumen de NO
liberado nos dice que este NO está recogido. Es de una atmósfera recogida
sobre agua. Entonces, esto es un detalle importante. Es que hay que
restarle a la presión total la presión de vapor del agua. Por lo que la
presión del NO será la presión total menos la presión del vapor de
agua. Esto siempre ocurre cuando un gas se recoge sobre agua. ¿Vale? Hay
que restarle ¿Eh? Hay que restarle la presión del vapor del agua a esa
temperatura. En este caso es 17,5 milímetros de mercurio. ¿Vale?
Entonces, a partir de aquí tenemos esta presión del NO y aplicamos la
ecuación de los gases ideales. P por V igual a nRT y podemos obtener el
volumen de NO en estas condiciones. ¿Qué temperatura? ¿Eh? Sabiendo la
presión. 11,8 litros. Bueno, aquí tenemos otro ¿No? En que nos piden nos
piden cuánto permanganato de potasio se precisa para oxidar 2,3 ¿No?
gramos ¿No? Cuántos moles de permanganato se necesitan para oxidar 2,3
gramos de sulfato de hierro 2. Bueno aquí está esto ha quedado aquí esta
esta remarque, pero no es problema. 2,3 gramos de sulfato de hierro ¿Qué
es lo que tenemos que hacer? Convertir esto a moles ¿Vale? 1 mol de
sulfato de hierro 2 es a 151,8 gramos de sulfato de hierro 2. Pero tenemos
que igualar esta reacción si yo quiero saber cuánto permanganato necesito
tenemos que darnos cuenta que el hierro 2 ¿No? pasa al hierro 3 y el
permanganato pasa a manganeso 2 Esto sería con 4 de agua 8 protones más 5
electrones Por lo tanto, tendríamos que multiplicar la primera
semirreacción por 5 y sumaríamos. Y nos quedaría la ecuación que veis
aquí abajo en forma iónica ¿No? Ya nos está diciendo la relación que
tenemos 1 es a 5 Entonces diremos que por cada mol de KmNO4 ¿No? Que
precise habrán reaccionado 5 moles de FeSO4 Entonces los moles de KmNO4
que reaccionarán son los que tenemos aquí ¿No? 3,03 por 10 elevado a
menos 3 moles de KmNO4 ¿De acuerdo? Bueno, a este es de pilas, fijaos,
dice determinar el potencial de una cédula galvánica formada por un
eléctrodo de plata sumergido en la disección de ión-plata y un
eléctrodo de hierro sumergido en la disección de ión-hierro 2 De entrada
si queremos saber que es lo que ocurre en el ángulo del cátodo recordemos
que en un principio el cátodo será aquel eléctrodo que tenga el
potencial de reducción más grande como la plata es más 0,80 y el hierro
menos 0,44 la plata sería el cátodo y ahí tendríamos la semirreacción
de reducción de esta pila ¿Eh? Aquí la tenéis Mientras que en el ánodo
sería la oxidación de hierro a hierro 2 más Ahora bien si el eléctrodo
de ganado y perdido sea el mismo habrá que multiplicar la semirreacción
de reducción de dión-plata por 2 y así la reacción global que tenemos
es esta y el potencial de nuestra pila el potencial normal de la pila será
el potencial de reducción del polo positivo menos el potencial de
reducción del polo negativo 0,80 menos menos 0,44 por lo tanto 1,24 Ahora
bien tenemos que aplicar la ecuación de Nernst La ecuación de Nernst que
nos relaciona el potencial de una pila en función de las concentraciones
de las especies iónicas donde Q esta Q que aparece aquí abajo es igual a
la concentración de ion hierro 2 más partido la concentración de ion
plata al cuadrado ¿De acuerdo? Entonces la ecuación de Nernst sería E
igual a es un 0 menos 0,059 partido el número de electrones transferidos
que es 2 por el logaritmo de Q donde Q es esta relación de concentraciones
Como sabemos la relación de concentraciones simplemente lo tenemos que
sustituir numéricamente y ya veis el resultado que se obtiene ¿No? 1,248
Bien Bueno aquí dice describir el mecanismo de protección catódica de
una estructura metálica enterrada y como se consigue con un ejemplo
característico, bueno ¿Qué es esto de una protección catódica? Esto es
importante Aquí, esto consiste en suministrar electrones al metal para
evitar que se oxide suministrar electrones al metal para evitar que se
oxide ¿Y cómo se hace esto? Normalmente el metal es el hierro ¿Y cómo
se oxida el hierro? Con oxígeno y la humedad ¿No? como veis aquí
Entonces, ¿qué es lo que hacemos? Que ponemos junto al metal otro metal
que tiene mayor facilidad mayor tendencia a oxidarse es decir, que es más
reductor que es más reductor más tendencia a oxidarse es decir, que es
más reductor entonces el oxígeno molecular ¿No? más 4 electrones más
agua para dar 4 OH- sería la reacción que tiene lugar en el cátodo de
reducción y como el zinc es más reductor que el hierro, tiene más
tendencia a oxidarse ¿Y eso por qué? Porque mira, hemos visto que el
potencial normal del sistema hierro 2+, hierro es menos 0,44 pero es que el
potencial normal del sistema zinc 2+, zinc es menos 0,76 entonces la
reacción inversa que es la oxidación del zinc y del hierro, ¿quién
tiene más tendencia? Pues el zinc ¿No? Porque la reacción inversa, el
potencial tiene signo contrario más 0,76 más grande de 0,43 ¿Vale?
Bueno, pues esto sería mientras no se agote el zinc el hierro quedará
protegido si se agota el zinc pues ahí ya quedará ya al descubierto
bueno, esto sí que ya lo hemos visto ejemplo de descomposición térmica
de un óxido aquí simplemente falta la flecha ¿No? la podemos poner para
aquí esta es la descomposición térmica la descomposición térmica
¿Vale? que ya sabéis que en el electrólisis es el polo negativo donde el
ion sodio gana electrólisis y se deposita el sodio metal que como que como
tenemos ahí mercurio se forma una amalgama, sodio-mercurio ¿vale? y en el
ánodo que tiene lugar a la semirreacción de oxidación, ¿de acuerdo? es
el polo positivo, a diferencia de las pilas se libera clorogás de manera
que la reacción global del polo de sodio nos da lugar a la formación de
sodio con amalgama de mercurio ¿no? y clorogaseoso bien, ahora bien ¿qué
pasa en presencia de agua? ¿no? si nosotros tuviésemos agua, ¿no? el
sodio reacciona directamente liberando hidrógeno ¿vale? y recuperando el
mercurio que se repone en la cuba esto es, me estoy refiriendo a la
amalgama sodio-mercurio ¿no? para recuperar el mercurio nosotros ¿no?
podemos hacer que reaccione el sodio con agua para liberar hidrógeno
gaseoso ¿vale? el cloro se desprende en forma de gas ¿no? apartándose
del hidróxido de sodio disuelto para evitar la formación del hipoclorito
¿vale? bueno si nosotros tenemos una disolución 1 molar de hidróxido de
sodio ¿no? fijaos dice, tenemos una disolución 1 molar de cloruro de
sodio ¿cómo se agotará esto? cuando se agote el león sodio ¿no? aquí
estamos ¿no? ¿qué concentración tendremos de OH-? la concentración de
OH- será 1 molar y si la concentración de OH- es 1 molar, el logaritmo de
1 es 0 y el pH será 14 ¿por qué? porque el pH más el pOH es igual a 14
¿vale? entonces si tenemos una concentración inicial ¿no? de hidróxido
de cloro de sodio, 1 molar de hidróxido de sodio, al final será 1 molar
también ¿vale? bueno es un poquito enrevesado este, ¿no? bueno, aquí
estos otros ejercicios voy a ir un poquito más rápido ahora si contamos
un poco ¿los podéis hacer? que hay de puentes salinos fijaos para ir
cambiando también de pilas estos son más antiguos aquí tenéis otro
ejercicio de una celda electroquímica ¿no? y nos piden a ver si la
reacción va a ser espontánea cuando la concentración de hierro es 100
veces mayor a la de cambio pues este ejercicio simplemente cuando nos
escriben en una pila con esta notación ¿vale? hay que recordar que a la
izquierda siempre se escribe el ánodo el polo negativo y a la derecha el
polo positivo el cátodo entonces ya sabemos la reacción la reacción
global será esta de aquí donde el hierro se oxida y el ión cambio se
reduce ¿vale? el potencial es igual al potencial normal menos 0,059
partido por n ¿qué es n? el número de electrones transferidos ¿eh? por
ojo, el logaritmo de q ¿y qué es q? la reacción de concentraciones de
especies iónicas que es la concentración de hierro partido la
concentración de cambio ¿vale? entonces ¿qué pasa? ¿qué vale este
potencial? menos 0,022 luego la reacción no es espontánea esta reacción
así no va a tener lugar en este sentido lo que tendrá lugar será en
sentido contrario ¿vale? en sentido contrario va a tener lugar entonces se
podría calcular el potencial de la reacción inversa con esta relación de
concentraciones y sale 0,096 si contestamos a lo que nos piden la reacción
no es espontánea ¿vale? bueno aquí tenemos más hay algo interesante de
calcular la constante de equilibrio ¿no? aquí tenéis dos semirreacciones
¿no? que en este caso viene de aquí el potencial de reducción del oro y
del ión talio nos pide determinar el potencial de la pila como el oro
tiene potencial de reducción más grande será la especie química que se
reduzca ¿no? y la reacción será ión oro más talio para dar oro metal
que el ión talio el potencial es 1,84 como veis aquí ¿qué vale el
incremento de g? esto es interesante recordemos el incremento de g de una
reacción redox es menos n f potencial normal de la celda o de la pila
celda electrolítica ¿vale? y a partir de aquí nosotros podemos calcular
incremento de g ¿vale? ¿cómo podemos calcular la constante de
equilibrio? pues sabemos que el potencial de la celda es igual al potencial
normal menos 0,059 partido por n por el logaritmo de q en el equilibrio la
e vale cero y por lo tanto e sub cero es 0,059 partido por n logaritmo de k
luego k es igual a 10 elevado a n e super cero partido 0,059 ¿vale? ¿de
acuerdo? y a partir de aquí saca la constante de equilibrio ¿vale? que
veis que es muy alta muy grande ¿y cuál sería el potencial de la celda o
de la pila con estas concentraciones que me dan aquí? pues simplemente es
sustituir en la ecuación de Nernst donde ya q aquí ya no son las
concentraciones de equilibrio son las concentraciones iniciales que tenemos
ahí ¿vale? bueno, aquí hay más ejercicios ¿no? y pilas de combustión
problemas donde se relaciona la termodinámica con las pilas claro, porque
el incremento de g de una reacción química vosotros sabéis calcularlo
¿cómo es el incremento de g de una reacción química? el incremento de g
es incremento de h menos c incremento de s es así pues nosotros podemos
aplicar la ley de Hess para calcular incremento de h e incremento de s y a
partir de aquí incremento de g ¿no? que es lo que habría que hacer aquí
en este ejercicio aquí tenemos las dos semirreacciones la de reducción
del oxígeno y la de oxidación es una pila de combustión del metano a CO2
siendo esta la reacción global ¿vale? para calcular el potencia de la
pila pues el incremento de g ¿no? como hemos comentado hace un momento es
menos n f por el potencial normal hay que calcular el incremento de g el
incremento de g, como os he adelantado es incremento de h menos c
incremento de s pues lo que tenemos que hacer es aplicar la ley de Hess a
nuestra reacción ¿no? con las entalpías y con las entropías y a partir
de aquí obtener el incremento de g a la temperatura el incremento de g
sale negativo ¿no? luego el proceso es espontáneo y la L, potencial
normal es positivo ¿cuál es el rendimiento? es otra cuestión que nos
está pidiendo ¿no? el rendimiento teórico de la pila y los kilovatios
que se han producido por litro de metano consumido es energía el
rendimiento siempre incremento de g partido incremento de h pensad que
siempre es el incremento de g que siempre es más pequeño que el
incremento de h en principio ¿no? bueno, porque el incremento de s es
positivo en principio, ¿vale? bueno, pues aquí tenemos el rendimiento
¿no? del 91%, ¿vale? sabemos que en esta reacción se liberan 817,88
kilojulios por mol ¿no? podríamos pasar estos kilojulios por mol se puede
pasar a kilovatios hora ¿por qué? a ver un kilovatio hora recordad ya son
3,6 5 julios ¿vale? o si queréis 300 360 kilojulios ¿vale? 360
kilojulios como factor de conversión ¿de acuerdo? vamos a cambiar y ahora
vamos a abrir un archivo sobre bueno primero vamos a hablar de
estequiometría ¿vale? aquí os he seleccionado unos ejercicios de
estequiometría que han salido en algunos exámenes, en algunas pruebas
dice aquí se disuelve un gramo de aleación de duro aluminio ¿no? en 20
mililitros de una solución acuosa ácida la solución resultante es el
saturador corriente de sulfo hídrico precipitando el ión cobre este una
vez separado y seco arroja este peso eso de 95,5 miligramos de sulfuro de
cobre que pide cuál es la composición y tanto por ciento de la aleación
nosotros podemos saber con este precipitado de sulfuro de cobre ¿cuánto
cobre tengo en la aleación? claro que sí ¿no? porque todo el cobre del
sulfuro de cobre es el que hay en la aleación que la aleación tiene ojo
recordemos es un gramo pues venga entonces partimos de los miligramos de
sulfuro de cobre nos hemos pasado al gramos y sabemos que por la masa
molecular ¿no? por 95,5 gramos de sulfuro de cobre tenemos 63,5 gramos de
cobre luego a partir de aquí podemos obtener los gramos de cobre que
tenemos en la muestra original por lo tanto el porcentaje que tendremos
serán los gramos de cobre a partir de los gramos de aleación multiplicado
por 100 nos queda un 6,62% ¿vale? vamos con este otro dice la industria
que se generan grandes cantidades de carbonato de cobre se hace racionar
450 toneladas de este mineral con 100 metros cúbicos de disolución acuosa
de nítrico ¿vale? de esta concentración y de esta densidad dando lugar
al nitrato de cobre y en primer lugar la molalidad de la disolución de
ácido nítrico la molalidad es una relación soluto disolvente por lo
tanto aquí yo he calculado la molalidad ¿no? pero pedía la molalidad
bueno pues lo voy a hacer ahora en un momento aquí os he puesto la
molalidad ¿cómo sería la molalidad? pues tengo que partir una relación
soluto disolvente yo puedo poner que tenemos 55 gramos de ácido nítrico
por 45 gramos de agua ya que por cada 100 gramos de disolución 55 son de
nítrico y el resto agua vamos a pasar a moles de nítrico 1 mol de HNO3 63
gramos de HNO3 y después aquí los 10 elevado a 3 gramos de agua es 1 kilo
de agua y con esto obtendríamos la molalidad que es lo primero que nos
piden ahora después nos dicen que que si llevamos la reacción igualada
cobre con nítrico para dar nitrato de cobre y HNO esta reacción la hemos
visto al principio ¿no? no vamos a volver a igualarla ya la tenemos aquí
¿no? y queremos saber tenemos 450 toneladas de mineral que tiene el 15% de
cobre entonces voy a ver cuantos moles de cobre tenemos ¿vale? pasamos a
gramos de cobre puro después a moles y hago lo mismo con los litros de
disolución de nítrico que he calculado previamente la molalidad y eso me
ayuda, me facilita los datos y vemos que tenemos por 10 elevado a 6 moles
de nítrico pero claro tenemos más nítrico pero ¿cuál es el relativo
que está en exceso o el limitante? bueno nosotros sabemos que la relación
es 3 es a 8 entonces se necesitan 3 moles de cobre por 8 moles de nítrico
y los moles de cobre que se precisan son 0,455 por 10 elevado a menos 6
moles de cobre entonces ¿cuánto cobre sobra? no aquí hay un error sería
1,06 por 10 elevado a 6 menos 0,455 ¿vale? y por lo tanto esto sería 0,5
a ver es un 5 6 un 0 5 por 10 elevado a 6 moles de cobre esto es lo que
sobraría podríamos poner aquí 0,505 y esto sería los gramos de mineral
que sobrarían pasamos a gramos de cobre y después a gramos de mineral los
gramos de mineral que sobran ¿vale? y qué cantidad queda de reactivos sin
los gramos si después queremos poner las toneladas pues habría que verlo
hay que pasar de gramos a toneladas una tonelada a un millón de gramos
¿vale? bien si queremos ver cuánto nitrato de cobre se obtiene ¿eh? pues
partiremos de los moles de nítrico que es el reactivo limitante estos
moles de nítrico los relacionamos con los moles de nitrato de cobre
¿vale? y a partir de ahí lo convertimos de moles a gramos ¿no? fijaos
primero a moles de nitrato de cobre y después a gramos de nitrato de cobre
y por último aplicamos el rendimiento siempre se obtendrá menos cantidad
de producto debido al rendimiento 91 gramos de cada 100 ¿vale? bueno otro
ejercicio habéis visto que tiene ahí un par de errores lo hemos
comprobado bueno, mediante la reacción de un metal activo con ácido
clorhídrico se obtiene hidrógeno se tratan 500 gramos de zinc del 92% de
pureza con una disolución de ácido nítrico del 37% de riqueza en peso y
densidad utilizando un exceso de dicha disolución para asegurar una
completa disolución un 30% de exceso ¿quiere decir que se esquiva la
reacción? no, y la pura y contundente disolución de ácido han
reaccionado y los que se han enterado en exceso y el volumen mínimo de un
recipiente adecuado para guardar el hidrógeno generado ¿vale? este lo
tengo hecho después más adelante voy a mirarlo ahora si quiere y después
vuelvo hasta detrás volumen de hidrógeno liberado vale, aquí está este
con lo mismo estos datos lo tenemos aquí que pide lo mismo el volumen de
ácido que ha reaccionado y el exceso que se ha utilizado la reacción es
ácido más metal para dar sal más hidrógeno ácido más metal para dar
sal más hidrógeno ¿vale? entonces partimos de la cantidad de los gramos
de zinc lo convertimos en gramos de zinc puro ¿vale? lo pasamos a moles lo
relacionamos con los moles de clorhídrico unos a dos lo pasamos a gramos
de clorhídrico después a gramos de disolución de clorhídrico con la
riqueza y por último con la densidad a mililitros de disolución daos
cuenta que estos dos factores últimos tenemos que poner al revés de lo
habitual 100 gramos de disolución de clorhídrico a la vida y un mililitro
de disolución 1,2 gramos de disolución de esta manera se simplifica
correctamente y tenemos el volumen de disolución de clorhídrico consumido
212 ahora si tengo un 30% en exceso pues miro cuanto es lo que total
ponemos 276.39 un 130 respecto a 100 por lo tanto el volumen de
clorhídrico utilizado en exceso sería la resta del volumen total menos el
volumen que requiere por tanto 63,79 también se podría haber calculado el
30% del 212 así lo tenemos con esto de acuerdo y ahora si queremos saber
el volumen de hidrógeno que se libera partimos de los gramos de zinc
pasamos a gramos de Zn puro con la masa atómica pasamos a moles de zinc la
relación estequiométrica zinc e hidrógeno es uno es a uno y por último
con la ecuación de los gases ideales la ecuación de los gases ideales p
por u igual a nrt vamos a calcular el volumen de hidrógeno liberado a 25
grados y presión una atmósfera yo me había dejado aquí uno que era una
tostación de la pirita dice la pirita es un disulfuro de hierro que a
partir de su tostación puede conducir a dióxido de azufre y dióxido de
hierro 3 si el rendimiento total del proceso de la tostación es del 80%
calcular cuantas toneladas de dióxido de hierro 3 podrían producirse si
se parte de 800 toneladas de pirita con una riqueza del 76% fijaos parto de
800 toneladas de pirita hmm con una riqueza del 76% gramos de pirita y
gramos de pirita se van nos quedan gramos de FeS2 paso a moles fijaos que
la relación química igualada la teníamos aquí hay que poner unos C
medios cuidado para igualar esta primero igualamos el hierro después los
azufres y por último los oxígenos siempre cuando tengáis esto y no os
pida porredos y os pueda ser un poquito complicado vamos a moles de FeS2
después miramos la relación estequiométrica que es 1 es a 2 1 mol de Fe2
o 3 es a 2 moles de FeS2 y 1 mol son 159,6 gramos como me dicen que el
rendimiento es del 80% no como me dicen que el rendimiento es del 80%
aplico 80% estos serían los gramos que si lo queremos pasar a toneladas
pues basta por dividir por un millón y serían 324 toneladas bien ahora os
quería abrir un archivo este es un archivo que nos habla de balances de
materia aquí hay una grabación que realicé en su momento donde trato de
explicar detenidamente como se hacen los balances de materia vale si
queréis trabajar y profundizar en balances de materia os aconsejo que
veáis esta grabación vale está en el libro acceso y aquí tenéis pues
bueno una serie digamos de bueno un texto que es de muy fácil lectura una
serie digamos de recomendaciones para analizar balances de materia vale no
lo vamos a detener porque esto se ve en esa grabación y de hecho pues hay
ejemplos resueltos y vais a ver como en que se basa etcétera si os
decidís por revisar esta parte del temario que es el último tema que no
os puedo decir más cosas en este sentido bien después quería comentaros
tenía aquí unas preguntas antes de pasar a otras preguntas aquí aunque
no se ve muy bien está pequeñito os he hecho una recopilación de
preguntas de teoría de exámenes bueno no hay que desdeñar que en el
examen os quedará un tema y el tema son 1,5 puntos 1,5 puntos es
significativo de acuerdo vale pues esto más grande lo podéis descargar
este archivo y os he hecho una revisión de los temas que han ido saliendo
haciendo el salto de la pandemia porque en la pandemia no había estudios
exámenes desde el 22 es el año pasado hasta el 2016 son 5 o 6 años donde
he hecho una recopilación simplemente veáis a ver que si os molestáis a
leer a seguir saliendo veréis que una docena de temas ahí está todo como
mucho y donde hay quizás algunos temas que hay una cierta reiteración una
cierta reiteración al mismo bueno pues sobre todo bueno pues lo del
aluminio hijo de protección es algo que han oído veces el amoníaco
también esas propiedades coligativas pues no es tan habitual pero todo lo
relacionado con la corrosión definición, tipos de corrosión etcétera
prevención y control de la corrosión vemos aquí otro examen aquí hay la
síntesis del amoníaco del cloro ya poco más de síntesis inorgánica
amoníaco y cloro conversación expresión del carbono, la carboquímica la
dureza del agua ha salido este año en la PEC salió en el 2018 otra vez
aquí aluminio en el 2018 la corrosión por erosión, prevención y control
de la corrosión bueno aquí habla también del magnesio del hierro veamos
como la corrosión aquí tenemos esta metalurgia del hierro como veis
explicar el enlace metálico bueno esto es lo que hay pues el hierro y sus
compuestos la metalurgia del hierro que ha caído un par de veces claro
esto es muy difícil de saber pero bueno no hay tanta variedad de temas
bien vamos a seguir y tenía aquí ahora dos ejercicios interesantes la
reducción del óxido metálico esta vez se ha caído un par de veces en
exámenes como cuestión dice justifica en qué condiciones es más fácil
reducir un óxido metálico a metal a altas o bajas temperaturas vale bueno
aquí estamos escribiendo la reacción de formación de un óxido metálico
es el metal con oxígeno para dar el óxido metálico sabemos que la
estabilidad de un compuesto viene dado por la energía libre de Gibbs
incremento de G y esta a su vez es función de incremento de H incremento
de S vale se ve con este texto muy pequeño pero bueno sabemos que la
estabilidad de un compuesto será tanto mayor cuanto más negativa sea
incremento de G esto es de termodinámica importante cuanto más negativo
es incremento de G pues más estable aquí tenemos la reacción de
formación del óxido a partir de oxígeno y de metal se cumple que para
los óxidos metálicos incremento de H es negativo y también lo es
incremento de S ¿por qué? porque el sistema se ordena pasa de una
molécula y media depende del tipo de óxido a una más una que es gaseosa
y al final todos son sólidos y todo proceso de formación de un óxido
metálico es exotérmico incremento de H es negativo e incremento de S es
negativo lo veis también disminuye la entropía del sistema por lo tanto
incremento de G será tanto más negativa cuanto más pequeño sea el
término de incremento de S es decir cuanto menos sea la temperatura por lo
tanto el óxido más estable será cuanto más baja sea la temperatura
¿vale? entonces si nosotros queremos reducir el óxido, hacer esta
reacción en sentido contrario pues todo lo contrario que la temperatura
sea alta porque el óxido es tanto más estable cuanto más baja sea la
temperatura pero si queremos la reacción al revés, inversa que es la de
reducción del óxido ¿no? a elevadas temperaturas bueno, aquí tenéis
este otro ejercicio ya con el diagrama de Eiffel que determina si el
carbono si el sistema carbono dióxido de carbono puede reducir al óxido
ferroso justifique su respuesta y escriba la reacción global que tiene
lugar en caso de que sea posible diseñar la temperatura a la cual se
favorecerá la reducción bueno, aquí para hacer esta representación se
representa la energía libre de Eiffel en función de la temperatura ¿no?
de acuerdo con la formación de los óxidos correspondientes ¿no? y la
reacción del carbono ¿no? para producir CO2 ¿si? la reacción de
formación del óxido de hierro ¿no? fijaos que tendrá un incremento de H
negativo pero tendrá tengo que hacer esto más pequeño para escribir
¿vale? tendrá un incremento de H negativo y un incremento de S negativo
luego la reacción esta reacción cuando aumente la temperatura incremento
de G se hace más grande porque va subiendo esta recta ¿no? de pendiente
positiva roja porque el incremento de S es negativo ahora bien la
variación de entropía de la formación del dióxido de carbono es
prácticamente nula ¿por qué? porque tenemos una molécula gaseosa de
reactivos y una de productos entonces prácticamente es un tramo horizontal
la intersección de las dos rectas que veis aquí nos dará la temperatura
por encima de la cual se va a producir la reducción del óxido ferroso a
hierro pensad que vamos con la reacción inversa y cuanto más alta sea la
temperatura más nos va a interesar pues a partir de esta temperatura es
cuando el proceso será espontáneo ¿de acuerdo? bueno este también es
parecido al que hemos visto antes dice razonar en cual de los siguientes
supuestos es más fácil la reducción de un óxido metálico ¿vale? bueno
pues lo mismo de antes cuanto más negativa es la variación de energía
libre de Gibbs más estable es el óxido y más difícil será la reacción
inversa es decir su reducción ¿vale? que nos interesa que tengamos un
incremento de H positivo y por otra parte que incremento de S jeje que
incremento de S sea negativo claro cuanto más cuanto más negativa sea
incremento de S en la reacción ojo de formación del óxido ¿no? cuanto
más negativo sea será más grande de formación del óxido y por lo tanto
perdonad es el mismo razonamiento de antes esto es positivo esto es
negativo cuanto más grande sea la temperatura esto será por lo tanto más
positivo entonces como esto es la reacción del óxido para reducirse el
óxido ¿qué nos interesa? nos interesa que el incremento de H sea
negativo que será lo contrario de la reacción inversa pues incremento de
H positivo de formación del óxido incremento de S negativo de formación
del óxido y temperaturas elevadas por último tenía aquí un archivo una
cuestión algún problema se ve muy bien aunque vosotros lo podéis
descargar dice aquí cuando se quema azufre en condiciones estándar el
óxido que se obtiene en mayor proporción es el SO2 en lugar del SO3 por
consideraciones termodinámicas el SO3 es más estable ¿no? entonces bueno
aquí me dan las entalpías de formación del SO2 y del SO3 y vamos a ver
porque esto es así ¿no? aquí tenéis las entalpías de formación del
SO2 y del SO3 y si nosotros calculamos la entalpía del proceso de
oxidación de SO2 a SO3 incremento de H es negativo fijaos que el SO3
todavía desde el punto de vista de las entalpías es más favorable que el
SO2, lo veis ¿vale? por lo tanto el producto final tendría que ser SO3
que SO2, pero sin embargo experimentalmente no ocurre esto, sino lo que
ocurre experimentalmente que a pesar de que el SO3 sea más estable que el
SO2 ¿no? se obtiene el SO2 ¿vale? ¿y por qué? bueno, porque el SO3 se
obtiene en dos etapas primero pasa el SO2 y después de SO2 a SO3 con esta
oxidación, SO2 más un medio de O2 para dar SO3, ¿y qué ocurre? esta
reacción presenta una energía de activación muy elevada y a consecuencia
de que tenga una energía de activación muy elevada se precisa un
catalizador y también una catálisis fotoquímica entonces por esto la
reacción se obtiene en SO2, porque esta reacción de oxidación del SO2 a
SO3 es muy lenta y precisa de una catálisis en el medio ambiente es una
catálisis fotoquímica entonces cuando se quema el azufre se obtiene
esencialmente el SO2 se necesitan condiciones no extremas para poder
obtener el SO3 a pesar de que el SO3 es más estable que el SO2 ¿de
acuerdo? bueno, pues con esto vamos a finalizar la sesión, hemos abierto
una serie de preguntas de teoría distintas cuestiones cálculos
estereométricos, electroquímica y bueno pues ya nada más deseándonos
mucha suerte y cualquier duda pues tened mi correo electrónico que os
atiendo venga, hasta la próxima