Unidade 4 - Xunta de Galicia

Educación secundaria
Dirección Xeral de Educación, Formación
Profesional e Innovación Educativa
para persoas adultas
Ámbito científico tecnológico
Educación a distancia semipresencial
Módulo 3
Unidad didáctica 4
Las reacciones químicas
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Índice
1.
Introducción...............................................................................................................3
1.1
1.2
1.3
2.
Descripción de la unidad didáctica................................................................................ 3
Conocimientos previos.................................................................................................. 3
Objetivos didácticos...................................................................................................... 3
Secuencia de contenidos y actividades ..................................................................5
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
Cambios físicos y cambios químicos ............................................................................ 5
Conservación de la masa en una reacción química. Ley de Lavoisier .......................... 8
Ecuaciones químicas: ajuste....................................................................................... 10
Energía en las reacciones químicas ........................................................................... 11
Masa atómica y masa molecular................................................................................. 12
Mol. Masa molar. Número de Avogadro...................................................................... 13
Cálculos estequiométricos .......................................................................................... 16
Reacciones químicas y nuestro entorno ..................................................................... 18
3.
Resumen de contenidos .........................................................................................20
4.
Actividades complementarias................................................................................21
5.
Cuestionario de autoevaluación ............................................................................24
6.
Solucionarios...........................................................................................................26
6.1
6.2
6.3
Soluciones de las actividades propuestas................................................................... 26
Soluciones de las actividades complementarias ......................................................... 32
Soluciones del cuestionario de autoevaluación........................................................... 39
7.
Glosario....................................................................................................................41
8.
Bibliografía y recursos............................................................................................42
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1. Introducción
1.1
Descripción de la unidad didáctica
La vida sería imposible si los átomos y las moléculas no reaccionasen entre sí produciendo
nuevas sustancias. La clorofila de las plantas capta la luz del sol; esta energía, junto con el
CO2 y el H2O, se convierten dentro del vegetal en otras moléculas, como los glúcidos, y
estas sirven de alimento a animales herbívoros y, en última instancia, a las personas. Todo
eso se hace mediante reacciones químicas. Nuestro propio cuerpo es un enorme laboratorio donde en cada segundo se producen millones de reacciones químicas que, simplemente, llamamos vida.
Comenzamos la unidad didáctica diferenciando los cambios físicos de los cambios químicos. En una reacción química algunos enlaces se rompen en las moléculas iniciales (reactivos) para a continuación unirse los átomos separados formando enlaces diferentes y
dando lugar así a sustancias distintas de las iniciales (los productos).
Veremos que en las reacciones químicas los átomos no se modifican. Entonces, la masa
de los productos tiene que ser la misma que la masa de los reactivos (Ley de Lavoisier), y
esto nos obligará a ajustar las ecuaciones químicas.
Para terminar introduciremos los conceptos de masa atómica y mol, con el objetivo de
aprender a resolver cálculos estequiométricos con gramos, moles, moléculas, litros, etc.
1.2
Conocimientos previos
Conviene repasar lo aprendido en la unidad anterior sobre gases y teoría atómica de la materia. También es necesario repasar contenidos del módulo 2.
Módulo 2. Unidad 1: magnitudes directamente proporcionales y regla de tres directa.
Módulo 2. Unidad 3: cambios de estado de agregación.
1.3
Objetivos didácticos
Distinguir los cambios físicos de los químicos en situaciones de la vida cotidiana.
Interpretar los cambios químicos como la formación de nuevas sustancias debido al
cambio de los enlaces entre átomos.
Aceptar la conservación de la masa en las reacciones químicas como una consecuencia
de la conservación de los átomos.
Proponer justificaciones para explicar la conservación de la masa en reacciones en que
aparentemente no se conserva.
Saber ajustar reacciones químicas sencillas e identificar los coeficientes estequiométricos como el número de moléculas que reaccionan.
Interpretar el mol como una cantidad de sustancia adecuada en la manipulación de materiales y en los cálculos químicos.
Hacer correctamente cálculos estequiométricos sencillos en reacciones bien ajustadas.
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Valorar la importancia práctica de las reacciones químicas en nuestra vida habitual y
sus repercusiones económicas, sociales y ambientales.
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2.
Secuencia de contenidos y actividades
2.1
Cambios físicos y cambios químicos
Cambios físicos
Consideremos las acciones siguientes: evaporar agua o alcohol, romper en dos trozos una
hoja de papel, disolver azúcar en la leche y machacar ajos en el mortero. Todas ellas son
ejemplos de cambios físicos, porque las sustancias son las mismas antes y después de la
acción realizada: el agua sigue siendo agua, el alcohol sigue siendo alcohol, el papel sigue
siendo papel, etc. En un cambio físico, las moléculas no sufren cambios, son idénticas antes y después del cambio. Los cambios de estado son ejemplos de cambios físicos.
Cambios químicos
Consideremos ahora estos otros cambios: quemar alcohol o papel, oxidarse el hierro, freír
un huevo, elaborar vino a partir de la uva, echar un trozo de cobre en ácido nítrico (experiencia de laboratorio). Son todos ejemplos de cambios químicos o reacciones químicas,
ya que las sustancias iniciales (alcohol, hierro, papel...) no son iguales que las finales. En
un cambio o en una reacción química las moléculas no son las mismas antes que después.
Las sustancias iniciales se llaman reactivos y las finales productos.
Veamos con detalle lo que les ocurre a las moléculas de alcohol (CH3 - CH2OH) en un
cambio físico, como la evaporación, y en un cambio químico, como la combustión (quemar):
Moléculas de alcohol (líquido)
Moléculas de alcohol (gas)
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Moléculas de alcohol y oxígeno
Moléculas de CO2 y H2O
Esta reacción química de combustión del alcohol la representamos gráficamente así:
y con fórmulas químicas así:
Para que las moléculas reaccionen tienen que acercarse entre sí, más concretamente tienen
que chocar las unas con las otras. Si el choque es suficientemente violento y la orientación
espacial la adecuada se pueden romper enlaces entre los átomos de los reactivos, separarse
esos átomos y reunirse (enlazarse) de nuevo, pero con átomos diferentes, formando nuevas
moléculas. Fíjese en los dibujos siguientes, donde se representa la reacción F2 + H2 → 2
HF:
Caso 1. Choque poco violento entre las moléculas. No hay reacción química
Moléculas acercándose
Chocan
Se alejan sin reaccionar
Caso 2. Choque violento entre las moléculas. Hay reacción química
Moléculas acercándose
Chocan
Se forman moléculas nuevas
Caso 3. Choque entre las moléculas sin la orientación adecuada. No hay reacción química
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Moléculas acercándose
Chocan
Se alejan sin reaccionar
Por lo tanto, en esencia, una reacción química consiste en la ruptura de algunos de los enlaces (o todos) entre los átomos de los reactivos y la formación de enlaces nuevos que dan
lugar a nuevas moléculas, los productos, que son sustancias completamente diferentes a
los reactivos.
Actividades propuestas
S1.
Observando las moléculas de los dibujos que siguen, diga si son cambios físicos
o químicos:
S2.
Identifique en las reacciones químicas siguientes qué enlaces entre átomos se
rompieron y cuáles se formaron:
S3.
Una reacción química en la fotosíntesis es: 6 CO2 + 6 H2O → 6 O2 + C6H12O6
¿Qué sustancias son los reactivos? ¿Cómo se llaman?
¿Qué sustancias son los productos? ¿Cuáles son sus nombres?
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2.2
Conservación de la masa en una reacción química.
Ley de Lavoisier
Sabemos que en una reacción química los átomos que hay en las moléculas de los reactivos son los mismos que hay en las moléculas de los productos pero enlazados de modo diferente. Y como son los mismos, tienen la misma masa antes y después de la reacción. Dicho de otro modo, la masa de los reactivos tiene que ser igual a la masa de los productos.
Esta conservación de la masa en las reacciones químicas la descubrió el químico francés
Lavoisier (1743-1794, guillotinado), cuando no se conocía con certeza la existencia del
átomo.
A veces parece que en las reacciones químicas no se conserva la masa. Por ejemplo, si
pesamos un papel antes y después de quemarlo, no pesa lo mismo. ¿Cuál es la explicación? Ocurre que la reacción química que se produce en la combustión del papel es esta:
papel + O2 (gas) → CO2 (gas) + H2O (gas) + cenizas
Si quemamos el papel en un frasco cerrado y no dejamos escapar el dióxido de carbono
CO2 y el agua (gases) producidos, entonces comprobaremos que los gramos antes y después de la combustión son los mismos:
En resumen, la conservación de la masa en una reacción química es consecuencia de la
"conservación" de los átomos en la reacción química.
Actividad resuelta
Cuando una pieza de 20 g de hierro se oxida, acaba pesando 28,6 g. ¿Está este hecho
en contra de la Ley de Lavoisier? Explíquelo.
Solución
El hierro se junta con los átomos de oxígeno produciendo óxido de hierro, FeO. La pieza de hierro, después
de oxidarse, también tiene átomos de oxígeno y por tanto pesa más, por eso tiene más gramos.
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Actividad propuesta
S4.
Al calentar 10 g de cobre se forman 12.52 g de óxido de cobre. ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionaron con el cobre? Reacción: cobre + oxígeno → óxido
de cobre.
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2.3
Ecuaciones químicas: ajuste
La ecuación química es la representación simbólica de la reacción química. A la izquierda
se ponen las fórmulas de los reactivos y a la derecha las de los productos; por ejemplo:
NH3 (g) + O2 (g) → H2O (l) + NO2 (g)
Entre paréntesis se pone el estado físico de la sustancia: (g) = gas; (l) = líquido; (s) = sólido; (aq) = disuelto en agua; (↓) = precipitado sólido insoluble que se va al fondo del recipiente.
Ajuste de una ecuación química
La ecuación química tiene que reflejar que, en la reacción que representa, no se crea ni
desaparece ningún átomo; tiene que haber los mismos átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. Por esto tenemos que ajustar las ecuaciones químicas. ¿Cómo
se hace? Vemos un ejemplo. La ecuación anterior,
NH3 (g) + O2 (g) → H2O (l) + NO2 (g)
no está bien escrita, no está ajustada. Observamos que en los reactivos hay tres átomos de
hidrógeno (H) y en los productos hay dos, y que en los reactivos hay dos átomos de oxígeno (O) y en los productos tres, y no puede ser así!
Para ajustar la ecuación y que corresponda con la realidad de lo que ocurre, tenemos que
determinar cuántas moléculas de cada sustancia realmente reaccionan. Se puede hacer por
aproximación (a veces no es fácil) hasta igualar el número de átomos en los de los miembros de la ecuación. En el caso de la ecuación anterior sería:
4 NH3 (g) + 7 O2 (g) → 6 H2O (l) + 4 NO2 (g)
Los números que ponemos delante de las fórmulas de cada sustancia se llaman coeficientes estequiométricos, e indican el número de moléculas que reaccionan. Comprobamos
que está bien ajustada:
Reactivos
Productos
Átomos de nitrógeno N
4x1 = 4
4x1 = 4
Átomos de hidrógeno H
4x3 = 12
6x2 = 12
Átomos de oxígeno O
7x2 = 14
6x1 + 4x2 = 14
Por lo tanto, en la reacción anterior, cuatro moléculas de amoníaco (NH3) reaccionan con
siete moléculas de O2 para producir seis moléculas de agua H2O y cuatro de NO2.
Observaciones prácticas
– En el ajuste no se pueden cambiar los subíndices de las fórmulas; no se puede hacer,
por ejemplo, cambiar H2O por H3O ya que entonces, ¡no sería agua!
– Empiece ajustando los elementos que aparezcan en el menor número de moléculas.
Por ejemplo, en la reacción anterior no empiece ajustando el oxígeno, ya que está
presente en tres moléculas diferentes, mientras que el N y el H están solo en dos.
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Actividades propuestas
S5.
Compruebe si las siguientes reacciones químicas están bien ajustadas:
6 HBr + 2 Al → 2 AlBr3 + 3 H2
2 C3H8O + 9 O2 → 6 CO2 + 8 H2O
S6.
Ajuste las ecuaciones químicas:
NH3 (g) + FeO (s) → Fe (s) + N2 (g) + H2O (l)
KClO3 (s) → KCl (s) + O2 (g)
N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g)
ZnS (s) + O2 (g) → ZnO (s) + SO2 (g)
S7.
2.4
¿Qué significan los subíndices en una fórmula química? ¿Y los coeficientes estequiométricos? ¿Se pueden cambiar los subíndices cuando ajustamos una
ecuación química?
Energía en las reacciones químicas
Otra de las grandes utilidades de las reacciones en nuestra vida es la obtención de energía
a partir de ellas. Así ocurre en las combustiones (madera, carbón, petróleo, alcohol, etc.)
tan utilizadas por la humanidad desde muy antiguo, en la obtención de energía eléctrica en
las pilas y baterías y, en la actualidad, con las pilas de hidrógeno, con gran futuro aparentemente.
Reacciones exotérmicas. Una reacción química en que se desprenda energía se llama
exotérmica. Esta energía desprendida puede ser de tres tipos: energía eléctrica (como en
la batería de plomo de un coche), luminosa (como en las bengalas de socorro de un barco o la luz del fuego) y calorífica (como cuando arde el gas butano).
Reacciones endotérmicas. Pero en muchas otras reacciones no se desprende energía,
sino que los reactivos la absorben: son las reacciones endotérmicas, y pueden absorber
energía de los tres tipos anteriores (eléctrica, luminosa y calorífica).
Observemos en el laboratorio reacciones de los dos tipos:
Prendemos fuego con un cerilla a un trozo de 10 cm de
cinta de metal magnesio; ocurre el proceso 2 Mg + O2 →
2 MgO, y desprende calor y una luz blanca muy intensa
(se utilizaba en los antiguos cubos de flash de las cámaras fotográficas).
Disolvemos 50 g de nitrato amónico NH4NO3 en 200 g de agua del grifo en un vaso de precipitados. Con un termómetro
metido en el agua observamos cómo baja la temperatura: es una reacción endotérmica.
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Hacemos la electrolisis del agua con una pila; ocurre la reacción 2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g). La
reacción es endotérmica porque absorbe energía eléctrica de la batería para descomponer el agua
en hidrógeno y oxígeno.
¿Por qué unas reacciones liberan energía y otras la absorben? Porque para poder romper
sus enlaces los reactivos absorben energía, pero cuando los átomos se juntan de nuevo formando enlaces en los productos, desprenden energía. Si desprende más energía de la que
absorbió, la reacción es exotérmica; si los reactivos absorben más energía de la que luego
se desprende, la reacción es endotérmica.
2.5
Masa atómica y masa molecular
Masa atómica: es la masa de un átomo. La masa atómica del oro es 3,27.10-22 gramos,
porque es la masa de un átomo de oro. Es una masa pequeñísima, por lo que el gramo
es una unidad demasiado grande para medirla. Por eso se suele medir masas atómicas
en umas (unidades de masa atómica): 1u = 1,66.10-24 g (en la tabla periódica figuran las
masas atómicas en umas). Así, la masa de un átomo de oro son 197 u, que es un número más cómodo. El átomo más ligero, el hidrógeno, tiene una masa de 1,00794 umas.
Masa de las
partículas
elementales
Protón (p)
Neutrón (n)
Electrón (y)
1,00728 u
1,00867 u
0,00055 u
Masa molecular: es la masa de una molécula al sumar las de los átomos que la forman.
Por ejemplo, la masa molecular del butano C4H10 es: 4x12.011 u + 10x1.00794 u =
58.12 u.
Actividades propuestas
S8.
Localice en la tabla periódica las masas atómicas de estos elementos: sodio,
cinc, plomo, yodo y oxígeno.
S9.
Calcule la masa de un átomo de yodo expresada en gramos y en kilogramos.
S10.
Calcule la masa molecular de las sustancias siguientes:
Sulfato de cobre, CuSO4
Aspirina (ácido acetil salicílico), C9H8O4
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2.6
Mol. Masa molar. Número de Avogadro
Uno, dos o mil átomos es una cantidad tan pequeña de materia que es casi inmanejable. En
la práctica, cuando en el laboratorio o en la vida normal se produce una reacción química,
intervienen en ella millones de millones de átomos. Por eso introducimos el concepto de
mol.
Cojamos un átomo cualquiera del sistema periódico, el azufre, por ejemplo. Un átomo
de azufre (S) tiene una masa de 32 umas. ¿Cuántos átomos de azufre hay que coger para
juntar entre todos ellos 32 gramos? Pues... ¡hay que contarlos! Esto ya se hizo, y resulta
que hay que coger 6,023.1023 átomos de azufre. Esto es así para todos los átomos de la tabla periódica; por ejemplo, para juntar 35.45 g de cloro hay que coger 6,023.1023 átomos
de cloro.
Mol y número de Avogadro
A esta cantidad, 6,023.1023 objetos, la llamamos mol. Entonces, un mol de átomos son
6,023.1023 átomos, un mol de moléculas son 6,023.1023 moléculas, un mol de virus son
6,023.1023 virus, un mol de euros son 6,023.1023 euros, etc. El número 6,023.1023 es el
número de Avogadro (Amedeo Avogadro, 1776-1856).
Fíjese en estos ejemplos:
Cantidad
Gramos
Número de partículas
1 mol de cobre (Cu)
63.55 gramos
6,023.1023 átomos de cobre
1 mol de agua (H2O)
18,015 gramos
6,023.1023 moléculas de agua
1 mol de amoníaco (NH3)
17.03 gramos
6,023.1023 moléculas de amoníaco
Masa molar
Es la masa de un mol de partículas. Así, de la tabla anterior se deduce que la masa molar
del cobre es 63,55 g, la masa molar del agua es 18,015 g y la masa molar del amoníaco es
17,03 g.
Algunos cálculos
Vamos a utilizar lo que hemos aprendido en unos ejemplos en los que haremos cálculos
con moles, gramos, moléculas y átomos.
¡Atención!: para facilitar los cálculos utilizaremos la cantidad 6.1023 como número de
Avogadro. Se pueden hacer los cálculos por “regla de tres” o por factores de conversión.
¿Cuántos moles hay en 100 g de agua? ¿Cuántas moléculas? ¿Cuántos átomos?
[Datos para tener en cuenta: 1 mol de H2O = 18 g = 6.1023 moléculas de agua]
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¿Cuántos gramos son tres moles de ácido sulfúrico, H2SO4? ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en eses gramos?
[Datos necesarios: 1 mol H2SO4 = 98 g = 6.1023 moléculas]
Calculemos la masa en gramos de una molécula de ácido clorhídrico, HCl.
[Datos: 1 mol HCl = 36.46 gramos = 6.1023 moléculas]
Razonamos así: si 6.1023 moléculas son 36.46 gramos, entonces una molécula son x
gramos.
6.1023 moléculas → 36,46 gramos
1molécula → xgramos
Esta regla de tres, después de resolverla, queda así:
Volumen molar
Es el volumen que ocupa un mol de una sustancia. Cada sólido y cada líquido tienen su
propio volumen molar. El agua líquida tiene un volumen molar de 18 mL, el hierro 7.1
mL, el ácido oleico 315.6 mL. Ya vemos que, en general, son distintos.
Pero hay un hecho curioso: muchos gases tienen el mismo volumen molar! Así, a 0 ºC
y 1 atm (llamadas "condiciones normales" -CN-), un mol de gas ocupa 22,4 litros aproximadamente. Por ejemplo, un mol de O2 ocupa 22,4 litros, un mol de helio (He) también
ocupa 22,4 L y un mol de metano (CH4) ocupa 22,4 L.
Actividades resueltas
Calculemos:
Masa molar de la vitamina C, C6H8O6
176,13 gramos cada mol
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¿Cuántos moles son 200 g de vitamina C?
200 g ⋅
1 mol
= 1,14 mol
176,13 g
Pasamos 90 mg a gramos dividindo por mil: 90 mg = 0,090 gramos.
¿Cuántas moléculas hay en 90 mg
de la vitamina?
Agora multiplicamos os gramos polos factores de conversión adecuados:
1mol
0,090g ⋅
= 5,11.10−4 moles de vitamina C
176,13 g
5,11.10−4 mol ⋅
6.1023 moléculas
= 3.1020 moléculas de vitamina
1 mol
Actividades propuestas
S11.
En 25 g de plata, ¿cuántos átomos hay?
S12.
Tenemos 2,9.1025 átomos de hierro. ¿Cuántos gramos son?
S13.
¿Cuántos litros ocupan (condiciones normales) 300 g de monóxido de carbono
(CO)?
S14.
En una sala de 9 x 2.6 x 6.5 m:
a) ¿Cuántos metros cúbicos de aire hay? ¿Cuántos litros?
b) De cada 100 L de aire, 20 L son de O2. ¿Cuántos litros de oxígeno hay en la
sala?
c) Si ese O2 estuviese a 0 ºC y 1 atm, ¿cuántos moles de gas serían? ¿Y gramos?
S15.
¿Cuántos gramos de NO2 hay en un matraz de 1 L en condiciones normales?
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2.7
Cálculos estequiométricos
¿Cuántos litros de oxígeno se consumen cuando quemamos una bombona de butano?
¿Cuántos kilogramos de carbón hay que añadir al reactor para producir hierro a partir de
la chatarra oxidada? ¿Cuánto carbonato sódico tienen que echar los bomberos en la carretera donde un camión ha vertido la cisterna con ácido nítrico? Para saberlo, tenemos que
aprender a hacer cálculos estequiométricos; como vamos a ver a continuación, están basados en las ecuaciones químicas.
Una ecuación química ajustada nos indica la proporción en que reaccionan las moléculas entre sí. La reacción 2 HCl + Zn → ZnCl2 + H2 (g) nos dice que dos moléculas de HCl
reaccionan con un átomo de Zn; o también, que dos moles de moléculas de HCl reaccionan con un mol de átomos de Zn, produciendo un mol de ZnCl2 y un mol de H2 gaseoso.
Y como ya sabemos pasar moles a gramos, podemos recoger la información anterior en
esta tabla
2 HCl
Moles
Gramos
Litros (CN)
+
Zn
→
ZnCl2
+
H2 (g)
2 mol
1 mol
→
1 mol
1 mol
72.92 g
65.41 g
→
136.32 g
2.02 g
--
--
→
--
22.4 L
Recuerde que el volumen molar solo les es aplicable a los gases
Algunos cálculos
La tabla nos permite realizar muchos cálculos referidos a esta reacción química. Ejemplos:
Si hacemos reaccionar 200 g de cinc con ácido clorhídrico suficiente:
– a) ¿Cuántos gramos de cloruro de cinc (ZnCl2) se producirán?
– b) ¿Cuántos moles de hidrógeno gas (H2) recogeremos?
– c) ¿Cuántos litros de hidrógeno gas son?
Solución:
Resolvemos mediante reglas de tres o por factores de conversión.
En la combustión del gas butano (C4H10) se desprende dióxido de carbono y vapor de
agua.
– a) Escribir y ajustar la ecuación química del proceso.
– b) Hacer la tabla de datos relativa a la reacción.
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– c) Una bombona de butano tiene 12 kg de este gas.
–
c1) ¿Cuántos gramos y litros de oxígeno O2 del aire son necesarios para quemar
todo el butano?
–
c2) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se emiten a la atmosfera en esta combustión?
–
c3) ¿Cuántos moles de agua se producirán?
Soluciones:
a) La ecuación química es: C4H10 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g). La ajustamos empezando por el C y por el H, dejando el ajuste del oxígeno para el final; resulta:
2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) → 8 CO2 (g) + 10 H2O (g)
b) Ahora hacemos la tabla con los datos de gramos, moles y litros:
2 C4H10 (g)
Moles
Gramos
Litros (CN)
+
13 O2 (g)
→
8 CO2 (g)
+
10 H2O (g)
2 mol
13 mol
→
8 mol
10 mol
116.25 g
415.98 g
→
352.08 g
180.15 g
44.8 L
291.2 L
→
179.2 L
224 L
c) Se queman 12.000 gramos de butano. Hacemos los cálculos que nos piden:
Actividades propuestas
S16.
En las piscinas y en la potabilización del agua se usa cloro como desinfectante,
que se obtiene en la electrolisis del cloruro de sodio, NaCl. La reacción química
es la siguiente: NaCl → Na + Cl2 (g)
a) Ajuste la ecuación química.
b) Para obtener un kilogramo de cloro (Cl2), ¿cuántos gramos de cloruro sódico
hay que electrolizar?
c) En un día de trabajo normal se pueden electrolizar en cada cuba 2500 g de
NaCl. ¿Cuántos litros de cloro se consiguen (medidos en CN)?
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S17.
Para fabricar nitrato amónico en los fertilizantes se usa el amoníaco, NH3, que se
produce a partir del nitrógeno del aire y de hidrógeno: N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g)
a) Ajuste la ecuación.
b) ¿Cuántos gramos de hidrógeno tienen que reaccionar para producir 1.000 kg
de amoníaco?
c) Con 500 kg de H2 y todo el nitrógeno que sea necesario, ¿cuántos moles de
NH3 se pueden producir?
2.8
Reacciones químicas y nuestro entorno
Las reacciones químicas, tanto las naturales como las provocadas por las personas, tienen
muchas repercusiones ambientales. No vamos a estudiarlas con profundidad; citamos unas
cuantas para que busque información por lo menos sobre alguna de ellas en enciclopedias,
libros de texto, periódicos, revistas o Internet:
Emisión de gases en las combustiones de vehículos, calefacciones, industrias, centrales
eléctricas térmicas, incendios forestales, etc.
Efecto invernadero.
Lluvia ácida.
Destrucción de la capa de ozono.
Fertilizantes y fitosanitarios; contaminación de los suelos y eutrofizaciones de las aguas.
Por otro lado, la importancia de las reacciones químicas en la economía mundial y en
nuestra vida cotidiana es enorme. La elaboración de combustibles, medicamentos, fibras
textiles, plásticos, papel, vidrio, pinturas, anticongelantes, fertilizantes, etc., requiere reacciones químicas. Saber hacerlo con prudencia respetando el planeta Tierra es responsabilidad nuestra.
Un gas mortal: el monóxido de carbono
En la combustión de carbón, gasolinas, gas butano... se produce dióxido de carbono, CO2. Eso es lo que pone en los libros
y dicen los profesores. ¡Pero no es toda la verdad! Para que todo el carbono del combustible se transforme en CO2 tiene
que haber una rápida y abundante aportación de oxígeno, y eso no siempre es así. Si la combustión es muy veloz el oxígeno del aire no tiene tiempo de llegar a la zona del fuego, y la combustión es incompleta: quedan restos de carbono sin
quemar (el negro del humo, hollín), restos de hidrocarburos sin quemar y, lo peor de todo, se produce monóxido de carbono, CO.
El monóxido de carbono es incoloro y no huele, así que no lo notamos. Pero es tóxico para nosotros, y ahí está el peligro, que nos intoxicamos sin darnos cuenta de cuál es la causa.
La toxicidad del monóxido de carbono se debe a que ocupa el lugar del oxígeno (O2) en la molécula de hemoglobina. Esta molécula es la encargada de coger el oxígeno en los pulmones y llevarlo a las células de nuestro cuerpo; en las células
recoge el CO2 producido en ellas y lo lleva de vuelta a los pulmones, donde lo expiramos al aire. Pero si respiramos monóxido de carbono esta molécula se enlaza fuertemente con la hemoglobina y ya no se desprende de ella, incapacitándola
para transportar oxígeno. Así que, aunque respiremos bien y el oxígeno entre en los pulmones, no llega a las células: moriremos asfixiados.
Todos los años aparecen en los periódicos noticias de muertos por inhalación de monóxido. Cuando nos intoxicamos
con monóxido de carbono aparecen síntomas algo semejantes a una gripe, pero normalmente no le damos importancia,
nos sentimos mal simplemente. Pero también se produce fatiga y sueño: si no nos damos cuenta de que realmente está
ocurriendo y nos dejamos dormir, moriremos asfixiados durante el sueño. No despertaremos nunca más.
Las combustiones incompletas suelen ocurrir en calentadores de agua a gas que tienen la entrada de aire obturada o
mal regulada. Las estufas de carbón y de gas en lugares poco ventilados causan muertes todos los años. Los cigarros, las
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parrillas y los incendios forestales son otras fuentes de monóxido de carbono.
Un fuego azul indica buena combustión
Un fuego amarillo indica mala combustión, el fuego calienta menos
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El hollín (negro del humo) se produce
cuando el combustible quema mal
3.
Resumen de contenidos
Cambio físico. En este tipo de cambio las sustancias son las mismas antes que después
del cambio.
Cambio químico. Se crean sustancias nuevas, diferentes de las que había inicialmente.
Reacción química. Las sustancias iniciales son los reactivos, las finales después del
cambio son los productos. Algunos enlaces entre los átomos de los reactivos se rompen,
y los átomos se separan, para a continuación enlazarse de nuevo formando enlaces distintos, creando así nuevas sustancias.
Ley de Lavoisier. En una reacción química la masa de los reactivos siempre es igual a
la masa de los productos.
Ajuste de las ecuaciones químicas. En una reacción los átomos son los mismos en los
reactivos y en los productos, solo cambia la forma de emparejarse entre ellos. Ajustar
una ecuación química es encontrar el número de moléculas de cada sustancia que reacciona; a estos números los llamamos coeficientes estequiométricos.
Energía de las reacciones químicas. Una reacción es exotérmica cuando desprende calor, y es endotérmica cuando lo absorbe.
Masa atómica. Es la masa de un átomo. Se suele medir en umas. Una uma equivale a
1,66.10-24 gramos.
Número de Avogadro. Es este número: 6,02245.1023, que podemos redondear a
6,023.1023.
Mol. Un mol son 6,023.1023 objetos. Un mol de átomos son 6,023.1023 átomos, un mol
de moléculas son 6,023.1023 moléculas...
Masa molar. Es la masa de un mol de átomos o de moléculas, se mide en gramos. No lo
confunda con la masa atómica que se mide en uma. Un ejemplo: si la masa atómica de
un elemento es 48 uma, su masa molar es 48 g.
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4.
Actividades complementarias
Cambios físicos y cambios químicos
S18.
Clasifique los cambios siguientes en físicos o químicos, y razone el porqué:
Congelación del líquido refrigerante del coche
Planchar la ropa.
Disolución del azúcar en el café con leche
Encender una cocina de gas.
Evaporación de un perfume
Oscurecimiento de una manzana que se acaba de
pelar.
Elaboración de mayonesa a partir de aceite y huevo
Dilatación del puente de Rande por el calor.
Fotosíntesis en las plantas
Tomar bicarbonato en una digestión pesada.
Encender una cocina de vitrocerámica
Revolver un huevo frito con una cuchara de plata
(ennegrece).
Ajuste de ecuaciones químicas
S19.
S20.
Ajuste las ecuaciones químicas siguientes:
C2H6 + O2 → CO2 + H2O
Pb(NO3)2 + KI → KNO3 + PbI2
Fe2O3 + C → Fe + CO2
KNO3 → K2O + N2 + O2
PCl3 + H2O → HCl + H3PO3
ZnS + O2 → ZnO + SO2
NO3Na + CaCl2 → Ca(NO3)2 + NaCl
C2H5OH + O2 → CO2 + H2O
Mg(OH)2 + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O
C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O
P4 + O2 → P2O5
Fe + Br2 → FeBr3
La combustión del eteno, C2H6, produce CO2 y H2O. Complete el dibujo siguiente, que representa la reacción de combustión anterior:
–
Cálculos estequiométricos
S21.
Explique por qué este enunciado tiene que ser falso: “La descomposición de 100
g de nitrato potásico produce 45 g de dióxido de nitrógeno y 85 g de potasio”.
S22.
Calcule:
¿Cuántos átomos de oro hay en un gramo de metal?
Página 21 de 42
¿Cuántos moles de Cl2O3 hay en 120 gramos de esta sustancia?
S23.
Indique si para la ecuación química 2 C2H2 + 5 O2 → 4 CO2 + 2 H2O son verdaderas las afirmaciones siguientes:
Afirmación
V/F
Cuando reaccionan 2 g de C2H2 con 5 g de O2 se obtienen 4 g de CO2 y 2 g de agua.
Por cada molécula de C2H2 que reacciona se forma una molécula de agua.
Por cada dos moles de C2H2 que reaccionan se consumen cinco moles de oxígeno.
Para obtener ocho moles de dióxido de carbono hay que quemar ocho moles de C2H2.
S24.
¿Verdadero o falso? En todas las reacciones químicas...
Afirmación
V/F
... se desprende calor.
... se conserva constante la masa.
...se conserva constante el número de moles.
..se conserva constante el número de átomos.
...se reorganizan los enlaces entre los átomos.
S25.
¿De dónde se puede extraer más oro, de 100 g de AuCl3 o de 130 g de Au2O3?
S26.
El nitrato amónico se descompone por calentamiento según esta ecuación:
NH4NO3 → H2O + N2 + O2
a) Ajuste la ecuación química.
b) ¿Cuántos gramos de oxígeno obtendremos cuando se descomponen 150 g de
nitrato amónico?
c) ¿Cuántos litros de oxígeno O2 se desprenderán cuando reaccionen 2 kg de
nitrato amónico?
S27.
La respiración es la combustión bioquímica de la glucosa, mediante la reacción
global:
C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O
a) Ajuste la ecuación química anterior de combustión de la glucosa.
b) Una persona quema al día unos 600 g de glucosa. ¿Cuántos gramos de oxígeno se precisan en esa combustión? ¿Cuántos moles de dióxido de carbono se
producen?
S28.
En la combustión del gas propano se obtuvieron 48 litros de dióxido de carbono.
La reacción es la siguiente:
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
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Nota: todos los gases están a 1 atm de presión y cero grados Celsius de temperatura (condiciones normales).
a) ¿Está ajustada la ecuación química tal como está escrita?
b) Calcule el volumen de propano consumido.
c) Calcule el volumen de oxígeno consumido en la combustión.
S29.
En el proceso 2 SO2 + O2 → 2SO3:
Nota: todos los gases están a 1 atm de presión y cero grados Celsius de temperatura (condiciones normales).
a) Calcule el volumen de oxígeno que se necesita para hacer reaccionar 20 litros de dióxido de azufre.
b) ¿Cuántos litros de trióxido de azufre obtendremos?
c) ¿Cuántos moles son?
S30.
La oxidación del hierro transcurre según la reacción Fe + O2 → Fe2O3.¿Es posible obtener 2950 g de óxido de hierro a partir de 2350 g de hierro metálico?
S31.
El metano es el principal componente del gas natural. Cuando se quema un mol
de metano, CH4, se desprenden 890 kJ (kilojulios) de calor. La reacción es CH4
(g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l).
a) Ajuste la ecuación de combustión del metano.
b) ¿Cuánto calor se desprende en la combustión de un kilogramo de metano?
c) ¿Cuántos moles de dióxido de carbono se emiten a la atmosfera en la combustión de ese kilogramo de metano? ¿Cuántos litros son, en condiciones normales de presión y temperatura?
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5.
Cuestionario de autoevaluación
1.
Clasifique los cambios siguientes en físicos o químicos:
Cambios
Físico
Químico
Hacer jabón a partir de grasas y sosa.
Evaporación del agua del mar por el calor del sol.
Llover.
Tostar la carne en la brasa.
Disolver alquitrán en gasolina.
2.
En las siguientes reacciones químicas, identifique qué enlaces se rompen y cuáles se forman:
3.
La Ley de Lavoisier establece que:
4.
El número de moles de reactivos es igual al número de moles de productos.
La masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.
Los litros que ocupan los reactivos tienen que ser igual que los litros que ocupan los productos.
El número de moléculas de los reactivos es igual al número de moléculas de los
productos.
¿Está bien ajustada la reacción química siguiente? Por qué?
PCl5 + 3 H2O → 5 HCl + H3PO4
5.
Ajuste las ecuaciones químicas siguientes:
HNO3 + Fe → FeO + NO2 + H2O
P2O5 + H2O → H3PO4
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6.
¿Verdadero o falso? En una reacción endotérmica...
V/F
... la temperatura se guarda dentro de los reactivos.
... se absorbe energía del exterior del recipiente donde se produce la reacción.
...se desprende calor hacia fuera del recipiente donde se está produciendo la reacción.
... se absorben átomos de reactivos.
7.
La masa molar de la acetona, CH3 - CO - CH3, es:
8.
58 u
58 g
54 u
54 g
¿Verdadero o falso? En un mol de agua líquida hay:
V/F
6.1023 átomos de oxígeno.
1,2.1024 átomos de hidrógeno.
180 gramos de agua.
22.4 litros de volumen.
9.
El dióxido de azufre, SO2 (gas), reacciona con el agua produciendo ácido sulfuroso:
SO2 (g) + H2O → H2SO3
¿Está ajustada la ecuación química?
Reaccionando 100 gramos de SO2, ¿cuántos gramos de ácido sulfuroso se producirán?
Y reaccionando 100 L de SO2, ¿cuántos moles de agua se consumirán?
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6.
Solucionarios
6.1
Soluciones de las actividades propuestas
S1.
Cambios
¿Físico?
¿Químico?
Físico. El agua pasa de sólido a
gas.
Químico. El agua se transforma
en oxígeno e hidrógeno.
Químico. Se forma una sustancia
nueva diatómica.
S2.
Los enlaces señalados en rojo son los enlaces que se rompen, y los verdes son los
enlaces nuevos que se formaron en la reacción química.
S3.
¿Qué sustancias son los reactivos?
¿Cómo se llaman?
¿Qué sustancias son los productos?
¿Cuáles son sus nombres?
Los reactivos son CO2 y H2O: dióxido de carbono y agua.
Son oxígeno (O2) y glucosa (C6H12O6)
S4.
En el óxido de cobre hay átomos de oxígeno y de cobre. De cobre hay 10 gramos,
y de oxígeno tiene que haber el resto hasta 12,52 gramos; luego de oxígeno hay
2,52 g.
S5.
Observemos si hay igual número de átomos de cada elemento en los reactivos y
en los productos. Las dos están bien ajustadas.
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S6.
a) NH3 (g) + FeO (s) → Fe (s) + N2 (g) + H2O (l)
Ajustamos los nitrógenos:
2 NH3 (g) + FeO (s) → Fe (s) + 1 N2 (g) + H2O (l)
Ajustamos los átomos de hierro:
2 NH3 (g) + 3 FeO (s) → 3 Fe (s) + N2 (g) + H2O (l)
Ajustamos los átomos de oxígeno
2 NH3 (g) + 3 FeO (s) → 3 Fe (s) + N2 (g) + 3 H2O (l)
¡Revise si hay los mismos átomos en los reactivos que en los productos!
b) KClO3 (s) → KCl (s) + O2 (g)
Ajustamos los oxígenos
2 KClO3 (s) → KCl (s) + 3 O2 (g)
Ajustamos los átomos de cloro y de potasio
2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g)
¡Compruebe que hay los mismos átomos en los reactivos que en los productos!
c) N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g)
Ajustamos los nitrógenos
N2 (g) + H2 (g) → 2 NH3 (g)
Ajustamos los hidrógenos:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
¡Compruebe que hay los mismos átomos en los reactivos que en los productos!
d) ZnS (s) + O2 (g) → ZnO (s) + SO2 (g)
Los átomos de Zn y de S ya están
ajustados; queda por ajustar el oxígeno.
Vemos que en los productos hay 3 átomos de oxígeno, entonces en los reactivos también debe haberlos; para eso tenemos que multiplicar por 3/2:
ZnS (s) + 3/2 O2 (g) → ZnO (s) + SO2 (g)
Así hay tres átomos de oxígeno en cada
miembro. Podemos transformar los coeficientes estequiométricos en números
enteros multiplicando todos ellos por 2:
Simplificando queda finalmente:
2 ZnS (s) +2 .3/2 O2 (g) → 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g)
2 ZnS (s) +3 O2 (g) → 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g)
¡Compruebe que hay los mismos átomos en los reactivos que en los productos!
S7.
a) Los subíndices representan el número de átomos de cada elemento que hay
en una molécula.
b) Los coeficientes estequiométricos representan el número de moléculas de
cada sustancia que intervienen en la reacción química.
c) ¡No se pueden cambiar, ya que cambiaríamos la fórmula de la molécula, y
ya no se trataría de la misma sustancia!
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S8.
Sodio
Cinc
Plomo
Yodo
Oxígeno
22,99 u
65,37 u
207,19 u
126,90 u
16,00 u
S9.
En el sistema periódico de los elementos vemos que la masa atómica del yodo
es 126,9 umas. También sabemos que la masa molar expresada en gramos/mol
contiene 6,023.1023 átomos; entonces:
6,023.10 23 átomos → 126,90 g
1átomo → x
x=
1 • 126,90
= 2,1.10 − 22 gramos
6,023.10 23
Para pasar los gramos a quilogramos dividimos entre mil, y da 2,1.10-25 kg.
S10.
a) Sulfato de cobre:
1 Cu = 63,54 u
1 S = 32,06 u
4 El = 4 x 16,00 u = 64, 0 u
Masa molecular = 63,54 + 32,06 + 64,0 = 159,6 u
b) Aspirina C9H8O4
9 C = 9 x 12,011 = 108,10 u
8 H = 8 x 1,008 = 8,064 u
4 El = 4 x 16,0 = 64,0 u
Masa molecular = 108,10 + 8,064 + 64,0 = 180,16 uma
S11.
S12.
Pasamos átomos a moles, y luego los moles a gramos:
Página 28 de 42
S13.
Un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros si está en condiciones normales; además 1 mol de CO son 12,01 + 16,0 = 28,01 gramos. Entonces pasamos los 300 g
de CO a moles y luego los moles a litros:
1 mol de CO
= 10,71 mol de CO
28,01 g
22, 4 L
10,71 mol de CO ⋅
= 240 litros
1 mol
300 g ⋅
S14.
a) Volumen de la sala = lado x lado x lado = 9 x 2,6 x 6,5 = 152,1 m3. Un metro cúbico son 1000 litros, luego 152, 1 m3 son 152.000 litros de aire.
b) Calculamos los litros de O2:
c) Como un mol de gas son 22,4 litros:
S15.
Pasamos 1 litro de gas a moles y luego a gramos. Dato: 1 mol de NO2 = 14,01g +
32,0 g = 46,01 gramos. Calculamos:
1 mol
= 0,0446 mol de NO 2
22.4 L
46,01 g
= 2,05 gramos de NO 2 gas.
0,0446 mol ⋅
1 mol
1 litro ⋅
S16.
a) Hay que ajustar la ecuación química NaCl → Na + Cl2
Ajustamos los cloros poniendo un 2 delante del NaCl:
Ajustamos ahora los sodios (Na):
2 NaCl → Na + Cl2
2 NaCl → 2 Na + Cl2
Escribimos una tabla con los datos de moles, gramos y litros de la reacción anterior:
Página 29 de 42
Reacción
Moles
Gramos
Litros (CN)
2 NaCl
→
2 mol
→
116,89 g
--
2 Na
+
Cl2
2 mol
1 mol
45,98 g
70,91 g
--
22,4 L
S17.
a) Ajustamos la ecuación química.
En primer lugar, ajustamos los nitrógenos: N2 + H2 → 2 NH3
En segundo lugar, ajustamos los hidrógenos: N2 + 3 H2 → 2 NH3 (ajustada).
Reacción
Moles
N2
+
3 H2
1 mol
3 moles
Gramos
28,01 g
6,05 g
Litros (CN)
22,4 L
67,2 L
→
2 NH3
2 moles
→
34,06 g
44,8 L
b)
Observe que en la regla de tres no pusimos 1.000 kg, sino 1.000.000 gramos,
ya que en la línea anterior escribimos 34,06 gramos: las dos unidades deben de
ser iguales.
Página 30 de 42
c)
Página 31 de 42
6.2
Soluciones de las actividades complementarias
S18.
Físico o
químico
Afirmación
Congelación del líquido refrigerante del
Justificación
Físico
El líquido sigue siendo la misma sustancia.
Disolución del azúcar en el café con leche.
Físico
El azúcar sigue siendo azúcar.
Evaporación de un perfume.
Físico
El perfume solo pasa de líquido a vapor, sigue
siendo el mismo perfume y la misma molécula.
Elaboración de mayonesa a partir de
Físico
Se forma una emulsión (un tipo de disolución) del
huevo en el aceite, pero siguen siendo huevo y
aceite.
coche.
aceite y huevo.
Fotosíntesis en las plantas.
Químico
Se producen nuevas sustancias en la fotosíntesis.
Encender una cocina de vitrocerámica.
Físico
Una resistencia aumenta la temperatura, pero no
se produce ninguna nueva sustancia.
Planchar la ropa
Físico
La ropa no cambia su composición química.
Encender una cocina de gas.
Químico
En la combustión del gas se generan nuevas sustancias.
Oscurecimiento de una manzana que se
Químico
Se produce la oxidación de sustancias de la manzana.
Físico
Los materiales del puente no cambian de composición.
Químico
El bicarbonato reacciona con el ácido del estómago
y produce nuevos gases, nuevas sustancias.
Químico
El azufre del huevo reacciona con la plata y forma
sulfuro de plata negro.
acaba de pelar.
Dilatación del puente de Rande por el
calor.
Tomar bicarbonato en una digestión pesa-
da.
Revolver un huevo frito con una cuchara
de plata (¡se pone negra!).
S19.
Reacción propuesta:
Reacción ajustada:
C2H6 + O2 → CO2 + H2O
2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O
Fe2O3 + C → Fe + CO2
2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe +3 CO2
PCl3 + H2O → HCl + H3PO3
PCl3 + 3 H2O → 3 HCl + H3PO3
NO3Na + CaCl2 → Ca(NO3)2 + NaCl
2 NO3Na + CaCl2 → Ca(NO3)2 + 2 NaCl
Mg(OH)2 + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O
Mg(OH)2 + 2 HNO3 → Mg(NO3)2 + 2 H2O
P4 + O2 → P2O5
P4 + 5 O2 → 2 P2O5
Pb(NO3)2 + KI → KNO3 + PbI2
Pb(NO3)2 + 2 KI → 2 KNO3 + PbI2
KNO3 → K2O + N2 + O2
2KNO3 → K2O + N2 + 5/2 O2
Página 32 de 42
ZnS + O2 → ZnO + SO2
ZnS + 3/2 O2 → ZnO + SO2
C2H5OH + O2 → CO2 + H2O
C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 +3 H2O
C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O
C6H12O6 + 6 O2 →6 CO2 + 6 H2O
Fe + Br2 → FeBr3
2 Fe + 3 Br2 → 2 FeBr3
S20.
Primero ajustamos la reacción: 2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O
En el dibujo de la reacción observamos que en los reactivos hay 2 moléculas de
C2H6 y 7 moléculas de O2, lo que es correcto, pero en los productos faltan moléculas: faltan por dibujar 3 moléculas más de CO2 y 5 moléculas más de agua H2O.
S21.
Es falso porque la masa de los productos es 45 + 85 = 130 gramos, mientras que la
masa de los reactivos es 10 gramos, no son iguales las dos masas, entonces no
puede ser cierto.
S22.
a) En el sistema periódico de los elementos vemos que la masa atómica del oro
(Au) es 196,97 umas. Por lo tanto un mol de oro son 196,97 gramos, y para saber cuántos átomos son, hacemos una proporción (regla de tres):
b) Primero calculamos cuántos gramos son un mol de Cl2O3: 2x35,45 +
3x16,00 = 118,9 g cada mol. Entonces:
S23.
Afirmación
V/F
Cuando reaccionan 2 g de C2H2 con 5 g de O2 se
obtienen 4 g de CO2 y 2 g de agua.
Por cada molécula de C2H2 que reacciona se forma
una molécula de agua.
Por cada dos moles de C2H2 que reaccionan se con-
sumen cinco moles de oxígeno.
Para obtener ocho moles de dióxido de carbono hay
Página 33 de 42
Falso. La masa de los productos no es igual a la masa
de los reactivos.
Verdadero
Verdadero
Falso. Hay que quemar 4 moles de C2H2
que quemar ocho moles de C2H2.
S24.
Afirmación
V/F
... se desprende calor”.
Falso
... se conserva constante la masa”.
Verdadero
... se conserva constante el número de moles”.
Falso
... se conserva constante el número de átomos”.
Verdadero
... se reorganizan los enlaces entre los átomos”.
Verdadero
S25.
Antes tenemos que calcular la masa molar de cada compuesto:
M (AuCl3) = 196,97 + 3x35,45 = 303,32 gramos cada mol de AuCl3
M (Au2O3) = 196,97x2 + 3x16,00 = 441,94 gramos cada mol de Au2O3.
Ahora calculamos cuántos gramos de oro hay en cada compuesto:
Entonces extraeremos más oro del segundo compuesto.
S26.
a) NH4NO3 → H2O + N2 + O2
Los nitrógenos están ya ajustados, entonces ajustamos los hidrógenos:
NH4NO3 → 2 H2O + N2 + O2 Ahora ajustamos los oxígenos:
NH4NO3 → 2 H2O + N2 + 1/2 O2 (podemos dejar el coeficiente 1/2 así; también
podría usted, si quiere, multiplicar todos los coeficientes estequiométricos por
2: la reacción seguirá estando bien ajustada).
Moles
Gramos
NH4NO3
→
2 H2O
1 mol
→
2 moles
1 mol
0.5 mol
36,03 g
28,01 g
16,00 g
80,05 g
Página 34 de 42
+
N2 (gas)
+
1/2 O2 (gas)
Litros
--
--
22.4 L
11,2 L
b)
c)
S27.
a)
Primero ajustamos los carbonos: C6H12O6 + O2 → 6 CO2 + H2O
A continuación ajustamos los hidrógenos: C6H12O6 + O2 → 6 CO2 + 6 H2O
Por último ajustamos los oxígenos: C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
b)
C6H12O6
Moles
Gramos
–
+
6 O2
1 mol –
–
180.1
6g
→
6 CO2
–
6 mol
+
6 H2O
–
6 mol
6 mol
–
–
192 g
–
264,07 g
–
precisan
Se 180,16 g de glicosa 

→ 192 g de O 2 
 x = 639, 4 g de O 2
precisarán
600 g de glicosa
x

→

c)
S28.
a) No está ajustada todavía. La ajustamos:
Página 35 de 42
108,10 g
Ajustamos los átomos de carbono: C3H8 + O2 → 3 CO2 + H2O
Ajustamos los hidrógenos: C3H8 + O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Ajustamos los oxígenos. Hay 10 oxígenos en los productos, así que ponemos 5
en el O2:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O Así está bien ajustada.
b)
C3H8
Moles
+
5 O2
→
1 mol
5 mol
Gramos
44,10 g
160,0 g
Litros
22,4 L
112,0 L
3 CO2
→
+
4 H 2O
3 mol
4 mol
132,03 g
72,06 g
67,2 L
---
c)
S29.
La reacción 2 SO2 + O2 → 2 SO3 ya está ajustada.
2 SO2
+
O2
→
Moles
–
2 mol
–
1 mol
Litros
–
44,8 L
–
22,4 L
2 SO3
–
–
2 mol
–
–
44,8 L
–
a)
b) Si 22,4 L de O2 → 44,8 L de SO3
10 L de O2 → x
Página 36 de 42
x=
10 • 44,8
= 20 L de SO3
22,4
c) Pasamos los litros de SO3 a moles:
1 mol gas
= 0,89 moles de SO3
22, 4 litros
20 litros de SO3 ⋅
S30.
Ajustamos la ecuación química empezando por los átomos de hierro:
2 Fe + O2 → Fe2O3
Ajustamos los oxígenos: hay tres átomos en los productos, por lo tanto tiene
que haber también 3 en los reactivos; multiplicamos el O2 por 3/2:
2 Fe + 3/2 O2 → Fe2O3
2 Fe
Moles
Gramos
+
2 mol
3/2 O2
1,5 mol
→
Fe2O3
1 mol
→
111,69 g
159,69 g
Calculamos:
Por lo tanto, sí que se pueden conseguir los 2950 gramos que se citan en la pregunta.
S31.
a) Los carbonos están ajustados ya; ajustamos los hidrógenos:
CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O
Ajustamos los oxígenos. En los productos hay 4 átomos de oxígeno, entonces
ponemos un 2 en el O2 de los reactivos:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
CH4
Moles
+
2 O2
1 mol
2 mol
Gramos
16,04 g
64,0 g
Litros de gas
22,4 L
44,8 L
Página 37 de 42
→
→
CO2
+
2 H2O
1 mol
2 mol
44,01 g
36,03 g
22,4 L
---
b) ¿Calor desprendido?
c) ¿Litros de dióxido de carbono?
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6.3
Soluciones del cuestionario de autoevaluación
1.
Cambios
Físico
Químico
Hacer jabón a partir de grasas y sosa
Evaporación del agua del mar por el calor del sol
Llover
Tostar la carne en la brasa
Disolver alquitrán en gasolina
2.
3.
La masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.
4.
PCl5 + 3 H2O → 5 HCl + H3PO4
No está ajustada. En los reactivos hay 6 hidrógenos y en los productos hay 5 + 3 = 8,
y debería haber los mismos.
5.
2 HNO3 + Fe → FeO + 2 NO2 + H2O
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P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4
6.
V/F
... la temperatura se guarda dentro de los reactivos.
F
...se absorbe energía del exterior del recipiente donde se produce la reacción.
V
... se desprende calor hacia fuera del recipiente donde se está produciendo la reacción.
F
... se absorben átomos de reactivos.
F
7.
58 g
8.
V/F
6.1023 átomos de oxígeno
V
1,2.1024 átomos de hidrógeno
V
180 gramos de agua
F
22.4 litros de volumen
F
¿Está ajustada la ecuación química?
Sí
9.
Reaccionando 100 gramos de SO2, ¿cuántos gramos de ácido sulfuroso se producirán?
128,1 g
Y reaccionando 100 L de SO2, ¿cuántos moles de agua se consumirán?
4,46 mol
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7.
Glosario
Aspirina
El ácido acetilsalicílico (AAS) (aspirina) es un fármaco antiinflamatorio no esteroideo
(AINE) del grupo de los salicilatos. Se usa frecuentemente como antiinflamatorio, analgésico y antipirético (contra la fiebre) y antiagregante plaquetario indicado para personas con
alto riesgo de coagulación sanguínea. Antiguamente se obtenía de la corteza de árboles
como el sauce (salix).
Avogadro
Amedeo Avogadro (Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro), Conde de Quaregna y
Cerreto, (*Turín, 9 de agosto de 1776 - † Turín, 9 de julio de 1856). Fue un físico y químico
italiano, profesor de Física en la universidad de Turín. Formuló la llamada Ley de Avogadro, que dice que volúmenes iguales de gases distintos (bajo las mismas condiciones de
presión y temperatura) contienen igual número de partículas. Avanzó en el estudio y desarrollo de la teoría atómica, y en su honor se le dio su nombre al número de Avogadro.
Ajustar
Determinar cuántas moléculas de cada sustancia intervienen en una reacción química, de
modo que el número de átomos de cada elemento sea igual antes que después de la
reacción.
Cambio físico
Cambio que deja inalterada la naturaleza de las sustancias. Estas siguen siendo las
mismas antes que después del cambio.
Cambio químico
En un cambio químico las sustancias iniciales y las finales, después del cambio, no son las
mismas.
Coeficiente este-
Número que indica cuántas moléculas de cada sustancia reaccionan.
A
C
quiométrico
Electrolisis
Reacción química provocada por la acción de la electricidad en forma de corriente
contínua.
Endotérmica
Reacción química en la que se absorbe calor del exterior.
Exotérmica
Reacción en la que se desprende calor al exterior.
G
Glúcido
Los glúcidos, carbohidratos, hidratos de carbono o sacáridos (del griego σάκχαρον que
significa "azúcar") son moléculas orgánicas compuestas por carbono, hidrógeno y oxígeno.
Son solubles en agua y son la forma biológica primaria de almacenamiento y consumo de
energía.
M
Mol
Un mol es un número de objetos igual al número de Avogadro, esto es, 6.1023 objetos.
P
Productos
Sustancias resultantes luego de una reacción química.
Reacción química
Proceso en el que unas sustancias iniciales se transforman en otras sustancias diferentes.
Reactivos
Sustancias que hay inicialmente antes de que ocurra la reacción química.
uma
Unidad de Masa Atómica. Es una pequeña unidad de masa, adecuada para medir masas
tan pequeñas como las de los átomos. Una uma equivale a 1,66.10-24 gramos.
E
R
U
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8.
Bibliografía y recursos
Bibliografía
Educación Secundaria para las personas adultas. 3 Naturaleza. Xunta de Galicia
(2005).
Ergio. Física y química. 3º ESO. Ed. Vicens-Vives.
Física y química. 3º ESO. Ed. Oxford .
Obradoiro 3º ESO. Ed. Santillana.
Física y química. 3º ESO. Ed. SM.
Física y química 3º ESO. Ed. Editex.
Ligazones de internet
[http://tablaperiodica.educaplus.org]
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