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6. La reacción química

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La reacción química

PRESENTACIÓN En esta unidad el alumnado aprenderá a hacer cálculos estequiométricos de forma sistemática. Se presentará una casuística que permita abordar las dificultades de manera diferencial y graduada y se hará especial insistencia en los procedimientos de cálculo. De forma cualitativa, nos aproximaremos al estudio microscópico de las reacciones químicas para entender cómo sucede y cómo se puede alterar su curso en función de los distintos intereses. Consideramos muy interesante que el alumnado conozca algunas reacciones que tienen una gran incidencia en su entorno vital y pueda aplicar a esos casos los procedimientos que ha aprendido a lo largo de la unidad. Muchos de los casos analizados en la unidad se referirán a reacciones de ese tipo.

OBJETIVOS • Reconocer cuándo se produce una reacción química identificando todas las sustancias que participan en ella. • Ser capaz de proponer algún método para alterar el curso de una reacción (acelerándola o retardándola). • Manejar con soltura los balances de materia en las reacciones químicas. • Ser capaz de hacer cálculos en reacciones cuyas sustancias participantes se encuentren en cualquier estado físico o en disolución. • Trabajar con reacciones en las que participen sustancias con un cierto grado de riqueza o que transcurran con un rendimiento inferior al 100 %. Comprender el alcance del concepto «reactivo limitante». • Realizar balances energéticos derivados de reacciones químicas. • Ser capaz de aplicar lo aprendido a reacciones que se producen en el entorno próximo del alumnado (en su hogar o el medioambiente).

CONTENIDOS CONCEPTOS

• • • • • • • •

La reacción química como cambio que experimenta la materia. Interpretación microscópica de la reacción química. Factores que influyen en la velocidad de una reacción química; posibilidad de alterarlos. La ecuación química como representación analítica de una reacción. Cálculos de materia en las reacciones químicas. Cálculos energéticos en las reacciones químicas. Tipos de reacciones químicas. Reacciones químicas de interés biológico, industrial y medioambiental.

PROCEDIMIENTOS, • Plantear la ecuación de una reacción química y balancearla por tanteo. • Obtener el equivalente en mol de cierta cantidad de sustancia cualquiera que sean DESTREZAS las unidades en las que se presente. Y HABILIDADES • Realizar balances de materia y energía relativos a una reacción química. • Manejar con soltura los conceptos de riqueza, rendimiento y reactivo limitante. • Reproducir reacciones sencillas en el laboratorio y adiestrarse en el reconocimiento de la aparición de nuevas sustancias.

ACTITUDES

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• Comprender el papel de la química en la construcción de un futuro sostenible y nuestra contribución personal y ciudadana a esa tarea. • Adquirir responsabilidad en el trabajo de laboratorio, tanto en el cuidado del material como en la estrecha vigilancia de las reacciones que se llevan a cabo. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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PROGRAMACIÓN DE AULA

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EDUCACIÓN EN VALORES 1. Educación para la salud En esta unidad se tratan las reacciones ácido-base, algunas de las cuales tienen consecuencias para el estado físico de las personas. Se practica con ejemplos que simulan el empleo de antiácidos para contrarrestar la acidez de estómago y se comenta la importancia del pH en los productos cosméticos. Desde el punto de vista energético se hacen cálculos relativos a las calorías que aporta el consumo de una determinada cantidad de azúcar con la intención de que el alumnado comprenda de dónde procede este dato que se incluye en la información de muchos de los alimentos que consumimos. 2. Educación medioambiental Muchas reacciones químicas originan sustancias que tienen graves consecuencias para el entorno, como las reacciones de combustión. Paralelamente, tirar sustancias de forma incontrolada puede alterar el medioambiente de forma significativa. Es fundamental hacer ver al alumnado que, además de la importancia del papel de los gobernantes, dictando leyes y vigilando su cumplimiento, y el de las industrias, siendo escrupulosos en el cumplimiento de esas leyes, también es muy relevante el de la ciudadanía que, con su comportamiento, puede llevar a cabo gran cantidad de pequeñas actuaciones que, en conjunto, suponen importantes agresiones en el entorno. 3. Educación para el consumidor En nuestra faceta de consumidores con frecuencia nos manejamos con productos que sufren reacciones químicas. Dependiendo del caso, nos interesará retrasarlas (por ejemplo, para conservar los alimentos en buen estado durante el mayor tiempo posible) o acelerarlas (para cocinarlos o transformar sustancias). Conocer el modo en que se producen las reacciones químicas a nivel microscópico nos puede ayudar a buscar las condiciones idóneas para alterar su velocidad. Paralelamente, conocer la reacción mediante la que actúa una sustancia nos puede ayudar a elegir y comprar el producto idóneo para un fin, que no siempre coincide con lo que las técnicas de venta nos presentan. 4. Educación no sexista Abordar el estudio de los productos de limpieza y los productos cosméticos desde el punto de vista del proceso ácidobase que comprenden contribuye a dar una visión de estas tareas alejada de la cuestión del género al que habitualmente se atribuyen esas tareas. Se trata de interesar a todo el alumnado, chicos y chicas, en conocer cuál es el producto más adecuado para una finalidad, con la intención de que todos lo utilicen del modo más eficiente posible. Igualmente, cuando se habla de los problemas medioambientales asociados al mal uso de los carburantes, o a los vertidos irresponsables, se intenta sensibilizar a todos para que sean ciudadanos responsables del entorno en el que se desenvuelven.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Escribir la ecuación química ajustada de todas las sustancias que participan en una reacción. 2. Predecir factores o condiciones que modifiquen la velocidad a la que se produce una reacción química concreta. Aplicarlo a reacciones que transcurran en el entorno próximo de los alumnos o que tengan interés industrial o medioambiental. 3. Hacer balances de materia y energía en una reacción química, cualquiera que sea el estado en que se encuentren las sustancias. 4. Hacer cálculos estequiométricos de reacciones en las que intervengan reactivos con un cierto grado de pureza y con un rendimiento inferior al 100 %. 5. Realizar cálculos estequiométricos en procesos con un reactivo limitante. 6. Identificar el tipo de reacción que tiene lugar en un proceso del entorno próximo del alumno. Por ejemplo, procesos ácido-base (empleo de antiácidos o productos de limpieza) o procesos de combustión. 7. Analizar una reacción desde el punto de vista de su influencia en la construcción de un futuro sostenible. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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PROBLEMAS RESUELTOS

LA REACCIÓN QUÍMICA

PROBLEMA RESUELTO 1 El hierro se obtiene haciendo reaccionar óxido de hierro (III) con hidrógeno; como producto de la reacción se obtiene también agua. a) Escribe y ajusta la reacción. b) ¿Qué cantidad (en gramos) de óxido de hierro (III) debe reaccionar para obtener 5 kg de hierro? c) ¿Cuantas bombonas de hidrógeno hay que utilizar en el proceso si cada una es de 10 L y almacenan el hidrógeno a una presión de 20 atmósferas, a la temperatura de 25 °C?

Planteamiento y resolución a) Primero escribimos la ecuación química de la reacción y la ajustamos. Debajo de cada sustancia, escribimos los datos que conocemos. Luego expresamos en mol la cantidad de las sustancias que intervienen. Fe2O3 + 3 H2 → 2 Fe

+ 3 H2O

M(Fe ) = 55,8 g/mol → 5000 g de Fe ⋅

5 kg 89,6 mol

1mol de Fe = 89,6 mol de Fe 55,8 g de Fe

Obtenemos la cantidad, en mol, de cualquier otra sustancia de la reacción utilizando la proporción que indican los coeficientes estequiométricos de ambas. A continuación, expresamos las cantidades obtenidas en las unidades que nos pidan. b) Cálculo del Fe2O3 que hace falta: 89,6 mol de Fe ⋅

1mol de Fe2O3 = 44,8 mol de Fe2O3 2 mol de Fe

MFe2O3 = 55, 8 ⋅ 2 + 16 ⋅ 3 = 159,6 g/mol → 44,8 mol de Fe2O 3 ⋅

159,6 g de Fe2O 3 = 7,15 ⋅ 103 g de Fe2O3 1mol de Fe2O3

c) Cálculo del H2 que hace falta. Como es un gas, se utiliza la ecuación de los gases ideales para calcular el volumen que debe ocupar el H2 que se necesita: 3 mol de H2 89,6 mol de Fe ⋅ = 134,4 mol de H2 2 mol de Fe atm ⋅ L 134,4 mol ⋅ 0 , 082 ( 273 + 25 ) K mol ⋅ K nRT PV = nRT → V = = = 164,2 L P 20 L Hacen falta 17 bombonas ya que 164,2/10 = 16,42. No son suficientes 16 bombonas.

ACTIVIDADES 1

El ácido nítrico ataca al metal cobre dando nitrato de cobre (II) e hidrógeno. a) ¿Qué cantidad de ácido nítrico 2 M hace falta para disolver una moneda de cobre de 30 g? b) ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre (II) se obtendrán? c) ¿A qué temperatura tendrá lugar la reacción si el hidrógeno que se recoge ocupa un volumen de 4 L y ejerce una presión de 4 atm? Sol.: a) 470 mL; b) 65,6 g; c) 142 °C

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2

La troilita (FeS) es un mineral de hierro de color gris pardo. Cuando se hace reaccionar con oxígeno produce óxido de hierro (III) y dióxido de azufre, un gas que se emplea en la fabricación del ácido sulfúrico. a) Escribe y ajusta la reacción. b) ¿Cuántos gramos de óxido de hierro (III) se podrán obtener de una muestra de 50 g de troilita con un 80 % de riqueza en FeS? c) ¿Qué presión ejercerá el dióxido de azufre obtenido si se recoge en una bombona de 8 L cuando la temperatura es de 60 °C? Sol.: b) 36,7 g; c) 1,57 atm

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PROBLEMAS RESUELTOS

LA REACCIÓN QUÍMICA

PROBLEMA RESUELTO 2 El amoniaco reacciona con el oxígeno para dar monóxido de nitrógeno y agua en un proceso en que se liberan 290 kJ por cada mol de amoníaco que reacciona. En un recipiente que contiene 112 L de oxígeno en condiciones normales se introducen 85 g de amoníaco. a) Escribe y ajusta la reacción. b) ¿Cuántos gramos de monóxido de nitrógeno se podrán obtener, como máximo, en el proceso? c) ¿Qué cantidad de energía se obtendrá? d) Qué volumen ocupará el agua obtenida si se recoge a 50 °C. Dato: densidad del agua a 50 °C = 1 g/mL.

Planteamiento y resolución a) Escribimos la ecuación química de la reacción y la ajustamos. Debajo de cada sustancia, escribimos los datos que conocemos. Expresamos en mol la cantidad de las sustancias que intervienen. MNH3 = 14 + 3 ⋅ 1 = 17 g/mol → 85 g de NH3 ⋅

1mol de NH3 = 5 mol de NH3 17 g de NH3

Como el oxígeno es un gas, utilizamos la ecuación de estado de los gases ideales: 2 NH3 + 5/2 O2 85 g

112 L en C.N.

5 mol

5 mol

→ 2 NO + 3 H2O

PV = nRT → n =

PV = RT

1 atm ⋅ 112 L = 5 mol atm ⋅ L 0, 082 ⋅ 273 K mol ⋅ K

Dado que se ponen en contacto cantidades concretas de los dos reactivos, debemos sospechar que uno de ellos actúa como reactivo limitante. Partimos de la cantidad de uno de ellos y calculamos la cantidad que haría falta del otro para reaccionar con él. Obtenemos la cantidad, en mol, de cualquier otra sustancia de la reacción utilizando la proporción que indican los coeficientes estequiométricos de ambas. 5 mol de NH3 ⋅

5/2 mol de O2 = 6,25 mol de O 2 2 mol de NH3

El reactivo limitante es el O2, ya que no tenemos los 6,25 mol de esta sustancia que hacen falta para reaccionar con los 5 mol de NH3 presente. b) La cantidad de NO que se puede obtener como máximo es la que permite el O2 presente: 5 mol de O 2 ⋅

2 mol de NO = 4 mol de NO → M(NO ) = 14 + 16 = 30 g/mol → 5/2 mol de O2 → 4 mol de NO ⋅

30 g de NO = 120 g de NO 1mol de NO

c) La cantidad de energía que se obtendrá va a depender de los mol de NH3 que reaccionen: 2 mol de NH3 290 kJ 5 mol de O 2 ⋅ = 4 mol de NH3 → 4 mol de NH3 ⋅ = 1160 kJ 5/2 mol de O2 1mol de NH3 d) Calculamos la masa de agua que se obtiene, utilizando las proporciones estequiométricas, y luego el volumen equivalente, por medio del dato de la densidad: 3 mol de H2O 5 mol de O 2 ⋅ = 6 mol de H2O → M(H2O ) = 2 ⋅ 1+ 16 = 18 g/mol → 5/2 mol de O2 → 6 mol de H2O ⋅

18 g de H2O = 108 g de H2O 1mol de H2O

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PROBLEMAS RESUELTOS

LA REACCIÓN QUÍMICA

PROBLEMA RESUELTO 3 Cuando se calienta el amoniaco se descompone dando nitrógeno e hidrógeno. En un recipiente se introducen 30 g de amoniaco y se calientan; cuando la descomposición ha terminado, se encuentra que se han producido 30 L de nitrógeno, medidos a 0,8 atmósferas y 125 °C. Determina el rendimiento de la reacción y la cantidad de hidrógeno que se habrá obtenido, también a 0,8 atmósferas y 125 °C.

Planteamiento y resolución Escribimos la ecuación química de la reacción y la ajustamos. Debajo de cada sustancia, escribimos los datos que conocemos. Expresamos en mol la cantidad de las sustancias que intervienen. MNH3 = 14 + 3 ⋅ 1 = 17 g/mol → 30 g de NH3 ⋅

1mol de NH3 = 1,76 mol de NH3 17 g de NH3

Como el nitrógeno es un gas, utilizamos la ecuación de estado de los gases ideales: 2 NH3

→

30 g

+ 3 H2

N2 30L, 0,8 atm, 125 °C

1,76 mol

PV = nRT → n =

0,74 mol

PV 0,8 atm ⋅ 30 L = = 0,74 mol atm ⋅ L RT 0, 082 ⋅ ( 273 + 125) K mol ⋅ K

La estequiometría del proceso nos permitirá calcular la cantidad de N2 que se podría obtener si todo el NH3 se hubiese transformado (es la cantidad teórica). 1,76 mol de NH3 ⋅ → Rendimiento =

1mol N2 = 0,88 mol N2 → 2 mol de NH3

Cantidad que se obtiene realmente 0, 74 ⋅ 100 = 84 ,1% ⋅ 100 → Rendimiento = Cantidad que se obtendría en teoría 0, 88

Determinaremos el volumen de H2 que se ha obtenido a partir de la cantidad de N2 que se ha obtenido de forma efectiva. Como los dos gases están en las mismas condiciones de presión y temperatura, la proporción en volumen es la misma que en partículas: 3 L H2 30 L de N2 ⋅ = 90 L H2 1L de N2

ACTIVIDADES 1

2

254

Cuando se calienta el monóxido de carbono se descompone en carbón y oxígeno. Para que se descomponga 1 mol de monóxido de carbono hacen falta 110 kJ. Calcula la masa de oxígeno que se obtendrá si utilizamos 500 kJ y el proceso va con un rendimiento del 75 %. Sol.: 54,54 g El butano (C4H10) arde con oxígeno dando dióxido de carbono y agua. Una cocina mide 3 m de largo, 2 de ancho y 2,5 de alto. Hemos encendido la cocina y nos hemos olvidado de apagarla. a) ¿Habrán podido arder los 4 kg de butano que quedaban en la bombona?

b) ¿Qué cantidad de dióxido de carbono se habrá obtenido? Datos: El aire tiene un 21 % en volumen de oxígeno. Al encender la cocina, la presión era de una atmósfera y la temperatura de 25 °C. Sol.: a) No; b) 6,98 kg de CO2 3

Industrialmente, el metanol (CH3OH) se obtiene haciendo reaccionar monóxido de carbono e hidrógeno a elevadas presiones y temperaturas. Calcula la masa de metanol que se puede obtener a partir del monóxido de carbono contenido en un reactor de 50 L, a 100 atm de presión y 250 °C si el rendimiento de la reacción es del 80 %. Sol.: 2,98 kg

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ACTIVIDADES PROPUESTAS

LA REACCIÓN QUÍMICA

ACTIVIDADES 1

Cuando se calienta el nitrato de manganeso (II) hexahidratado se descompone en dióxido de manganeso y dióxido de nitrógeno. Calcula la cantidad de cada una de estas sustancias que se obtiene cuando se calienta hasta su total descomposición una muestra de 50 g de esa sustancia.

5

Sol.: 15,12 g de MnO2 y 16 g de NO2 2

El nitrometano (CH3NO2) es un combustible muy energético. Cada vez que se quema 1 mol de esta sustancia se obtiene dióxido de carbono, agua, gas nitrógeno y 709,2 kJ. Calcula la cantidad de energía que se produce y los moles de CO2 que se echan a la atmósfera cada vez que se quema 1 kg de nitrometano. Nota: Cada vez que se quema 1 kg de gasolina (C8H18) se producen 47 800 kJ y se echan a la atmósfera 70 mol de CO2.

a) ¿Se habrá capturado todo el dióxido de carbono? b) ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio se habrán obtenido? Sol.: a) No; b) 31,8 g de Na2CO3 6

Sol.: 11 626 kJ; 16,39 mol de CO2 3

El tricloruro de fósforo reacciona con el fluoruro de hidrógeno para dar trifluoruro de fósforo y ácido clorhídrico. En una bombona que contiene 5 L de gas HF en condiciones normales se introducen 15 g de tricloruro de fósforo y se ponen en condiciones de reaccionar. a) ¿Cuantos gramos de trifluoruro de fósforo se obtendrán como máximo? b) Si el HCl que se obtiene se disuelve en agua hasta tener un volumen de 100 mL, ¿cuál será la concentración de la disolución resultante? Sol.: Sol: a) 6,424 g de PF3; b) [HCl] = 2,2 M

4

El ácido fosfórico reacciona con el bromuro de sodio dando monohidrógenofosfato de disodio y bromuro de hidrógeno en estado gaseoso. En un análisis se añaden 100 mL de ácido fosfórico 2,5 M a 40 g de bromuro de sodio. a) ¿Qué cantidad, en gramos, de monohidrógenofosfato de disodio se habrá obtenido? b) Si se recoge el bromuro de hidrógeno en un recipiente de 500 mL, a 50 °C, ¿qué presión ejercerá?

Uno de los métodos para captar el dióxido de carbono que se produce en una combustión y evitar que pase a la atmósfera consiste en hacerle pasar por una disolución de hidróxido de sodio; se formará carbonato de sodio, una sal no volátil, y agua. En una reacción se han producido 9 L de dióxido de carbono, medidos en condiciones normales, y se les hace pasar por 200 mL de una disolución 3 M de NaOH.

Cuando la plata reacciona con oxígeno se forma monóxido de diplata y se liberan 141 kJ por cada kg de plata que se oxida. Una muestra de 250 g de plata se introduce en un recipiente que contiene 10 L de oxígeno en condiciones normales y se les pone en situación de que reaccionen. a) ¿Desaparecerá la plata? b) ¿Cuántos gramos de monóxido de diplata se habrán formado? c) ¿Cuánta energía se habrá liberado? Sol.: a) No; b) 208,62 g de Ag2O; c) 27,4 kJ

7

Uno de los métodos de obtención del hidrógeno consiste en hacer pasar vapor de agua sobre carbón a elevada temperatura; se obtiene, además, dióxido de carbono. En una ocasión se hacen pasar 300 g de vapor de agua sobre una muestra de 100 g de carbón; al finalizar el proceso se recogieron 25 L de hidrógeno que ejercían una presión de 15 atm cuando se encontraba a 80 °C. Calcula: a) El rendimiento de la reacción. b) Los gramos de dióxido de carbono que se han obtenido. Sol.: a) 77,76 %; 285,12 g de CO2

Sol.: a) 27,7 g de Na2HPO4; b) 20,66 atm.

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EXPERIENCIA EN EL LABORATORIO

LA REACCIÓN QUÍMICA Reacción entre KI y Pb(NO3)2 Objetivo

Observar la formación del precipitado que se forma cuando reacciona el yoduro de potasio (KI) con el nitrato de plomo (II) (Pb(NO3)2).

Material • 2 vidrios de reloj • 2 vasos de precipitados de 100 mL • Espátula • 2 varillas agitadoras • Balanza

• Montaje para filtrar a vacío (optativo) Kitasatos, embudo buchner con papel de filtro o placa filtrante, trompa de agua o bomba de vacío • Agua destilada • IK, Pb(NO3)2

PROCEDIMIENTO 1. Tara la balanza y pesa, en uno de los vidrios de reloj 8 g de KI. 2. Tara la balanza y pesa, en el otro vidrio de reloj 16 g de Pb(NO3)2. 3. En cada uno de los vasos de precipitados pon unos 50 mL de agua destilada. Disuelve en uno de ellos el KI que has pesado y en el otro, el Pb(NO3)2. Agita cada uno con una varilla diferente hasta que los dos estén perfectamente disueltos.

4. Vierte la disolución de KI sobre la de Pb(NO3)2. Cuando hayas terminado, remueve un poco para facilitar el contacto y luego deja reposar.

5. Prepara el montaje para filtrar a vacío. Añade poco a poco la mezcla asegurándote de que solo filtra el disolvente. Lava el precipitado con agua destilada unas tres veces.

6. Deja que la trompa de vacío retire toda el agua del precipitado que sea posible. Cuando hayas terminado, por el precipitado sobre un vidrio de reloj y déjalo en la estufa, a 110 °C toda la noche.

7. Al día siguiente, pesa la cantidad de precipitado que has obtenido.

CUESTIONES 1

Escribe la ecuación de la reacción que se ha formado. ¿Por qué sabes que se ha producido la reacción? Reactivos

Productos

2

De qué color son las disoluciones de partida, el sólido que se forma y el líquido que queda en contacto con él.

3

¿Por qué hacemos una filtración a vacío?

4

¿Por qué lo dejamos en la estufa a 110 °C? ¿Conseguiríamos lo mismo si lo dejásemos a 80 °C?

5

Calcula el rendimiento de la reacción.

NOTA: Dependiendo de los medios y del tiempo disponible, se podrá hacer la práctica tal y como está escrita o limitarse a observar la reacción que se produce.

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EXPERIENCIA EN EL LABORATORIO

LA REACCIÓN QUÍMICA

Reacción entre el CaCO3 y HCl Material

Objetivo

• Embudo de decantación sin tapón • Erlenmeyer con tapón de goma bihoradado • Cristalizador o recipiente con agua

Observar una reacción química en la que se solubiliza un sólido y aparece un gas.

• Tubo de ensayo un poco grueso • Tubos de vidrio y gomas de conexión • Pequeños trozos de mármol (CaCO3) • Disolución de HCl 2 M

PROCEDIMIENTO 1. Realiza un montaje como el de la figura:

HCl

CO2

H2O CaCO3

En el recipiente de la derecha, invierte el tubo de ensayo lleno de agua y haz que el tubo de vidrio que conecta con el erlenmeyer entre dentro de él.

2. Deja que gotee el HCl sobre las piedras de mármol. Verás que dentro del tubo de ensayo aparecen unas burbujas de gas que van desplazando el agua. Sigue hasta que, al menos, el nivel de agua llegue a la mitad del tubo.

CUESTIONES 1

Escribe la reacción que se produce.

2

Explica por qué ponemos un tapón en el erlenmeyer. ¿Qué pasaría si estuviese abierto?

3

¿Por qué se pide que el mármol esté en trozos pequeños?

4

En las cocinas antiguas había piezas de mármol. Con frecuencia nos reñían si derramábamos vinagre o zumo de limón. Investiga por qué y relaciónalo con la práctica que acabas de realizar en esta página. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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EXPERIENCIA EN EL AULA

LA REACCIÓN QUÍMICA

Reacción entre el vinagre y el bicarbonato Material

Objetivo

• Un vaso de agua • Una cucharilla pequeña

Comprobar la reacción que se produce al poner en contacto ambas sustancias.

• Vinagre • Bicarbonato o sal de frutas

PROCEDIMIENTO 1. Pon vinagre en el vaso hasta una altura de unos dos dedos. 2. Añade una cucharada de bicarbonato o de sal de frutas. 3. Observa todo lo que sucede hasta que cesa el burbujeo.

CUESTIONES 1

Observa la etiqueta del bicarbonato o de la sal de frutas y completa la fórmula del compuesto que estamos utilizando en esta reacción.

2

Investiga la fórmula del ácido del vinagre y escribe la ecuación de la reacción que se produce. ¿Qué es lo que burbujea?

3

Describe el aspecto del vaso cuando se está produciendo la reacción y una vez que ha terminado.

4

Cuando tenemos acidez de estómago tomamos bicarbonato. Es frecuente que, a continuación, nos salga algún eructo. ¿Qué es el eructo?

Huesos saltarines Objetivo Comprobar que se ha producido una reacción química por los cambios que se aprecian en la materia.

Material • Huesos pequeños de pollo limpios de carne (puede estar cocinado)

• Tarro en el que quepan los huesos • Vinagre

PROCEDIMIENTO 1. Limpia los huesos de restos de carne. 2. Mételos en el tarro y cúbrelos de vinagre. 3. Déjalos una o dos semanas cubiertos.

4. Sácalos y comprobarás que el hueso se ha vuelto flexible. Si lo dejas caer desde una cierta altura, el hueso rebotará.

CUESTIONES

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1

Investiga qué sustancia da rigidez a los huesos.

2

Basándote en esta experiencia, propón una teoría que justifique por qué el vinagre hace que los huesos se vuelvan flexibles. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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APLICACIONES

LA REACCIÓN QUÍMICA

CIENCIA Y TÉCNICA

Limpieza de objetos de plata La formación del óxido supone una pérdida del metal que puede ser gravosa en algunos casos, como en la plata. ¿Hay forma de convertir nuevamente el óxido en metal? En el caso concreto de la plata, podemos poner el objeto oxidado en contacto con aluminio y se formará el óxido de aluminio a la vez que se recupera la plata en estado de metal no oxidado. En esto se basan algunos productos que venden para limpiar plata y que podemos sustituir fácilmente por lo siguiente: Envuelve el objeto de plata oxidado en papel de aluminio, procurando que exista un buen contacto. Introduce el conjunto en un recipiente de agua con un poco de sal o bicarbonato de sodio, para favorecer el movimiento de las cargas, y déjalo unas horas (dependiendo del tamaño del objeto y de lo oxidado que esté). Luego lava bien el objeto y sécalo. Verás que su aspecto vuelve a ser brillante, como recién comprado

Reacciones de los metales Es frecuente, ver objetos metálicos que se transforman con el tiempo. Las antiguas llaves de hierro suelen mostrar pequeñas escamas de óxido que se desprenden con facilidad; con el tiempo, puede que incluso la llave se rompa. Los recipientes de cobre antiguos muestran una capa verde azulada del óxido que los va desgastando. Las cañerías de plomo filtran agua por los orificios que se producen cuando se oxidan. Los objetos de plata se oscurecen con el tiempo cubriéndose de una fina capa de óxido. Podríamos repasar la mayor parte de los metales conocidos y comprobar que se transforman en óxidos cuando están en contacto con el aire y la humedad y que esos óxidos tienen unas propiedades muy distintas a las del metal original. Solo los metales nobles, como el oro o el platino, se resisten a la oxidación con el paso del tiempo. Esta transformación en óxido limita la utilización de los metales. Antiguamente, se fabricaban utensilios de cocina de hierro o de cobre. También se usaban recipientes de cerámica a los que se daba un acabado vítreo a base de óxidos metálicos. Con el uso era frecuente que algunos metales o sus compuestos se desprendiesen y se mezclasen con el alimento dando lugar, al cabo del tiempo, a intoxicaciones debidas a los metales pesados: el plomo produce daños en el cerebro, sistema nervioso y riñones; el mercurio afecta, además, a la vista; el cadmio provoca cáncer de próstata; el cobre, insuficiencia hepática; el hierro, trastornos hepáticos y digestivos. Para evitar estos problemas y las pérdidas económicas que ocasiona la corrosión, se han buscado soluciones que proceden, en su mayoría, de la propia química. Si no es posible sustituir el metal por otro material que no se oxide (como se ha hecho con los utensilios de cocina), se les recubre de otro material inoxidable (como el plástico) o de otro metal más resistente; actualmente se emplea hierro galvanizado, que es hierro recubierto con una placa de cinc. Otras veces se pone el metal en contacto con otro que tenga más tendencia a oxidarse que él; las cañerías de hierro se conectan con fragmentos de magnesio que captan el oxígeno que les llegue formando el óxido de magnesio y evitando que se forme el óxido de hierro correspondiente. En algunos metales se provoca la formación de una capa de óxido muy fina que recubre y protege el objeto evitando que la oxidación penetre en su interior; es la técnica de pasivado para lo cual se introduce un objeto de hierro o de aluminio en una disolución de ácido nítrico.

CUESTIONES 1

Escribe la reacción que se produce cuando limpias los objetos de plata oxidados con aluminio. Indica cuál es el elemento que pierde electrones (se oxida) y cuál el que los gana (se reduce).

2

Últimamente se colocan en los parques algunas esculturas metálicas que tienen aspecto de estar oxidadas ¿Significa que se han vuelto viejas en poco tiempo?

3

Si eres de una zona marinera sabrás que los barcos se pintan con mucha frecuencia ¿es debido a que la gente del mar cuida mucho la estética o hay alguna otra razón?

4

Las conducciones de agua de las casas antiguas eran de hierro o de cobre mientras que en las de reciente construcción suelen ser de plástico. Indica alguna razón que haya provocado el cambio. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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CURIOSIDADES Y ANÉCDOTAS

LA REACCIÓN QUÍMICA

HISTORIA DE LA CIENCIA

El fuego y su extinción

El flogisto La teoría del flogisto fue una teoría propuesta en el siglo XVIII por J. J. Becher. Según esta teoría, el flogisto era un componente de las sustancias. Cuando se producía la combustión, el flogisto se desprendía de ellas. Aunque la teoría estaba equivocada, sirvió para avanzar en la interpretación de numerosas reacciones químicas, como la calcinación de los metales. Algún tiempo después Lavoisier ofreció una explicación correcta de la combustión: combinación con oxígeno.

Palanca de operación Asa de acarreo

CO2 líquido Tubo de sifón

Boquilla difusora

Esquema de un extintor de CO2

La reacción de combustión es un proceso químico en el que una sustancia, el combustible, reacciona con otra, el comburente, produciendo gran cantidad de energía. Habitualmente, empleamos esta reacción de forma controlada, para obtener energía calorífica que se utiliza en la cocina o las calefacciones, o para transformar en otro tipo de energía, como la energía eléctrica o la mecánica que permite el movimiento de los vehículos a motor. Otras veces, la combustión se produce de forma accidental; una chispa eléctrica, la acción de los rayos solares sobre una superficie pulimentada o un cigarro mal apagado pueden provocar un fuego que, si no se ataja en poco tiempo, es capaz de producir efectos devastadores tanto en objetos que arden como en otros que sufren graves transformaciones a elevadas temperaturas, como algunas estructuras de edificios. La extinción del fuego de cierta envergadura es trabajo de profesionales. Sus acciones suelen estar en tres direcciones: rebajar la temperatura, impedir que el combustible entre en contacto con el comburente y dificultar la propagación de la reacción de combustión. Para rebajar la temperatura se suele utilizar el agua, lanzada en chorros a presión o en forma de lluvia, para cubrir una zona mayor. Esta técnica es adecuada cuando el incendio afecta a combustibles sólidos, como la madera, y es el método más frecuente cuando se trata de apagar grandes incendios en los bosques. Cuando tenemos un objeto delimitado que sufre riesgo de sufrir un incendio, como un camión que transporta combustible y que ha sufrido un golpe, se protege con espuma, agua mezclada con una sustancia espumante que la retiene y hace más duradero su efecto rebajando la temperatura del objeto en riesgo. Si el fuego se está produciendo en un lugar donde hay instalaciones eléctricas no podremos utilizar agua en su extinción, ya que es un material conductor y correrían graves riesgos las personas implicadas en la tarea. Sucede algo similar si se está quemando un combustible líquido e insoluble en agua, como el petróleo; el agua formará un soporte líquido sobre el que se puede extender el petróleo, menos denso, lo que facilita su propagación. En estos casos se usa CO2 a presión, un gas más denso que el aire y que impide la acción comburente del O2; cuando el CO2 sale del extintor, se expande, con el consiguiente descenso de temperatura, un efecto añadido que favorece el control del incendio. La utilización del CO2 en la extinción de incendios tiene otra ventaja añadida y es que, al ser un gas, no deja residuos que dañen la instalación sobre la que actúan, como sucede con el empleo de agua, espumas o polvo químico.

CUESTIONES

260

1

Escribe la reacción de combustión del butano (C4H10) y explica el papel del agua y del CO2 como agentes extintores del fuego.

2

Representa en un esquema el nivel energético de los reactivos y los productos en la reacción de combustión. Explica si se trata de un proceso exo o endotérmico.

3

Uno de los métodos que se utilizan desde antiguo para apagar un fuego consiste en taparlo con una manta. Explica como puede ser esto si la manta suele estar hecha de lana y este es un material combustible.

4

En la práctica para hacer en casa se describe un método para obtener CO2. Basándote en ella, construye un extintor casero. Utiliza una botella de plástico con tapón, una pajita…, y tu imaginación.

5

Imagina que eres el responsable de un equipo de bomberos de tu localidad y, cerca de ella, se ha producido un incendio que amenaza con llegar a una industria química en la que se almacena material inflamable. Repasa los métodos de control de incendio que se comentan en la lectura anterior y propón alguna acción preventiva para minimizar el peligro. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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BANCO DE DATOS

LA REACCIÓN QUÍMICA

Energía de enlace Ácido

Base conjugada

Fuerza del ácido Ácidos débiles

Ácido perclórico

ClO

Bases débiles

−

ClH

Ácido clorhídrico

Cl

HNO3

Ácido nítrico

NO3

H2SO4

Ácido sulfúrico

HSO4−

H3O+

Ion hidronio

H2O

H2SO3

Ácido sulfuroso

HSO3−

HSO4−

Ion bisulfato

SO42−

H3PO4

Ácido fosfórico

H2PO4−

FH

Ácido fluorhídrico

F−

CH3−COOH

Ácido acético

CH3−COO−

H2CO3

Ácido carbónico

HCO3−

HSO3−

Ion bisulfito

SO32−

SH2

Ácido sulfhídrico

SH−

H2PO4−

Ion hidrógeno fosfato

HPO42−

NH4+

Ion amonio

NH3

CNH

Ácido cianhídrico

CN−

HCO3−

Ion bicarbonato

CO32−

HPO42−

Ion dihidrógenofosfato

PO43−

HS−

Ion sulfhidrilo

S2−

H2O

Agua

OH−

NH3

Amoniaco

NH2−

OH−

Ion hidróxido

O2−

Fuerza de la base

HClO4

Ácidos fuertes

− 4

Bases fuertes

Indicadores Indicador

pH del cambio

Color del ácido

Color de la base

0-2

Amarillo

Violeta

1,7-3,2

Rojo

Amarillo

Amarillo de metilo

2-4

Rojo

Amarillo

Rojo Congo

3-5

Azul

Rojo

4,2-6,2

Rojo

Amarillo

Violeta de metilo Azul de timol

Rojo de metilo Azul de bromotimol

6-7,6

Amarillo

Azul

Tornasol

6-8

Rojo

Azul

Rojo de fenol

7-8,5

Amarillo

Rojo

Fenolftaleína

8-10

Incoloro

Rojo

Timolftaleína

8,6-10

Incoloro

Azul

Amarillo de alizarina

10-12

Amarillo

Violeta

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FICHA 1

¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Los catalizadores más empleados en la industria química sirven para aumentar la velocidad de una reacción y se denominan catalizadores positivos, pero existen también catalizadores negativos o inhibidores, que disminuyen la velocidad de reacción, como son, por ejemplo, los antioxidantes y conservantes que se añaden a muchos alimentos en conserva para impedir su oxidación y descomposición. Existen varios tipos de catalizadores. Los catalizadores de contacto suelen ser metales de transición finamente divididos, como platino, paladio, níquel u óxidos de dichos metales. Su actuación es muy específica; solo catalizan determinadas reacciones. Es suficiente con pequeñas cantidades de ciertas sustancias o venenos para que el catalizador pierda su actividad. En estos catalizadores, las moléculas reaccionantes se adsorben en puntos activos de su superficie, produciéndose la reacción. A continuación, se produce la deserción de las nuevas moléculas formadas. Este proceso se produce por la intervención de fuerzas de Van der Waals, de forma que algunos enlaces de las moléculas adsorbidas se debilitan y su ruptura, para formar los productos, se produce con mayor facilidad. En muchas reacciones entre gases se utilizan catalizadores de contacto en la llamada catálisis heterogénea. Por ejemplo, en los tubos de escape de los automóviles, se encuentran convertidores catalíticos de contacto (platino, paladio y rodio). Otro tipo de catalizadores importantes son los biocatalizadores o enzimas, suelen ser proteínas de elevada masa molecular, altamente específicas, que catalizan reacciones que tienen lugar en los seres vivos. Por ejemplo, permiten que puedan tener lugar en vivo reacciones químicas a temperaturas propias de los organismos, 37 °C para el cuerpo humano, y a baja presión, aproximadamente la presión atmosférica, que en otras condiciones se producirían con dificultad.

1

¿Qué función tienen los conservantes y antioxidantes alimentarios?

SOLUCIÓN

2

Escribe algunos catalizadores negativos o inhibidores que se utilicen en los alimentos

SOLUCIÓN

3

¿Por qué se utilizan catalizadores de contacto en los tubos de escape de los automóviles?

SOLUCIÓN

continúa 앶앸

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FICHA 2

¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Escape múltiple Convertidor automático Tubo de escape Compresor de aire

4

O2, CO, NO

Tubo trasero O2, CO2, N2, H2O

¿Qué efecto tienen las levaduras en el proceso de obtención del vino?

SOLUCIÓN

5

Busca información y escribe algunos biocatalizadores que intervienen en las reacciones químicas de los sistemas biológicos

SOLUCIÓN

6

El azúcar arde en el aire a una temperatura superior a 500 °C, formándose dióxido de carbono y vapor de agua. Explica: ¿cómo las personas pueden metabolizar azúcar dentro de su organismo a una temperatura de 37 °C.

SOLUCIÓN

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FICHA 3

¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

La velocidad de cualquier reacción química aumenta mucho con la temperatura. Esta es la causa por la que algunas reacciones muy exotérmicas (reacciones de mezclas detonantes), pero con una elevada energía de activación, no se producen a temperatura ambiente, pero a causa de una chispa o una cerilla encendida, provocan una violenta explosión. La primera interpretación cuantitativa de la relación entre la temperatura y la velocidad de reacción se debe al físico sueco Arrhenius, que en 1899, propuso la ecuación exponencial: −

Ea

k = A ⋅ e R⋅T Siendo k la constante de velocidad de reacción, Ea la energía de activación (en kJ/mol), R la constante de los gases (8,314 J/(K ⋅ mol)), T la temperatura absoluta y A una constante que representa la frecuencia de las colisiones y se conoce como factor de frecuencia. El factor exponencial hace que k y, por tanto, la velocidad de reacción, aumente mucho con la temperatura. Un pequeño incremento de temperatura produce un gran incremento del número de moléculas que tienen la energía de activación necesaria para reaccionar.

7

¿Qué le sucede a una manzana partida por la mitad, si una parte se conserva en un congelador, a temperaturas bajo cero, y la otra se deja a temperatura ambiente, por encima de 20 °C?

SOLUCIÓN

8

¿Qué recomendación aparece en los envases de algunos medicamentos y alimentos para evitar que se estropeen a causa de la temperatura?

SOLUCIÓN

continúa 앶앸

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¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

NOMBRE: 9

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FICHA 4

CURSO:

FECHA:

Escribe algunos ejemplos de mezclas detonantes.

SOLUCIÓN

10

Contesta.

SOLUCIÓN a) ¿Qué relación existe entre la constante de velocidad k y el factor de frecuencia A?

b) ¿Qué significa el signo negativo asociado al exponente Ea /RT?

c) ¿Cómo se explica el aumento de la velocidad de reacción con la temperatura? d) Representa la ecuación de Arrhenius en forma logarítmica.

⎛ 1⎞ e) Tomando log k en ordenadas y la inversa de la temperatura absoluta ⎜⎜⎜ ⎟⎟⎟ en abscisas, ⎝T ⎠ ¿qué tipo de gráfica resulta?

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FICHA 5

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

1. EJERCICIO RESUELTO Durante la reacción de 3,425 g de un metal alcalino terreo con el agua se desprendieron 560 mL de hidrógeno en condiciones normales. SOLUCIÓN a) Escribe la reacción química ajustada. M + H2O → M(OH)2 + H2 (siendo M el símbolo del metal desconocido) b) Calcula los moles de hidrógeno obtenidos. Como un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L en condiciones normales: ⎛ 1mol ⎞⎟ ⎟⎟ = 0,025 mol de H2 0,560 L ⋅ ⎜⎜⎜ ⎝ 22,4 L ⎠⎟ c) ¿Cuántos moles de metal han reaccionado? De la ecuación ajustada se observa que por cada mol de hidrógeno formado ha reaccionado un mol del metal. Como consecuencia, si se han formado 0,025 mol de hidrógeno habrán reaccionado 0,025 mol del metal. d) Determina qué metal se tomó para la reacción consultando la tabla periódica. Conocido el número de moles del metal se puede obtener su masa atómica: m (g) m (g) 3,425 g n= →M= = = 137 u M (g/mol) n 0,025 mol El resultado obtenido corresponde con la masa atómica del bario.

11

Para la identificación de un metal alcalinotérreo desconocido se hace reaccionar una masa 0,5 g del metal con 20 mL de ácido clorhídrico 6 M. Una vez que ha terminado completamente la reacción, se mide el volumen de hidrógeno desprendido, medido en condiciones normales, resultando ser de 470 mL. Datos: masas atómicas de los metales alcalino-terreos: Metal Masa atómica (u)

Berilio

Magnesio

Calcio

Estroncio

Bario

Radio

9

24

40

88

137

226

SOLUCIÓN a) Escribe la reacción ajustada. b) Determina los moles de hidrogeno obtenidos.

continúa 앶앸

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FICHA 6

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

c) Deduce los moles del metal que han reaccionado.

d) Identifica el metal.

e) Señala algunas de las posibles causas por las que el resultado no coincide exactamente con el dato para la masa atómica del magnesio (24,3 u).

f ) Indica el reactivo limitante y el que se encuentra en exceso.

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FICHA 7

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

El fuego es el resultado de una rápida reacción de oxidación, denominada combustión, que se caracteriza por la emisión de calor y luz, acompañada generalmente, de humo y llamas. En las combustiones interviene una sustancia que se oxida (el combustible-agente reductor, que se oxida cediendo electrones a un agente oxidante), y una sustancia oxidante, (el comburente-agente oxidante, que se reduce captando electrones a un agente reductor). En función de la velocidad en la que se desarrolla una oxidación, se clasifican en: • Oxidaciones lentas y muy lentas, se producen sin emisión de luz ni de calor apreciable, como la oxidación del hierro después de varios meses (más acusado en ambientes próximos al mar) o la del papel al cabo de varios años. • Oxidaciones rápidas, se producen con fuerte emisión de luz y calor, como la combustión del papel. • Cuando las combustiones son muy rápidas, o instantáneas, se producen las explosiones En el caso de que la velocidad de propagación del frente en llamas es menor que la velocidad del sonido (ondas subsónicas de de 1 m/s a 340 m/s), se denomina deflagración, como por ejemplo, las explosiones de gas butano. Si la velocidad de propagación del frente de llamas es mayor que la velocidad del sonido (ondas supersónicas), a la explosión se le llama detonación. Como, por ejemplo, la explosión de la pólvora.

12

Contesta.

SOLUCIÓN

NO ÍGE OX

b) La pólvora es una mezcla formada por carbono, azufre y nitrato de potasio. Indica la función de cada sustancia y escribe la reacción de combustión.

CO MB US TIB LE

a) ¿Qué es necesario para que se produzca una combustión entre combustible y comburente?

CALOR Triángulo del fuego

c) Con 12 g de carbono, ¿qué cantidad de pólvora se puede preparar según la reacción anterior? Masas atómicas: K = 39 u; N = 14 u; O = 16 u, C = 12 u; S = 32 u.

d) Si cada gramo de pólvora produce al quemarse 1360 kJ en forma de calor, calcula la energía liberada al quemarse la cantidad de pólvora obtenida. continúa 앶앸

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FICHA 8

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

e) ¿De qué depende que la pólvora arda o explote?

13

Clasifica y ordena de menor a mayor los siguientes procesos según la velocidad de reacción. a) Una vela encendida. b) Oxidación de la carrocería de un coche. c) Explosión de gas butano.

d) Mecha de pólvora ardiendo. e) Explosión de nitroglicerina.

SOLUCIÓN

Los comburentes son sustancias químicas que proporcionan el oxígeno necesario para que arda el combustible. El comburente más característico es el oxígeno, que encuentra en el aire en una concentración del 21% en volumen. Según el estado físico, los comburentes se clasifican en: • Gases: el oxigeno y el ozono. • Sólidos: como el clorato de potasio, nitrato de sodio, etc. • Líquidos: el peróxido de hidrógeno.

14

El clorato de potasio se descompone a una temperatura de 360 °C liberando todo su oxígeno para la combustión del combustible, este proceso tiene lugar en dos etapas: 1.ª etapa: KClO3 → KCl + KClO4

2.ª etapa: KClO4 → KCl + O2

SOLUCIÓN a) Ajusta las dos ecuaciones.

b) Escribe la ecuación global de las dos etapas de descomposicion del clorato de potasio.

c) ¿Cuántos moles y gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato de potasio? Masas atómicas K = 39 u; O = 16 u; Cl = 35,5 u.

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FICHA 9

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

NOMBRE: 15

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CURSO:

FECHA:

El nitrato de potasio es otro de los comburentes más utilizados, se descompone formando nitrito de potasio y liberando oxígeno.

SOLUCIÓN a) Escribe ajustada la ecuación de descomposicion del nitrato de potasio b) ¿Qué cantidad en mol y en gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1kg de nitrato de potasio? Masas atómicas K = 39 u; O = 16 u; N = 14 u.

c) Compara las liberación de oxígeno por la misma cantidad de los dos comburentes, ¿cuál crees que libera más oxigeno y es un comburente más eficaz en las combustiones?

d) Escribe la reacción de combustión entre el carbono y el clorato de potasio sabiendo que por cada mol de carbono quemado se desprenden 393,5 kJ. e) Con 100 g de clorato de potasio, ¿cuántos gramos de carbono se pueden quemar?

f ) Calcula la energía liberada al quemar el carbono obtenido.

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FICHA 10

ALGUNAS REACCIONES DE INTERÉS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

En el mundo del deporte (fútbol, baloncesto, tenis, atletismo, etc.) se utilizan las bolsas de frío o de calor instantáneo para aliviar las lesiones y pequeños traumatismos. • La aplicación de frío local está indicada cuando se producen inflamaciones a causa de pequeñas hemorragias, como es el caso de los esguinces, golpes o rotura de fibras. El descenso de la temperatura hace disminuir la inflamación al reducir el aporte sanguíneo y, por tanto, los agentes que producen inflamación. • La aplicación de calor se recomienda para relajar la musculatura en el caso de contracturas musculares (esguince cervical o lumbar), causadas por el entrenamiento o estrés. En el interior de cada bolsa hay una bolsita hermética que contiene agua, y aparte, una sustancia química. Al golpear la bolsa, se mezclan los dos componentes y la sal se disuelve en agua. Dependiendo del tipo de sal se origina un aumento de temperatura como consecuencia del desprendimiento de calor (reacción exotérmica), o bien una disminución de temperatura como consecuencia de la absorción de calor (reacción endotérmica).

16

El nitrato de amonio es una sal que al disolverse en agua origina una disminución de temperatura y una absorción de energía calorífica de 26 kJ/mol. Clasifica y escribe la reacción de disociación iónica de la sal.

SOLUCIÓN

17

El cloruro de calcio es una sal que al disolverse en agua produce una liberación de energía calorífica de 83 kJ/mol. Clasifica y escribe la reacción de disociación.

SOLUCIÓN

a) Al disolver totalmente 40g de cloruro de calcio en 100 mL de agua que se encuentra a temperatura ambiente de 20 °C, ¿cuál es la cantidad de calor que se desprende?

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AMPLIACIÓN sin soluciones

FICHA 11

ALGUNAS REACCIONES DE INTERÉS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

b) ¿Qué le sucederá a la temperatura de la mezcla si su calor específico es de 3 051 J/(kg ⋅ °C)?

18

Cuando se disuelven 30 g de nitrato de amonio en 100 mL de agua a temperatura ambiente de 20 °C, ¿qué cantidad de calor se absorbe?

SOLUCIÓN

a) ¿Cómo variará la temperatura de la mezcla si su calor específico es de 3 769 J/(kg ⋅ °C)?

b) Calcula la concentración molar de las dos disoluciones anteriores.

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AMPLIACIÓN con soluciones

FICHA 1

¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Los catalizadores más empleados en la industria química sirven para aumentar la velocidad de una reacción y se denominan catalizadores positivos, pero existen también catalizadores negativos o inhibidores, que disminuyen la velocidad de reacción, como son, por ejemplo, los antioxidantes y conservantes que se añaden a muchos alimentos en conserva para impedir su oxidación y descomposición. Existen varios tipos de catalizadores. Los catalizadores de contacto suelen ser metales de transición finamente divididos, como platino, paladio, níquel u óxidos de dichos metales. Su actuación es muy específica; solo catalizan determinadas reacciones. Es suficiente con pequeñas cantidades de ciertas sustancias o venenos para que el catalizador pierda su actividad. En estos catalizadores, las moléculas reaccionantes se adsorben en puntos activos de su superficie, produciéndose la reacción. A continuación, se produce la deserción de las nuevas moléculas formadas. Este proceso se produce por la intervención de fuerzas de Van der Waals, de forma que algunos enlaces de las moléculas adsorbidas se debilitan y su ruptura, para formar los productos, se produce con mayor facilidad. En muchas reacciones entre gases se utilizan catalizadores de contacto en la llamada catálisis heterogénea. Por ejemplo, en los tubos de escape de los automóviles, se encuentran convertidores catalíticos de contacto (platino, paladio y rodio). Otro tipo de catalizadores importantes son los biocatalizadores o enzimas, suelen ser proteínas de elevada masa molecular, altamente específicas, que catalizan reacciones que tienen lugar en los seres vivos. Por ejemplo, permiten que puedan tener lugar en vivo reacciones químicas a temperaturas propias de los organismos, 37 °C para el cuerpo humano, y a baja presión, aproximadamente la presión atmosférica, que en otras condiciones se producirían con dificultad.

1

¿Qué función tienen los conservantes y antioxidantes alimentarios?

SOLUCIÓN Los antioxidantes impiden o retardan las oxidaciones y enranciamiento naturales provocados por la acción del aire, la luz y el calor. Los conservantes inhiben el crecimiento de los microorganismos, protegiendo a los alimentos de alteraciones biológicas tales como fermentación, enmohecimiento y putrefacción. 2

Escribe algunos catalizadores negativos o inhibidores que se utilicen en los alimentos

SOLUCIÓN Conservantes: • E-200: ácido sórbico. • E-210: ácido benzoico. • E- 252: nitrato de potasio. 3

Antioxidantes: • E-300: ácido L-ascórbico. • E-330: ácido cítrico. • E-306: extractos de origen vegetal ricos en tocoferoles (vitamina E).

¿Por qué se utilizan catalizadores de contacto en los tubos de escape de los automóviles?

SOLUCIÓN A las temperaturas elevadas del interior del motor, los gases nitrógeno y oxígeno se combinan para formar monóxido de nitrógeno: N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g) Cuando se libera a la atmósfera reacciona con el oxígeno formando dióxido de nitrógeno, un gas muy contaminante. 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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FICHA 2

¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Los convertidores catalíticos tienen una doble misión. Por una parte, la oxidación del monóxido de carbono y de restos de hidrocarburos sin quemar a dióxido de carbono y vapor de agua; y, por otra, la descomposición de los óxidos de nitrógeno en oxígeno y nitrógeno, evitando que se emitan gases tóxicos a la atmósfera y reduciendo el efecto invernadero. NO2 (g) + NO (g) → N2 (g) + O2 (g) Hidrocarburo → CO2 (g) + H2O (g)

4

Escape múltiple Convertidor automático Tubo de escape Compresor de aire

O2, CO, NO

Tubo trasero O2, CO2, N2, H2O

¿Qué efecto tienen las levaduras en el proceso de obtención del vino?

SOLUCIÓN La transformación del azúcar (sacarosa o almidón) de uva en etanol durante el proceso de elaboración del vino (fermentación), se produce biológicamente mediante la acción catalítica de unas enzimas presentes en las levaduras C6H12O6 (ac) → 2 CH3–CH2OH (ac) + 2 CO2 (g) 5

Busca información y escribe algunos biocatalizadores que intervienen en las reacciones químicas de los sistemas biológicos

SOLUCIÓN Alcohol deshidrogenasa, ayuda a metabolizar el etanol oxidándolo hasta acetaldehído. CH3–CH2OH → CH3CHO + H2 • Catalasa, presente en la sangre, interviene en la descomposición del agua oxigenada. H2O2 (l ) → H2O (l ) + O2 (g) • Anhidrasa carbónica, favorece la síntesis del ácido carbónico. CO2 (g) + H2O (l ) → H2CO3 (ac) • Amilasa (ptialina), presente en la saliva, actúa en la descomposición del almidón. • Tripsina y quimiotripsina, presentes en el páncreas, actúan en la lisis de proteínas. • Maltasa, se segrega en el intestino, descompone la maltosa en glucosa. • Peroxidasa, facilita la descomposición de los peróxidos en general. • Glucoquinasa, actúa en la glucólisis. • Peptidil transferasa, interviene en la síntesis proteica en los ribosomas. • ADN-polimerasa, actúa en la replicación del ADN. • Lipasa, segregada por las glándulas digestivas, descompone las grasas en ácidos grasos. 6

El azúcar arde en el aire a una temperatura superior a 500 °C, formándose dióxido de carbono y vapor de agua. Explica: ¿cómo las personas pueden metabolizar azúcar dentro de su organismo a una temperatura de 37 °C.

SOLUCIÓN La reacción de combustión del azúcar (sacarosa) es: C12H22O11 + 12 O2 → 12 CO2 + 11 H2O Esta reacción se puede originar a la temperatura de 37 °C en el cuerpo humano por la actuación de unos enzimas que catalizan el proceso y facilitan que se produzca a una temperatura muy inferior a los 500 °C.

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FICHA 3

¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

La velocidad de cualquier reacción química aumenta mucho con la temperatura. Esta es la causa por la que algunas reacciones muy exotérmicas (reacciones de mezclas detonantes), pero con una elevada energía de activación, no se producen a temperatura ambiente, pero a causa de una chispa o una cerilla encendida, provocan una violenta explosión. La primera interpretación cuantitativa de la relación entre la temperatura y la velocidad de reacción se debe al físico sueco Arrhenius, que en 1899, propuso la ecuación exponencial: −

Ea

k = A ⋅ e R⋅T Siendo k la constante de velocidad de reacción, Ea la energía de activación (en kJ/mol), R la constante de los gases (8,314 J/(K ⋅ mol)), T la temperatura absoluta y A una constante que representa la frecuencia de las colisiones y se conoce como factor de frecuencia. El factor exponencial hace que k y, por tanto, la velocidad de reacción, aumente mucho con la temperatura. Un pequeño incremento de temperatura produce un gran incremento del número de moléculas que tienen la energía de activación necesaria para reaccionar.

7

¿Qué le sucede a una manzana partida por la mitad, si una parte se conserva en un congelador, a temperaturas bajo cero, y la otra se deja a temperatura ambiente, por encima de 20 °C?

SOLUCIÓN La mitad que se ha conservado en el congelador no mostrará alteración. Sin embargo, en la otra mitad que se ha dejado a temperatura ambiente la velocidad de oxidación es mucho mayor y se forma una capa marrón característica. 8

¿Qué recomendación aparece en los envases de algunos medicamentos y alimentos para evitar que se estropeen a causa de la temperatura?

SOLUCIÓN Consérvese en sitio fresco. 9

Escribe algunos ejemplos de mezclas detonantes.

SOLUCIÓN Por ejemplo, las formadas por hidrógeno y oxígeno, metano (gas grisú) y aire, butano y aire, gasolina y aire. 10

Contesta.

SOLUCIÓN a) ¿Qué relación existe entre la constante de velocidad k y el factor de frecuencia A? La constante de velocidad es directamente proporcional al factor de frecuencia y, por tanto, a la frecuencia de colisiones entre las moléculas de las sustancias que reaccionan. b) ¿Qué significa el signo negativo asociado al exponente Ea /RT? El signo negativo indica que la constante de velocidad disminuye a medida que aumenta la energía de activación y aumenta conforme aumenta la temperatura. c) ¿Cómo se explica el aumento de la velocidad de reacción con la temperatura? Al elevar la temperatura aumenta mucho el porcentaje de moléculas activadas que tienen energía cinética superior a la de activación y con ello el número de choques eficaces.

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FICHA 4

¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

d) Representa la ecuación de Arrhenius en forma logarítmica. La ecuación se puede expresar de una forma más útil al aplicar el logaritmo natural en ambos lados: ln k = ln A ⋅ e

−

Ea RT

= ln A −

Ea RT

⎛ 1⎞ e) Tomando log k en ordenadas y la inversa de la temperatura absoluta ⎜⎜⎜ ⎟⎟⎟ en abscisas, ⎝T ⎠ ¿qué tipo de gráfica resulta? La ecuación logarítmica se puede reescribir como la ecuación de una recta: Ea 1 ⋅ + ln A R T y=m⋅x+b

ln k = −

1 E es una línea recta, donde la pendiente m es igual a − a T R y la intersección b con la ordenada (eje Y) es ln. De esta forma, la grafica de ln k frente a

In K

In K 0

Pendiente = −

Ea R

1 T

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FICHA 5

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

1. EJERCICIO RESUELTO Durante la reacción de 3,425 g de un metal alcalino terreo con el agua se desprendieron 560 mL de hidrógeno en condiciones normales. SOLUCIÓN a) Escribe la reacción química ajustada. M + H2O → M(OH)2 + H2 (siendo M el símbolo del metal desconocido) b) Calcula los moles de hidrógeno obtenidos. Como un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L en condiciones normales: ⎛ 1mol ⎞⎟ ⎟⎟ = 0,025 mol de H2 0,560 L ⋅ ⎜⎜⎜ ⎝ 22,4 L ⎠⎟ c) ¿Cuántos moles de metal han reaccionado? De la ecuación ajustada se observa que por cada mol de hidrógeno formado ha reaccionado un mol del metal. Como consecuencia, si se han formado 0,025 mol de hidrógeno habrán reaccionado 0,025 mol del metal. d) Determina qué metal se tomó para la reacción consultando la tabla periódica. Conocido el número de moles del metal se puede obtener su masa atómica: m (g) m (g) 3,425 g n= →M= = = 137 u M (g/mol) n 0,025 mol El resultado obtenido corresponde con la masa atómica del bario.

11

Para la identificación de un metal alcalinotérreo desconocido se hace reaccionar una masa 0,5 g del metal con 20 mL de ácido clorhídrico 6 M. Una vez que ha terminado completamente la reacción, se mide el volumen de hidrógeno desprendido, medido en condiciones normales, resultando ser de 470 mL. Datos: masas atómicas de los metales alcalino-terreos: Metal Masa atómica (u)

Berilio

Magnesio

Calcio

Estroncio

Bario

Radio

9

24

40

88

137

226

SOLUCIÓN a) Escribe la reacción ajustada. Representando por la letra M al metal alcalino-térreo: M + 2 HCl ? MCl2 + H2 b) Determina los moles de hidrogeno obtenidos. Al ser condiciones normales: 0,470 L ⋅(1 mol /22,4L) = 0,021 mol de H2 c) Deduce los moles del metal que han reaccionado. De la estequiometría de la reacción se deduce que por cada mol de hidrógeno formado ha reaccionado un mol del metal; por tanto, si se han formado 0,021 mol de hidrógeno se habrán consumido 0,021 mol del metal. d) Identifica el metal. Conocida la masa de metal que ha reaccionado y la cantidad de sustancia, se puede calcular la masa atómica del metal y consultando una tabla de masas atómicas, la identificación es inmediata. m (g) m (g) 0,5 g n= → M (g/mol) = = = 23,8 u M (g/mol) n 0,021 mol El resultado de la masa atómica obtenido se aproxima bastante al que le corresponde al metal magnesio.

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FICHA 6

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

e) Señala algunas de las posibles causas por las que el resultado no coincide exactamente con el dato para la masa atómica del magnesio (24,3 u). • Algunas de las posibles causas pueden ser: • El metal utilizado no es totalmente puro. • El rendimiento de la reacción no es del 100 %. • En el proceso de obtención del gas hidrógeno ha habido pérdidas o fugas. • Se han cometido errores en las medidas de reactivos y productos. f ) Indica el reactivo limitante y el que se encuentra en exceso. La cantidad de magnesio expresada en moles es de 0,021, y la de ácido clorhídrico: 20 mL disolución ⋅ (6 mol HCl/1000 mL disolución) = 0,12 mol HCl Dado que la relación estequiométrica entre los reactivos es: (mol HCl/ mol Mg) = 2/1 = 2, comparando con relación resultante de las cantidades que se combinan: mol HCl/mol Mg = 5,7 Al obtenerse una relación mayor que la estequiométrica se deduce que el reactivo que se encuentra en exceso es el ácido clorhídrico; y el limitante, el magnesio.

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FICHA 7

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

El fuego es el resultado de una rápida reacción de oxidación, denominada combustión, que se caracteriza por la emisión de calor y luz, acompañada generalmente, de humo y llamas. En las combustiones interviene una sustancia que se oxida (el combustible-agente reductor, que se oxida cediendo electrones a un agente oxidante), y una sustancia oxidante, (el comburente-agente oxidante, que se reduce captando electrones a un agente reductor). En función de la velocidad en la que se desarrolla una oxidación, se clasifican en: • Oxidaciones lentas y muy lentas, se producen sin emisión de luz ni de calor apreciable, como la oxidación del hierro después de varios meses (más acusado en ambientes próximos al mar) o la del papel al cabo de varios años. • Oxidaciones rápidas, se producen con fuerte emisión de luz y calor, como la combustión del papel. • Cuando las combustiones son muy rápidas, o instantáneas, se producen las explosiones En el caso de que la velocidad de propagación del frente en llamas es menor que la velocidad del sonido (ondas subsónicas de de 1 m/s a 340 m/s), se denomina deflagración, como por ejemplo, las explosiones de gas butano. Si la velocidad de propagación del frente de llamas es mayor que la velocidad del sonido (ondas supersónicas), a la explosión se le llama detonación. Como, por ejemplo, la explosión de la pólvora.

Contesta.

SOLUCIÓN a) ¿Qué es necesario para que se produzca una combustión entre combustible y comburente? Para que la reacción de oxidación comience, hay que disponer, además del combustible y comburente, de una cierta cantidad de energía, que llamaremos energía de activacion (llama, chispa, etc.). Estos tres factores constituyen el llamado triangulo del fuego. Además, para que se propague el calor de unas particulas a otras del combustible es necesario que se produzca una reacción en cadena, pudiendose considerar como un nuevo elemento del fuego. De esta manera el triángulo queda convertido en el tetraedro del fuego. NO ÍGE OX

b) La pólvora es una mezcla formada por carbono, azufre y nitrato de potasio. Indica la función de cada sustancia y escribe la reacción de combustión. El carbono y el azufre actúan como combustibles, y el nitrato de potasio como comburente:

CO MB US TIB LE

12

CALOR Triángulo del fuego

2 KNO3 + S + 3 C → K2S + N2 + 3 CO2 c) Con 12 g de carbono, ¿qué cantidad de pólvora se puede preparar según la reacción anterior? Masas atómicas: K = 39 u; N = 14 u; O = 16 u, C = 12 u; S = 32 u. Primero se calcula la cantidad de reactivos que se combinan con los 12 g de carbono (1 mol), y luego se suman para, de esta forma, obtener la cantidad de pólvora. ⎧⎪1 mol de C ⋅ (1 mol de S/3 mol de C) = 1/3 mol de azufre 12 g de C ⋅ (1 mol/12 g) = 1 mol de carbono → ⎨ ⎪⎩⎪1 mol de C ⋅ (2 mol de KNO3/3 mol de C) = 2/3 mol de nitrato de potasio Cantidades que expresadas en gramos corresponden a: 1/3 mol de S ⋅ (32 g/1 mol) = 10,7 g; 2/3 mol de KNO3 (101 g/1 mol) = 67,3 g Que sumados a los 12 g de carbono dan un total de 12 + 10,7 + 67,3 = 90 g de pólvora. d) Si cada gramo de pólvora produce al quemarse 1360 kJ en forma de calor, calcula la energía liberada al quemarse la cantidad de pólvora obtenida. 90 g de pólvora ⋅ (1 360 kJ/1 g de pólvora) = 122 400 kJ

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FICHA 8

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

e) ¿De qué depende que la pólvora arda o explote? La pólvora se inflama a temperatura de 300 °C, ardiendo rápidamente mediante una aportación moderada de energía (chispa o mecha encendida) y solo explota si se la comprime fuertemente (por ejemplo, con un golpe seco de martillo o comprimiéndola en un recipiente herméticamente cerrado) debido a la violenta formación de gases calientes en expansión. 13

Clasifica y ordena de menor a mayor los siguientes procesos según la velocidad de reacción. a) Una vela encendida. b) Oxidación de la carrocería de un coche. c) Explosión de gas butano.

d) Mecha de pólvora ardiendo. e) Explosión de nitroglicerina.

SOLUCIÓN b) Oxidación lenta.

c) Oxidación instantánea: deflagración.

a) y d) Oxidaciones rápidas o combustiones.

e) Oxidación instantánea: detonación.

Los comburentes son sustancias químicas que proporcionan el oxígeno necesario para que arda el combustible. El comburente más característico es el oxígeno, que encuentra en el aire en una concentración del 21% en volumen. Según el estado físico, los comburentes se clasifican en: • Gases: el oxigeno y el ozono. • Sólidos: como el clorato de potasio, nitrato de sodio, etc. • Líquidos: el peróxido de hidrógeno.

14

El clorato de potasio se descompone a una temperatura de 360 °C liberando todo su oxígeno para la combustión del combustible, este proceso tiene lugar en dos etapas: 1.ª etapa: KClO3 → KCl + KClO4

2.ª etapa: KClO4 → KCl + O2

SOLUCIÓN a) Ajusta las dos ecuaciones. 4 KClO3 → KCl + 3 KClO4

;

KClO4 → KCl + 2 O2

b) Escribe la ecuación global de las dos etapas de descomposicion del clorato de potasio. 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 c) ¿Cuántos moles y gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato de potasio? Masas atómicas K = 39 u; O = 16 u; Cl = 35,5 u. Masas moleculares: KClO3 → 122,5 g/mol; KCl → 74,5 g/mol; O2 → 32g/mol. 1000 g de KClO3 ⋅

1 mol = 8,16 mol de KClO 3 122,5 g

Según la ecuación, con dos moles de clorato de potasio se obtienen tres moles de oxígeno: 9,9 mol de KNO 3 ⋅

280

1 mol de O2 32 g = 4,95 mol de O 2 → 12,24 mol de O 2 ⋅ = 391,68 g de O2 2 mol de KNO3 1 mol

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FICHA 9

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

NOMBRE: 15

CURSO:

FECHA:

El nitrato de potasio es otro de los comburentes más utilizados, se descompone formando nitrito de potasio y liberando oxígeno.

SOLUCIÓN a) Escribe ajustada la ecuación de descomposicion del nitrato de potasio 2 KNO3 → 2 KNO2 + O2 b) ¿Qué cantidad en mol y en gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1kg de nitrato de potasio? Masas atómicas K = 39 u; O = 16 u; N = 14 u. Masas moleculares: KNO3 → 101 g/mol; O2 → 32g/mol 1000 g de KNO3 ⋅

1 mol = 9,9 mol de KNO3 101 g

Según la ecuación, con 2 mol de clorato de potasio se obtienen 3 mol de oxígeno: 9,9 mol de KNO 3 ⋅

1 mol de O2 32 g = 4,95 mol de O 2 → 4,95 mol de O 2 ⋅ = 158,4 g de O 2 2 mol de KNO3 1 mol

c) Compara las liberación de oxígeno por la misma cantidad de los dos comburentes, ¿cuál crees que libera más oxigeno y es un comburente más eficaz en las combustiones? En el primer caso, por cada 2 mol de clorato se liberan 3 mol de oxígeno. Sin embargo, en el segundo caso, por cada 2 mol de nitrato solo se produce 1 mol de oxígeno (solo libera un tercio del oxígeno que contiene). Por tanto, el clorato de potasio es un comburente más eficaz; libera todo el oxígeno que contiene en su molécula. De los calculos anteriores se comprueba como a partir de la misma cantidad de comburente, 1 kg, se obtiene más cantidad de oxígeno en el caso del clorato que en el nitrato. d) Escribe la reacción de combustión entre el carbono y el clorato de potasio sabiendo que por cada mol de carbono quemado se desprenden 393,5 kJ. 2 KClO3 + 3C → 2 KCl + 3 CO2 + 1180,5 kJ e) Con 100 g de clorato de potasio, ¿cuántos gramos de carbono se pueden quemar? 100 g de KClO3 ⋅

1 mol = 0,816 mol de KClO 3 122,5 g

Según la ecuación, con 2 mol de KClO3 reaccionan 3 mol de C: 0,816 mol de KClO3 ⋅

3 mol de C 12 g = 1,224 mol de C → 12,24 mol de C ⋅ = 146,9 g de C 2 mol de KClO3 1 mol

f ) Calcula la energía liberada al quemar el carbono obtenido. La cantidad de carbono obtenida anteriormente es de 1,224 mol, conocido el dato del calor de combustión del carbono: 1,224 mol C ⋅

393,5 kJ = 481,6 kJ 1 mol de C

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FICHA 10

ALGUNAS REACCIONES DE INTERÉS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

En el mundo del deporte (fútbol, baloncesto, tenis, atletismo, etc.) se utilizan las bolsas de frío o de calor instantáneo para aliviar las lesiones y pequeños traumatismos. • La aplicación de frío local está indicada cuando se producen inflamaciones a causa de pequeñas hemorragias, como es el caso de los esguinces, golpes o rotura de fibras. El descenso de la temperatura hace disminuir la inflamación al reducir el aporte sanguíneo y, por tanto, los agentes que producen inflamación. • La aplicación de calor se recomienda para relajar la musculatura en el caso de contracturas musculares (esguince cervical o lumbar), causadas por el entrenamiento o estrés. En el interior de cada bolsa hay una bolsita hermética que contiene agua, y aparte, una sustancia química. Al golpear la bolsa, se mezclan los dos componentes y la sal se disuelve en agua. Dependiendo del tipo de sal se origina un aumento de temperatura como consecuencia del desprendimiento de calor (reacción exotérmica), o bien una disminución de temperatura como consecuencia de la absorción de calor (reacción endotérmica).

16

El nitrato de amonio es una sal que al disolverse en agua origina una disminución de temperatura y una absorción de energía calorífica de 26 kJ/mol. Clasifica y escribe la reacción de disociación iónica de la sal.

SOLUCIÓN Reacción endotérmica: NH4NO3 (s) + H2O (l ) + 26 kJ → NH4+ (aq) + NO3− (aq) 17

El cloruro de calcio es una sal que al disolverse en agua produce una liberación de energía calorífica de 83 kJ/mol. Clasifica y escribe la reacción de disociación.

SOLUCIÓN Reacción exotérmica: CaCl2 (s) + H2O (l ) → Ca2+ (aq) + 2 Cl− (aq) + 83 kJ a) Al disolver totalmente 40g de cloruro de calcio en 100 mL de agua que se encuentra a temperatura ambiente de 20 °C, ¿cuál es la cantidad de calor que se desprende? 0,36 mol CaCl2⋅ (83kJ/1mol) = 29,9 kJ de energía calorífica desprendida b) ¿Qué le sucederá a la temperatura de la mezcla si su calor específico es de 3 051 J/(kg ⋅ °C)? 29 900 J = ΔQ = m ⋅ ce ⋅ ΔT → ΔT =

29 900 J = 70 ºC 0,140 kg ⋅ 3051 J/(kg ⋅ ºC)

Como se desprende calor, la variación de temperatura es de 70 °C, como la temperatura inicial era de 20 °C, después de la mezcla la temperatura, se habrá elevado hasta 90 °C. 18

Cuando se disuelven 30 g de nitrato de amonio en 100 mL de agua a temperatura ambiente de 20 °C, ¿qué cantidad de calor se absorbe?

SOLUCIÓN 0,375 mol de NH4NO 3 ⋅

26 kJ = 9,8 kJ de energía calorífica absorbida 1 mol

a) ¿Cómo variará la temperatura de la mezcla si su calor específico es de 3 769 J/(kg ⋅ °C)? ΔQ = 9800 J = m ⋅ ce ⋅ ΔT → ΔT =

9 800 J = 20 ºC 0,130 kg ⋅ 3769 J/(kg ⋅ ºC)

En este caso como se absorbe calor, se produce un descenso en la temperatura de 20 °C, por lo que la temperatura final será de 0 °C.

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FICHA 11

ALGUNAS REACCIONES DE INTERÉS

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

b) Calcula la concentración molar de las dos disoluciones anteriores. Suponemos que el volumen de la disolución es, aproximadamente, igual a 0,1 L. Para el cloruro de calcio: 40 g de CaCl2 ⋅

1 mol n 0,36 mol = 0,36 mol de CaCl2 → M = = = 3,6 M 111 g V (L) disolución 0,1 L

Para el nitrato de amonio: 30 g de NH4NO3 ⋅

1 mol n 0,375 mol = 0,375 mol de NH4NO 3 → M = = = 3,75 M 80 g V(L) disolución 0,1 L

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PRUEBAS DE EVALUACIÓN

LA REACCIÓN QUÍMICA

PRUEBA DE EVALUACIÓN 1 1

El pentaóxido de dinitrógeno es un gas muy oxidante que se emplea, entre otras cosas, para obtener ácido nítrico. Se obtiene en el laboratorio haciendo reaccionar gas cloro con nitrato de plata. Además del pentaóxido de dinitrógeno se obtiene cloruro de plata y gas oxígeno. a) Escribe y ajusta la ecuación química de esa reacción. b) Exprésala con palabras indicando la proporción en mol en que participan las distintas sustancias.

2

El gas nitrógeno reacciona con el gas hidrógeno para dar amoniaco; en la reacción se desprenden 46,1 kJ por cada mol de amoniaco que se forma. a) Dibuja el diagrama de avance de la reacción especificando los enlaces que se rompen y los que se forman. b) Razona cuál de las siguientes acciones se podría emplear para acelerar el proceso:

• Utilizar un recipiente más grande. • Trabajar a una temperatura más alta. • Añadir un catalizador. • Hacer que entre más nitrógeno en el recipiente. 3

La mayor parte de los combustibles que se utilizan son hidrocarburos; se queman cuando reaccionan con oxígeno dando dióxido de carbono y agua. Cuando se quema 1 mol de gas natural (CH4) se desprenden 800 kJ, y cuando se quema 1 mol de butano (C4H10), 2 877 kJ. a) Determina la cantidad de energía que se obtiene en la combustión del gas natural y calcula la masa de dióxido de carbono que se envía a la atmósfera cuando se quema 1 kg de combustible. b) Determina la cantidad de energía que se obtiene en la combustión del butano y calcula la masa de dióxido de carbono que se envía a la atmósfera cuando se quema 1 kg de combustible.

4

Ajusta las siguientes reacciones químicas e identifica, de forma razonada, el tipo de reacción (puede ser más de uno): a) H2SO4 + NH3 → (NH4)2SO4 b) Fe2O3 + C → Fe + CO2 c) H2O2 → H2O + O2 d) IK + Pb(NO3)2 → PbI2 + KNO3 e) H2CO3 + Al → Al2(CO3)3 + H2

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PRUEBAS DE EVALUACIÓN

LA REACCIÓN QUÍMICA

PRUEBA DE EVALUACIÓN 1: SOLUCIONES 1

a)

Pasos a seguir...

Aplicación...

Escribimos las fórmulas de los reactivos y de los productos y las colocamos según la norma: Reactivos → Productos

AgNO3 + Cl2 → AgCl + N2O5 + O2

Comenzamos ajustando el Cl

Hay 2 átomos de Cl en los reactivos (Cl2) y 1 átomo de Cl en los productos (AgCl). Debemos poner 2 AgCl para que haya 2 átomos de Cl también en los productos: AgNO3 + Cl2 → 2 AgCl + N2O5 + O2

3

De forma similar ajustamos el Ag

Hay 1 átomo de Ag en los reactivos (AgNO3) y 2 átomos de Ag en los productos (2 AgCl). Debemos poner 2 AgNO3 para que haya 2 átomos de Ag también en los reactivos: 2 AgNO3 + Cl2 → 2 AgCl + N2O5 + O2

4

De forma similar ajustamos el N

Hay 2 átomos de N en los reactivos (2 AgNO3) y 2 átomos de N en los productos ( N2O5). Este elemento ya está ajustado.

Finalmente ajustamos el O

En los reactivos hay 6 átomos de O en 2 AgNO3. En los productos hay 5 átomos de O en N2O5. Para tener los 6, debemos poner 0,5 mol de O2: 2 AgNO3 + Cl2 → 2 AgCl + N2O5 + O2

1

2

5

6

Comprobamos que con estos coeficientes todos los elementos están ajustados

Elemento Cl Ag N O

Reactivos 2 2 2 6

Productos 2 2 2 6

b) Lectura de la ecuación: 2 mol de nitrato de plata reaccionan con 1 mol de cloro para dar dos mol de cloruro de plata, 1 mol de pentaóxido de dinitrógeno y medio mol de gas oxígeno. 2

a) Por cada dos mol de amoniaco que se forma: • Se rompen: 3 mol de enlaces H − H y 1 mol de enlaces N  N. • Se forman: 6 mol de enlaces N − H. • Se desprenden 92,2 kJ de energía (46,1 por cada mol de amoniaco).

H

H N

H

H H N

b) Para aumentar la velocidad del proceso: NN H • Un recipiente más grande haría más difícil que se produjesen H−H ⏐ choques entre las moléculas de los reactivos. H−H H−N−H 46,1 ⋅ 2 = 92,2 kJ H−H H−N−H • Trabajar a una temperatura más alta aumentaría el nivel energético ⏐ H de los reactivos, lo que disminuye la energía de activación. Todo ello hace que aumente la proporción de choques eficaces y, con ello, que aumente la velocidad de la reacción. • Un catalizador positivo rebaja el nivel energético del estado de transición, lo que hace que disminuya la energía de activación. Como vimos antes, esto acelera la velocidad del proceso. Si el catalizador es negativo, aumenta el nivel energético del estado de transición y disminuye la velocidad de la reacción. • Hacer que entre más nitrógeno en el recipiente aumenta la probabilidad de que las moléculas de los reactivos choquen y, por tanto, aumenta la velocidad de la reacción (por aumento de la concentración de un reactivo). 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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PRUEBAS DE EVALUACIÓN

LA REACCIÓN QUÍMICA

PRUEBA DE EVALUACIÓN 1: SOLUCIONES (continuación) 3

a) Para el caso del gas natural (cuyo principal componente es el metano): CH4 (g) +

2 O2 (g) →

CO2 (g) +

2 H2O +

800 kJ

1 kg

M( CH4 ) = 12 + 4 ⋅ 1 = 16 g/mol → 103 g de CH4 ⋅

1 mol de CH4 = 62,5 mol de CH4 16 g de CH4

La estequiometría de la reacción nos permite calcular la cantidad de energía que se desprende con el metano: 62,5 mol de CH4 ⋅

800 kJ = 50 ⋅ 103 kJ 1 mol CH4

Y la cantidad de CO2 que se vierte a la atmósfera: 62,5 mol de CH4 ⋅

1 mol CO 2 = 62,5 mol de CO2 1 mol de CH4

b) Para el butano: C4H10 (g) +

13 O2(g) → 2

4 CO2(g) +

5 H2O +

2877 kJ

1 kg

M( C 4H10 ) = 4 ⋅ 12 + 10 ⋅ 1 = 58 g/mol → 103 g de C 4H10 ⋅

1 mol de C 4H10 = 17,24 mol de C 4H10 58 g de C 4H10

La estequiometría de la reacción nos permite calcular la cantidad de energía que se desprende con el butano: 17,24 mol de C 4H10 ⋅

2877 kJ = 49, 6 ⋅ 103 kJ 1 mol de C 4H10

Y la cantidad de CO2 que se vierte a la atmósfera durante la combustión del butano es: 17,24 mol de C 4H10 ⋅

4

4 mol de CO2 = 68,96 mol de CO2 1 mol de C 4H10

a) H2SO4 + 2 NH3 → (NH4)2SO4

Reacción ácido-base. Reacción de síntesis.

b) 2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2

Reacción de oxidación reducción.

c) 2 H2O2 → 2 H2O + O2

Reacción de descomposición. * Reacción de oxidación reducción.

d) 2 IK + Pb(NO3)2 → PbI2 + 2 KNO3

Reacción de sustitución doble.

e) H2CO3 + Al → Al2(CO3)3 + H2

Reacción de sustitución simple (desplazamiento). * Reacción de oxidación-reducción.

* No se requiere que los alumnos identifiquen estas reacciones como de oxidación-reducción. Basta con la primera identificación, aunque puede ser interesante que el profesor les haga ver que hay un cambio en el estado de oxidación de los elementos que participan.

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PRUEBAS DE EVALUACIÓN

LA REACCIÓN QUÍMICA

PRUEBA DE EVALUACIÓN 2 1

Indica la diferencia entre una ecuación química y una reacción química.

2

Expresa, de forma razonada, cuáles de las siguientes características se conservan en una reacción química: a) b) c) d) e)

3

La masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. El volumen de los reactivos es igual al volumen de los productos. La temperatura de los reactivos es igual a la temperatura de los productos. El número de átomos en los reactivos es igual que en los productos. El número de partículas (moléculas o iones) en los reactivos es igual que en los productos.

Completa el dibujo incluyendo en él las palabras adecuadas en las etiquetas. Reactivos Productos Estado de transición Energía de activación Energía de la reacción Finalmente indica, de forma razonada, si se trata de un proceso endotérmico o de uno exotérmico. A la vista del esquema, responde: a) ¿De dónde procede la energía que se desprende en los procesos exotérmicos? b) ¿Por qué la mayor parte de las reacciones, incluidas las exotérmicas, no son espontánea?

4

Uno de los métodos para fabricar el ácido clorhídrico consiste en hacer reaccionar ácido sulfúrico con cloruro de sodio. Se obtiene, además, sulfato de sodio. a) Escribe y ajusta la reacción. b) Determina la cantidad de ácido clorhídrico que podrás obtener como máximo si viertes 100 mL de una disolución de ácido sulfúrico 5 M sobre 50 g de cloruro de sodio. c) El ácido clorhídrico se comercializa en disoluciones acuosas del 36 % de riqueza y 1,18 g/mL de densidad. ¿Qué cantidad (volumen) de este ácido clorhídrico comercial se podrá obtener en este proceso?

5

Ajusta las siguientes reacciones químicas e identifica, de forma razonada, el tipo de reacción (puede ser más de uno): a) b) c) d) e)

PCl5 → PCl3 + Cl2 C4H10 + O2 → CO2 + H2O CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + NaCl Ca + HCl → CaCl2 + H2 NaHSO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SO3

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PRUEBAS DE EVALUACIÓN

LA REACCIÓN QUÍMICA

PRUEBA DE EVALUACIÓN 2: SOLUCIONES 1

Una reacción química es un cambio que experimenta la materia en el que se modifica su naturaleza. Partiendo de unas sustancias, representadas por determinadas fórmulas químicas, se obtienen otras sustancias, representadas por fórmulas químicas diferentes.

2

a), d) y e) En la reacción química se produce un reordenamiento de los átomos; en los reactivos están enlazados de una determinada manera y en los productos, de otra diferente. Esto determina que en la reacción la masa de los reactivos y el número de átomos en los reactivos es igual a la masa y el número de átomos en los productos. Pero como los átomos pueden estar enlazados de distinta manera, pueden formar partículas de mayor o menor tamaño y, por tanto, el número de partículas en los reactivos no tiene por qué coincidir con el de los productos. b) Si en la reacción intervienen partículas gaseosas, el volumen que ocupan depende del número de partículas, de la presión y de la temperatura a la que se encuentran. En general, el volumen de los reactivos no tiene por qué coincidir con el de los productos si en la reacción cambia el número de partículas en estado gaseoso. c) En una reacción química se rompen unos enlaces y se forman otros. Dependiendo de la energía de estos enlaces, puede que en la reacción se desprenda energía (aumente la temperatura) o se absorba energía (disminuya la temperatura).

3

Es un proceso endotérmico porque el nivel energético de los reactivos es más bajo que el de los productos.

Estado de transición

a) En los procesos exotérmicos la energía que se requiere para romper los enlaces en los reactivos es menor que la que se desprende cuando se forman los enlaces en los productos. Por este motivo el balance energético global cuando los reactivos se transforman en productos lleva a un desprendimiento de energía.

Energía de activación Productos Energía

de reacción b) Para que se produzca una reacción se deben romper los enlaces en los reactivos, lo que requiere una Reactivos energía que se denomina Energía de activación. Esto ocurre en todos los procesos, incluso en los exotérmicos. Por eso la mayor parte de las reacciones requieren que se comunique una cierta energía para que se inicien, lo que hace que no sean espontáneas.

4

a) Escribimos la ecuación química de la reacción y la ajustamos. b) Debajo de cada sustancia, escribimos los datos que conocemos. c) Expresamos en mol la cantidad de las sustancias que intervienen. En el caso de la disolución utilizamos el concepto de molaridad y, en el caso del cloruro de sodio, su masa molar: M=

n → n = M ⋅ V = 5 ⋅ 100 ⋅ 10−3 = 0,5 mol de H2SO 4 V (L)

M(NaCl) = 23 + 35, 5 = 58,5 g/mol → 50 g de NaCl ⋅

H2SO4

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+

2 NaCl

100 mL, 5 M

50 g

0,5 mol

0,85 mol

→

1 mol de NaCl = 0,85 mol de NaCl 58,5 g de NaCl

Na2SO4

+

2HCl

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LA REACCIÓN QUÍMICA

PRUEBA DE EVALUACIÓN 2: SOLUCIONES (continuación) Dado que se ponen en contacto cantidades concretas de los dos reactivos, debemos sospechar que uno de ellos actúa como reactivo limitante. Partimos de la cantidad de uno de ellos y calculamos la cantidad que haría falta del otro para reaccionar con él. Obtenemos la cantidad, en mol, de cualquier otra sustancia de la reacción utilizando la proporción que indican los coeficientes estequiométricos de ambas: 0,5 mol de H2SO 4 ⋅

2 mol de NaCl = 1 mol de NaCl 1 mol de H2SO 4

Como la cantidad de NaCl presente (0,85 mol) es menor que la que se necesita para reaccionar con la cantidad de H2SO4 presente, el reactivo limitante es el NaCl, y de él dependen las cantidades de todas las sustancias que se obtienen. Calculamos la cantidad de HCl que se obtiene con los 0,85 mol de NaCl. 0,85 mol de NaCl ⋅

2 mol de HCl = 0,85 mol de HCl 2 mol de NaCl

M(HCl) = 1+ 35, 5 = 36,5 g/mol → 0,85 mol de HCl ⋅

36,5 g de HCl = 31 g de HCl 1 mol de HCl

Expresamos las cantidades obtenidas de las sustancias en las unidades que nos pidan: Como el HCl comercial tendrá una riqueza del 36 % y densidad 1,18 g/mL: 31 g de HCl puro ⋅ d=

100 g HCl comercial = 86,1 g HCl comercial 36 g HCl puro

m m 86,1 g →V = = = 73 mL V d 1,18 g/mL

Se obtienen 73 mL del HCl comercial. 5

a) PCl5 → PCl3 + Cl2 b) C4H10 +

13 O2 → 4 CO2 + 5 H2O 2

Reacción de descomposición. * Reacción de oxidación reducción. Reacción de combustión. * Reacción de oxidación reducción

c) CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2 NaCl

Reacción de doble sustitución.

d) Ca + HCl → CaCl2 + H2

Reacción de sustitución simple. * Reacción de oxidación reducción.

e) 2 NaHSO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2SO3

Reacción ácido base.

* No se requiere que los alumnos identifiquen estas reacciones como de oxidación-reducción. Basta con la primera identificación, aunque puede ser interesante que el profesor les haga ver que hay un cambio en el estado de oxidación de los elementos que participan.

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Notas

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