reacciones químicas y el equilibrio

Reacciones químicas y el equilibrio


C.Q.1.5 Aplica el concepto mol para calcular fórmulas empíricas, moleculares y de hidratos, relaciones estequiométricas, y para expresar la concentración de una solución.C.Q.1.6 Identifica relaciones estequiométricas y calcula el rendimiento teórico y el por ciento de rendimiento en ecuaciones químicas balanceadas.C.Q.3.1 Explica que una reacción química ha llegado al equilibrio cuando las reacciones directas e inversas (reversible) ocurren con igual rapidez.C.Q.3.2 Explica que hay equilibrios que se rompen cuando se perturban más allá de su límite de tolerancia.C.Q.3.3 Identifica sistemas en equilibrio que al perturbarse logran espontáneamente una nueva situación de equilibrio al aplicar el principio de Le Châtelier.E.Q.2.3 Utiliza y explica el funcionamiento de un calorímetro para medir energía absorbida y liberada.NC.Q.2.9 Evalúa los riesgos de fabricar y manipular explosivos tales como petardos y bombas caseras.

● Los químicos necesitan un método adecuado para contar con exactitud el número de átomos, moléculas o fórmulas unitarias de la muestra de una sustancia.

● Como sabes los átomos y las moléculas son extremadamente pequeños.

● Hay tantos de ellos, incluso en la muestra más pequeña, que es imposible contarlos realmente; esa fue la razón por la que los químicos crearon su propia unidad de conteo, llamada mol.

Reacciones químicas y el equilibrioC.Q.1.5 Aplica el concepto mol para calcular fórmulas empíricas, moleculares y de

hidratos, relaciones estequiométricas, y para expresar la concentración de una solución.

¿Qué es un mol?

● Mol es la unidad básica del SI utilizada para medir la cantidad de una sustancia.

● Es el número de partículas representativas, átomos de carbono que hay exactamente en 12 gramos de carbono-12 puro.

● A través de años de experimentación, se ha establecido que un mol de cualquier sustancia contiene 6.0221367 x 10^23

partículas representativas.● Estas partículas pueden ser de cualquier clase, como átomos,

moléculas, fórmulas unitarias, electrones o iones.

^ este símbolo significa elevado a la ___ potencia.

Número de Avogadro● 6.0221367 x 10 ^23 se le conoce como número de Avogadro

en honor al físico que determinó el volumen de un mol de un gas.

● Se redondea a 6.02 x 10^23

● La partícula representativa del mol de agua es la molécula de agua; la del mol de cobre es el átomo de cobre y la del mol de cloruro de sodio es la fórmula unitaria (fórmula más simple).

Convertir moles a partículas y partículas a moles

●Factor de conversión:

●12 rosas/1 docena

●3.5 docenas de rosas= ____rosas

●3.5 docenas 12 rosas =

1 docena

●42 rosas

Factor de conversión● Sabes que un mol contiene 6.02 x 10^23

partículas representativas.● Factor de conversión:

6.02 x 10 ^23 partículas representativas1 mol

Ejemplo: Sacarosa (azúcar)●Determina el número de moléculas3.50 moles de sacarosa 6.02 x 10^23 moléculas sacarosa

Ejercicios de Práctica1. Determina el número de átomos en 2.50 moles de Zn.2. Dados 3.25 moles de AgNO3 determina el número de

fórmulas unitarias.3. Calcula el número de moléculas en 11.5 moles de H2O

Inverso del número de Avogadro● Supón que deseas saber cuántos moles hay en un

determinado número de partículas representativas.

1 mol = 6.02 x 10^23 partículas representativas

Conversión del número representativo de partículas a moles● El zinc se utiliza para evitar en el hierro y acero la

corrosión. Calcula el número de moles que hay en 4.50 x 10^24 átomos de zinc (Zn).

Datos conocidos:4.50 x 10^24 átomos Zn

1 mol Zn = 6.02 x 10 ^23 átomos ZnDesconocido:Mol Zn = ? mol

Ejercicios de práctica

Determina cuántos moles hay

a) 5.75 x 10^24 átomos de Al

b) 3.75 x 10^24 moléculas de CO2

c) 3.58 x 10^23 fórmulas unitarias ZnCl2

d) 2.50 x 10^20 átomos de Fe

La masa de un mol● La masa en gramos de un mol de cualquier sustancia se

conoce como masa molar.● La masa molar de cualquier elemento es

numéricamente igual a su masa atómica y tiene las unidades g/mol

● Ejemplo: un átomo de manganeso● Masa molar de Mn: 54.94 uma● La masa atómica en la tabla periódica es 54.94 uma

que es igual a la masa molar que es 54.94 g/mol

Ejemplo: Convertir mol a masa

●El cromo se utiliza para evitar la corrosión. Calcula la masa en gramos de 0.0450 moles de Cromo.

●Datos conocidos:●0.0450 moles de Cr●Masa molar Cr = 52.00 g/mol Cr●Datos desconocidos●0.0450 moles = ? gramos

Ejemplo: mol a masa●Datos conocidos:●0.0450 moles de Cr●Masa molar Cr = 52.00 g/mol Cr●Datos desconocidos●0.0450 moles = ? Gramos

0.0450 moles de Cr 52.00 g Cr 1 mol Cr=

Ejercicios: Conversión mol a masa

11. Determina la masa en gramos de cada una de las sustanciasa) 3.57 moles Al =____ g Alb) 42.6 moles Si = _____g Sic) 3.45 moles Co = ____g Cod) 2.45 moles Zn = ____g Zn

Ejemplo:Conversión de masa a mol

● Calcio elemento muy reactivo siempre está combinado con otros elementos. ¿Cuántos moles de calcio hay en 525 gramos de calcio (Ca).

● Datos conocidos:● Masa = 525 g Ca● Masa molar = 40.08 g / mol de Ca● Desconocido:● Número de moles Ca

Ejemplo:Conversión de masa a mol

●Datos conocidos:●Masa = 525 g Ca●Masa molar = 40.08 g / mol de Ca●Desconocido: Número de moles Ca

Conversión mol a masaDetermina el número de moles en:a) 25.5 g Ag = ___ moles Agb) 125 g Znc)100 kg Fe

Ejemplo:Conversión de masa en átomos

● El oro está en los llamados metales de acuñación (cobre, plata y oro). ¿Cuántos átomos de oro hay en una pepita de oro puro que tiene una masa de 25.0 g?

Conocido:25.0 g AuMasa molar Au = 196.97 g/mol AuDesconocido: # átomos

25 g Au 1 mol Au 6.02x10^23 átomos Au

196.967 g Au 1 mol

Au

= 7.65 x 10^22 átomos Au

Ejercicios de práctica¿Cuántos átomos hay en cada una de las muestras?a. 55.2 g de Li = _____átomos Li

b. 0.230 g de Pb = ____átomos Pbc. 11.5 g de Hg = ____átomos Hgd. 45.6 g de Si =____átomos Sie. 0.120 kg de Ti =____ átomos Ti

Conversión de átomos a masa

El helio es un gas noble no reactivo que con frecuencia, se encuentra en dispositivos subterráneos mezclado con metano. Esta mezcla gaseosa se separa por enfriamiento hasta que todo se haya licuado, exceptuando el helio. Un globo para una fiesta contiene 5.50 x 10^22 átomos de helio gaseoso.¿ Cuál es la masa en gramos del helio?

5.50 x 10^22 1 mol He 4.00 g He

átomos He 6.02 x 10^23 1 mol He átomos He

= 0.366 g He

¿Cuál es la masa en gramos?

a. 6.02 x 10^24 átomos Bi = _____g Bib. 1.00 x 10^24 átomos Mn = ___g Mnc. 3.40 x 10^22 átomos He = ___g Hed. 1.50 x 10^15 átomos N ___g Ne. 1.50 x 10^15 átomos U ___g U

Moles de compuestos:Fórmulas químicas y mol

● Recuerda que la fórmula química de un compuesto indica los tipos de átomos y el número de estos que hay en una unidad del compuesto.

● En algunos cálculos químicos puede ser necesario convertir los moles de un compuesto a moles de átomos individuales del compuesto y viceversa.

Ejemplo: Relaciones del mol de una fórmula química

● El óxido de aluminio (Al2O3) llamado también alúmina,

es la principal materia prima en la producción de aluminio y se encuentra en los minerales corindón y bauxita. Determina los moles de iones de aluminio (Al3+) en 1.25 moles de óxido de aluminio.

Ejemplo: Relaciones del mol de una fórmula química

● Datos conocidos Número de moles = 1.25 moles de Al2O3

Desconocido:Número de moles = ? moles de iones de (Al3+)

1.25 moles Al2O3 2 moles iones Al3+

1 mol Al2O3

Ejercicios de práctica● Determina el número de moles de iones de cloruro que

hay en 2.50 moles de ZnCl2.

● Calcula el número de moles de cada elemento presentes en 1.25 moles de glucosa (C6 H12 O6)

● Calcula el número de moles de iones sulfato presente en 3.00 moles de sulfato de hierro (III) (Fe2(SO4)3).

● ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 5.00 moles de Pentóxido de difósforo (P2O5)?Calcula el

número de moles de átomos de hidrógeno existentes en 11.5 moles de agua ( H2O)

Masa molar de un compuesto

●La masa de un mol de un compuesto es igual a la suma de las masas de cada partícula del compuesto.

# de moles x masa molar = # gramos

Ejemplo: Calcula la masa molar K2CrO4

2.000 moles K x (39.10 g K / 1 mol K) = 78.20 g K1.000 moles Cr x (52.00 g Cr / 1 mol Cr)= 52.00 g Cr4.000 moles O x ( 16.00 g O / 1 mol O) = 64.00 g O +Masa molar del compuesto K2CrO4 = 194.20 g K2CrO4

Mol a masa en compuestosOlor del ajo por el compuesto sulfuro de alilo [(C3H5) 2S]. ¿

Cuál es la masa de 2.50 moles de sulfuro de alilo?Dato conocido: 2.50 moles de (C3H5) 2S

Dato desconocido:Masa molar (C3H5) 2S = ?g/mol (C3H5) 2S

Masa = ? g (C3H5) 2S

Ejercicios● ¿Cuál es la masa de 3.25 moles de ácido sulfúrico (H2SO4)?

● ¿Cuál es la masa de 4.35 x 10^-2 moles de cloruro de zinc (ZnCl2)?

● ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio hay en 2.55 moles?

Ejemplo: Conversión de masa a moles en un compuesto

● El hidróxido de calcio (Ca(OH) 2) se usa para remover el

dióxido de azufre de los gases de escape emitidos por plantas de energía y para ablandar el agua mediante la eliminación de iones Ca2+ y Mg2+. Calcula el número de moles de hidróxido de calcio en 325 g.

Ejemplo: Conversión de masa a moles en un compuesto

Calcula la masa molar del Ca(OH) 2

Datos conocidos:Masa 325 g Ca(OH)2

Datos desconocidos:Masa molar = ? g/mol Ca(OH)2

Número de moles Ca(OH) 2

Ejercicios de Práctica

Determina el número de moles en:a) 22.6 g AgNO3

b) 6.50 g ZnSO4

c) 35.0 g HCl d) 25.0 g Fe2O3

e) 254 g PbCl4

Conversión: masa de un compuesto a partículas

El cloruro de aluminio (AlCl3) se usa para refinar el

petróleo y en la fabricación de caucho y lubricantes. Una muestra de esta sustancia tiene una masa de 35.6 g.1. ¿Cuántos iones de aluminio contiene?2. ¿Cuántos iones de cloro posee?3. ¿Cuál es la fórmula unitaria del cloruro de

aluminio?

Ejercicio de práctica

Una muestra de cromato de plata (AgCrO4) tiene

una masa de 28.5 gramos.1. ¿Cuántos iones Ag+ contiene?2. ¿Cuántos iones CrO4

2- posee?

3. ¿Cuál es la masa en gramos de una formula unitaria de cromato de plata?

Porciento de composición de un compuesto

El trabajo de un químico analítico es identificar los elementos que forman un compuesto y determinar su porciento por masa.Ejemplo: una muestra de 100 g de un compuesto contiene 55 g elemento X y 45 g elemento Y.El porciento por masa = (masa elemento/masa compuesto) x 100

Porciento de composición de un compuesto

% masa = (masa elemento/masa compuesto) * 100

% masa = (55 g elemento X / 100 g compuesto)* 100 =

55% X

% masa = (45 g elemento Y / 100 g compuesto) * 100 =

45% Y

Ej: Porciento de composición del agua (H2O), H y O

% masa = (2.02 g H / 18.02 g H2O) * 100 = 11.2 % H

% masa = (16.00 g O / 18.02 g H2O) * 100 = 88.80% O

% masa elemento = [masa elemento * (1 mol compuesto/ masa molar compuesto)] * 100 =

Fórmulas empíricas y moleculares

1. Determina el porciento por masa de cada elemento en el cloruro de calcio.

2. Calcula el porciento de composición del sulfato de sodio.

3. Entre el H2SO4 y el H2S2O8, ¿Cuál tiene el mayor

porciento por masa de azufre?4. ¿Cuál es el porciento de composición del ácido

fosfórico H3PO4?

Fórmula empírica

La fórmula empírica de un compuesto es la razón molar con el número entero más pequeño de los elementos y puede ser igual o no a la fórmula molecular real.Si las dos fórmulas son diferentes, la fórmula molecular siempre será un múltiplo simple de la fórmula empírica.Ejemplo: Peróxido de hidrógenoFórmula empírica = HOFórmula molecular = H2O2 La razón entre oxígeno en ambas

fórmulas es 1:1

Calcular fórmula empírica a partir del porciento de composición

Compuesto óxido de azufre Porciento de composición

40.05% S 59.95% O

Convierte de gramos a moles los elementos.Hay 40.05 g S y 59.95 g O.40.05 g S x (1mol S/ 32.07 g S) = 1.249 moles S59.95 g O x ( 1mol O / 16.00 g O) 3.747 moles OLa razón molar es 1.249 : 3.747

Calcular fórmula empírica a partir del porciento de composición

La razón molar es 1.249 : 3.747 ¿Cómo convertir la razón molar a números enteros?Escoge el elemento con menos moles azufre (S) y divide ambas cantidades por este número.1.249 moles S/ 1.25 = 1 mol S3.747 moles O/ 1.25 = 3 moles OLa razón molar más pequeña entre S y O es 1:3.La fórmula empírica del óxido de azufre es SO3

Ejemplo Calcular fórmula empírica a partir del porciento de composición

● Determina la fórmula empírica: 48.64% C, 8.16 % H y 43.20% O.

● La fórmula molecular específica el número de átomos reales de cada elemento en una molécula o fórmula unitaria de la sustancia.

● CH- acetileno● CH-benceno● Compuestos diferentes.● Tienen la misma formula empírica.● Fórmula molecular acetileno C2H2

● Fórmula molecular del benceno C6H6

Estequiometría

Describe el concepto estequiometría

Estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas entre las cantidades de reactivos utilizados y los productos formados por una reacción química.

Escribe relaciones derivadas a partir de una ecuación química balanceada.

4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)

Relaciones derivadas a partir de una ecuación química balanceadaHierro + Oxígeno → Óxido de hierro (III)4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)4 átomos de Fe + 3 moléculas de O2 → 2 fórmulas unitarias de Fe2O3

4 moles de Fe + 3 moles de O2 → 2 moles de Fe2O3

223.4 g de Fe + 96.0 g de O2 → 319.4 g de Fe2O3

319.4 g de reactivos → 319.4 g de productos

Ejemplo de ecuación química balanceada en términos de partículas, moles y masa

4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)La masa de los reactivos puede calcularse de esta manera:4 moles de Fe * (55.85 g de Fe / 1 mol de Fe) = 223.4 g de Fe 3 moles de O2 * (32.00 g de O2 / 1 mol de O2) = 96.00 g de O2

La masa total de los reactivos = 319.4 g

De igual forma, la masa del producto es2 moles de Fe2O3 * (159.7 g de Fe2O3 / 1 mol de Fe2O3) = 319.4 g

¿Qué es una razón molar?

Una razón molar es aquella que se da entre los números de moles de dos sustancias cualesquiera en una ecuación química balanceada.

Escribe una ecuación química y ejemplos de razones molares.

2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s) a. 2 moles Al / 3 moles de Br2 y 2 moles Al / 2 moles AlBr3 b. 3 moles de Br2 / 2 moles Al y 3 moles de Br2 / 2 moles AlBr3 c. 2 moles AlBr3 / 2 moles Al y 2 moles AlBr3 / 3 moles de Br2

¿Para que se necesita una ecuación química balanceada en la solución de cálculos estequiométricos?

Supón que un químico necesita obtener cierta cantidad de producto a partir de una reacción. ¿Cuánto reactivo debe utilizarse? O, supón que el químico desea saber cuánto producto se formará si se utiliza cierta cantidad de reactivo. Los químicos utilizan los cálculos estequiométricos para responder estos interrogantes.

Enumera los cuatro pasos utilizados en la solución de problemas estequiométricos

Pasos para los cálculos estequiométricos1. Escribe una ecuación química balanceada.2. Determina los moles de la sustancia dada utilizando una

conversión de masa a mol.3. Determina los moles de la sustancia desconocida a partir

de los moles de la sustancia dada.4. A partir de los moles de la sustancia desconocida,

determina la masa de la sustancia desconocida utilizando una conversión de masa a mol.

¿Por qué se detienen las reacciones?Cuando una reacción química se ejecuta en el laboratorio, generalmente, hay uno o más reactivos en exceso, y uno es limitante.

¿Qué es un reactivo limitante?El reactivo limitante limita el grado de reacción, y por ende determina la cantidad del producto.

¿Qué es un reactivo en exceso?Los reactivos en exceso son los demás reactivos que permanecen después de que la reacción se detiene.

¿Qué es el porciento de rendimiento?

El porciento de rendimiento del producto es la razón del rendimiento real y el rendimiento teórico expresado como porciento.

¿Cómo puedes determinar cuál reactivo es limitante?

Para determinar el reactivo limitante, la razón real de moles de los reactivos disponibles debe compararse con la razón de los reactivos obtenidos a partir de los coeficientes en la ecuación química balanceada.

¿Por qué se utiliza un exceso de un reactivo?

Los químicos han descubierto que al utilizar un exceso de un reactivo –con frecuencia el menos costoso- se pueden continuar las reacciones hasta que todo el reactivo limitante se agote. Al utilizar un exceso de un reactivo también se puede acelerar una reacción.

¿Qué es el rendimiento real?

El rendimiento es la cantidad de producto que se obtiene realmente cuando se realiza la reacción química en un experimento.

¿Cómo se calcula el porciento de rendimiento?

¿Cómo se calcula el porciento de rendimiento?

Cuando se agrega cromato de potasio (K2CrO4) a una solución que contiene 0.500g de nitrato de plata (Ag2NO3), se forma cromato de plata sólido (Ag2CrO4)a. Determina el rendimiento teórico del precipitado cromato de plata.b. Si se obtiene 0.455 g de cromato de plata, calcula el porciento de rendimiento.

Equilibrio químicoC.Q.3.1 Explica que una reacción química ha llegado al equilibrio cuando las reacciones directas e inversas (reversible) ocurren con igual rapidez.


Una reacción reversible es aquella que puede ser directa o inversa.Directa N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)Inversa N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)Cuando el sistema ha alcanzado el estado de equilibrio significa que procesos opuestos están ocurriendo simultáneamente y a la misma rapidez.El equilibrio químico es un estado en el cual las reacciones directa e inversa se equilibran entre sí porque ocurren a igual rapidez.Rapidez de la reacción directa = Rapidez de la reacción inversa

Reacción en equilibrio N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)


Reacción reversible es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (↔). Generalmente se lleva a cabo en un sistema cerrado, entonces los productos que se forman interactúan entre si para reaccionar en sentido inverso (←) y regenerar los productos. Luego de cierto tiempo, la velocidad de reacción directa (→) e inversa (←) se igualan, estableciéndose entonces el equilibrio químico.Ejemplos:1. CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)

2. N2(g) + 3H2(s) ↔ 2NH3(g)

3. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g)

http://www.fullquimica.com/2010/09/sistema-quimico.html

http://www.fullquimica.com/2010/09/sistema-quimico.html

Principio de Le chȃtelier C.Q.3.2 Explica que hay equilibrios que se rompen cuando se perturban más allá de su límite de tolerancia.

Si se aplica una fuerza a un sistema en equilibrio, el sistema se desplaza en la dirección que alivia la fuerza.Una fuerza es cualquier cambio que perturba un sistema en equilibrio.Si se disminuye el volumen de una sustancia en un frasco de reacción a una temperatura constante aumenta la presión interior o contrario si aumento el volumen la presión disminuye.

PRINCIPIO DE LE CHÂTELIERC.Q.3.3 Identifica sistemas en equilibrio que al perturbarse logran espontáneamente una nueva situación de equilibrio al aplicar el principio de Le Châtelier.

Este principio establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de dicha perturbación.Con las palabras del propio Le Châtelier:

“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación”


· Según la concentración de reactivos o productos:Si aumentamos la concentración de un sistema que se encontraba originalmente en equilibrio químico, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la ecuación que ha sido afectado mientras que si la disminuimos ésta se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado. Así que:


· Según la temperaturaExotérmica Aumenta hacia la izquierda y disminuye hacia la derechaEndotérmica Aumenta hacia la derecha y disminuye hacia la izquierda· Según el volumen Disminuye Aumenta· Según la presiónAl aumentar la presión del sistema hace que el equilibrio se desplace hacia el lado de la ecuación química que produce menos cantidad de moles gaseosos. En el proceso contrario, al disminuir la presión el equilibrio se desplaza hacia el lado que produce la mayor cantidad de moles gaseosos.


EJEMPLO DEL PRINCIPIO DE CHÂTELIERCON RESPECTO A LA PRESION Y AL VOLUMEN

CO (g) + CI 2 (g) <------> COCI 2 (g)

2 volúmenes 1 volumen

Al aumentar la presión en este sistema de equilibrio, se desplazara hacia la derecha, es decir donde existe menos volumen. En sentido contrario, si existiera una disminución de presión, el equilibrio se ira donde hay mas volumen, o sea hacia los reactantes, y estableciéndose un nuevo equilibrio seguidamente.


Efecto de la CatálisisEl principio de Le Chatelier ignora la presencia del catalizador. Lo que sucede es que la velocidad de reacción aumenta con la acción del catalizador porque el abrevia el tiempo necesario para que el sistema alcance el equilibrio. El no modifica la posición de equilibrio, pues tanto la reacción directa como la inversa son catalizadas en la misma extensión ya que el no sufre una transformación permanente en el curso de la reacción. El participa de la reacción formando sustancias intermedias que reaccionan inmediatamente regenerando el catalizador. Esto puede ser demostrado por las ecuaciones.A + X à AXAX + B à AB + X X = catalizador

Recuperado de http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/principio-de-le-chatelier#ixzz2Pp5hwFUx

CalorímetroE.Q.2.3 Utiliza y explica el funcionamiento de un calorímetro para medir energía absorbida y liberada.

CalorímetroE.Q.2.3 Utiliza y explica el funcionamiento de un calorímetro para medir energía absorbida y liberada.

El calorímetro es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos.En un caso ideal de transferencia de calor se puede hacer una simplificación: que únicamente se consideren como sustancias intervinientes a las sustancias calientes y frías entre las que se produce la transferencia de calor y no los recipientes, que se considerarían recipientes adiabáticos ideales, cuyas paredes con el exterior serían perfectos aislantes térmicos (calorímetro); el caso real más parecido sería un termo o un saco de dormir con relleno de plumas.

Conexión con tu ambiente: Riesgos de fabricar y manipular explosivos.NC.Q.2.9 Evalúa los riesgos de fabricar y manipular explosivos tales como petardos y bombas caseras.

Un explosivo es aquella sustancia que por alguna causa externa (roce, calor, percusión, etc.) se transforma en gases; liberando calor, presión o radiación en un tiempo muy breve.Deflagrantes son los explosivos en los que la reacción se inicia por mecanismos químicos tradicionales: activación termocinética. La velocidad de éstos no supera la velocidad del sonido (medida en el medio explosivo, que siendo sólido o líquido, es muy superior a la del aire). La barrera del sonido atempera la energía cedida por éste, de modo que no son muy potentes.Su interés es escaso: pirotecnia y algunas aplicaciones en las que se requiera baja energía.En esta línea, los propelentes son considerados un subgrupo de los explosivos deflagrantes.● Pólvora negra● Otras pólvoras o explosivos que utilicen de oxidante el Nitrato de Potasio y

Clorato de Potasio por lo general son deflagrantes.


La reacción en detonantes se autoabastece por una onda de choque, supersónica (en el medio que recorre), que inicia al explosivo a medida que esta transcurre. Dada la alta velocidad de la reacción son explosivos muy potentes. Dentro de esta clase se pueden incluir todos las sustancias explosivas mencionadas a continuación.Actualmente las dinamitas se han inclinado por mezclas de nitroglicol, de mayor estabilidad, junto con nitrocelulosa. En adición, comprenden otros ingredientes como aluminio (aumenta el calor y potencia), que le otorga una apariencia grisácea y aceitosa al tacto.En términos generales son consideradas unos explosivos muy potentes (comparado con la pólvora, el fulminato de mercurio y otros explosivos débiles.


Al manejar explosivos son muchos los riesgos que se pueden correr con estos, por lo que solo pueden operarse por el personal capacitado, ya que pueden ocurrir desde quemaduras leves, hasta la perdida de un miembro o la muerte por los diferentes tipos de lesiones que puede causar una explosión.

Clasificación de las reaccionesI.Q.4.2 Clasifica reacciones químicas e identifica las características que las distinguen.

Práctica: Escribe la ecuación química y clasifícala. 1. Los sólidos aluminio y azufre reaccionan para

producir sulfuro de aluminio.2. El agua y el pentóxido de dinitrógeno gaseoso

reaccionan para producir nitrato de hidrógeno acuoso o ácido nítrico.


Práctica: Escribe la ecuación química y clasifícala. 1. Los gases dióxido de nitrógeno y oxígeno reaccionan para

producir pentóxido de dinitrógeno gaseoso.2. El gas etano (C2H6) arde en el aire, produciendo dióxido de

carbono gaseoso y vapor de agua.


Reacción de descomposición: Un solo compuesto se divide en dos o más elementos o compuestos nuevos. Ejemplos:

1. AB → A + B2. NH4NO3 (S)→ N2O (g) + 2H2O (g)3. NaN3 (s) → 2Na(s) +3N2 (g)


Práctica: Escribe la ecuación química.1. El óxido de aluminio (s) se descompone cuando la

electricidad pasa a través de él.


Práctica: Escribe la ecuación química.

2. El hidróxido de níquel (II)(s) se descompone para producir óxido de níquel (II)(s) y agua.

3. Al calentar el carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio (s) se produce carbonato de sodio(ac), dióxido de carbono (g) y agua.


Reacción de sustitución: Implica sustituir un elemento de un compuesto o un metal sustituye otro metal. compuestos nuevos. Ejemplos:

1. A + BX → AX + B2. 2Li (S)→ 2H2O (l) + 2LiOH (ac) +H2 (g)3. Cu (s) + 2AgNO3 (ac) → 2Ag(s) +Cu(NO3) 2 (ac)

Un metal no puede reemplazar ningún otro metal sobre él

Litio

Rubidio

Potasio

Calcio

Más reactivo

Menos reactivo

Sodio

Magnesio

Aluminio

Manganeso

Zinc

Hierro

Níquel

Estaño

Plomo

Cobre

Plata

Platino

oro

Un halógeno no puede reemplazar ningún otro metal sobre él

Flúor

Cloro

Bromo

Yodo

Más reactivo

Menos reactivo

Ejemplo: Un halógeno no puede reemplazar otro más reactivo.

F2 (g) + 2NaBr(ac)→ 2 NaF (ac) + Br2 (I)

Br2 (g) + 2NaF(ac)→ NR (No reaccionan)


Ejemplo: Reacción de sustitución simple

Predice el producto

1.Fe (s) +CuSO4 → 2.Br2 (l) + MgCl2 (ac) →3.Mg (s) + AlCl3 (ac) →


Práctica: Si ocurre, escribe la ecuación balanceada.

Ejemplo: Predice el producto

1.K (s) +ZnCl2 (ac) → 2.Cl2 (g) + HF (ac) →3.Fe (s) + Na3 PO4 (ac) →


Reacciones de desplazamiento doble o sustitución dobleimplica intercambio de iones entre dos compuestos. Ej:

1. AX + BY → AY + BX2. Ca(OH) 2 (ac) + 2HCl (ac) → CaCl2 (ac) + 2H2O (l)3. 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) →2NaCl (ac) + Cu(OH)2 (s) Precipitado

4. Li2S (ac) + 2HBr (ac) → 2LiBr (ac) + H2S (g)


Práctica: Escribe la ecuación química balanceada1. El yoduro de litio acuoso y el nitrato de plata

acuoso reaccionan para producir yoduro de plata sólido y nitrato de litio acuoso.

Reacciones en soluciones acuosas

No está en mapa curricular

Reacciones en soluciones acuosas

1. Una solución contiene una o más sustancias disueltas en el agua llamadas soluto.

2. El agua es el disolvente3. Una solución acuosa es aquella en la cual el

disolvente es agua.

Algunos solutos existen como moléculas en el agua.

Sucrosa

Etanol (alcohol)

Otros forman iones cuando están disueltos en el agua

Ejemplo:

HCl (g)→ H+ (ac) + Cl- (ac)

NaOH (ac)→ Na+ (ac) + OH- (ac)

Reacciones que forman precipitados

Ejemplo:

2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) → 2NaCl (ac) + Cu(OH)2 (s) Precipitado

Na y Cl permanecen disueltos en el agua.

Ecuación iónica

2 Na+ (ac) + 2OH- (ac) + Cu2+ (ac) + 2Cl- (ac)→ 2Na+ (ac) + 2Cl- (ac) + Cu(OH)2 (s)

Ecuación iónica completa

Una ecuación iónica que muestre todas las partículas de una solución como existen en realidad.


Iones espectadores, no participan en la reacción.

Na y Cl son espectadores.


Ecuaciones iónicas netas

Los iones espectadores no aparecen.

2OH- (ac) + Cu2+ (ac) → Cu(OH)2 (s)

Ejemplo: Reacción que forma precipitado

Solución acuosa del nitrato de bario y el carbonato de sodio que forman el carbonato de bario precipitado.

Escribe la ecuación química

Escribe la ecuación iónica completa

Escribe la ecuación iónica neta

Práctica: Ecuaciones química, ecuaciones iónicas y netas

2. Las soluciones acuosas de fosfato de amonio y sulfato de sodio se combinan. No se forma ningún precipitado o gas.





3. Las soluciones acuosas de cloruro de aluminio e hidróxido de sodio se mezclan formando el precipitado hidróxido de aluminio.





4. Las soluciones acuosas de sulfato de litio y nitrato de calcio se combinan formando el precipitado sulfato de calcio.





5. Las soluciones acuosas de carbonato de sodio y cloruro de manganeso (V) se mezclan formando el precipitado carbonato de manganeso (V).




Reacciones que forman agua

● Aumenta el disolvente al producirse agua.● No se observan como otras por el agua que no tiene color ni olor.● HBr (ac) + NaOH (ac) → H2O (l) + NaBr (ac)● H+ (ac) + Br- (ac) + Na (ac) + OH- (ac) →H2O (l) + Na+ (ac) + Br-

(ac)● H+ (ac) + OH- (ac) →H2O (l)


● Problema de ejemplo:● Escribe las ecuaciones química, iónica completa e

iónica neta de la reacción entre ácido clorhídrico e hidróxido de litio acuoso, la cual produce agua.


1. Ácido sulfúrico (H2SO4) e hidróxido de potasio acuoso.

● Escribe las ecuaciones química, iónica completa e iónica neta de la reacción entre ácido clorhídrico e hidróxido de litio acuoso, la cual produce agua.


1. Ácido clorhídrico (HCl) e hidróxido de calcio acuoso.



1. Ácido nítrico (HNO3) e hidróxido de amonio acuoso.



1. Ácido sulfhídrico (H2S) e hidróxido de Calcio acuoso.



1. Ácido fosfórico (H3PO4) e hidróxido de magnesio acuoso.


Reacciones que forman gases

2 HI (ac) + Li2S (ac) → H2S (g) + 2 LiI (ac)

Ecuación iónica completa:

2H+ (ac) + 2I- (ac) + 2Li+ (ac) + S2- (ac) → H2S (g) + 2Li+ (ac) + 2I- (ac)

Ecuación iónica neta:

2H+ (ac) + S2- (ac) → H2S (g)

Reacción de desplazamiento y descomposición

Ejemplo:

HCl (ac) + NaHCO3 (ac) → H2CO3 (ac) + NaCl (ac)

Entonces, H2CO3 (ácido carbónico) se descompone rápido en

H2CO3 (ac) → H2O (l) + CO2 (g)

Ejemplo: Reacciones que forman gases

Reacción entre ácido clorhídrico y sulfuro de sodio acuoso que produce sulfuro de hidrógeno gaseoso.

Ecuación química:




El ácido perclórico (HClO4) reacciona con carbonato de potasio acuoso.

Ecuación química:




El ácido sulfúrico (H2SO4) reacciona con cianuro de sodio acuoso.

Ecuación química:




El ácido bromhídrico (HBr) reacciona con carbonato de amonio acuoso.

Ecuación química:




El ácido nítrico (HNO3) reacciona con sulfuro de rubidio de potasio acuoso. Ecuación química:



Reacciones ácido-base y su aplicación

I.Q.4.3 Explica las reacciones ácido - base y su aplicación en los procesos químicos y biológicos.

Reacciones ácido-baseI.Q.4.3 Explica las reacciones ácido - base y su aplicación en los procesos químicos y biológicos.

● Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.

● Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver: Ionización del agua)

● La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo

OH- y poseen características básicas.

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http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Acido_base.htm



● Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.

● Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

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Reacciones ácido-base Los ácidos y las bases se caracterizan por:ht

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a/A

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Ácidos BasesTienen sabor agrio (limón, vinagre, etc). Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol

En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol

Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases

Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína

Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol)

Producen una sensación untuosa al tacto

Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno

Precipitan sustancias disueltas por ácidos

Neutralizan la acción de las bases Neutralizan la acción de los ácidosEn disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química

En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química

Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos para la piel)

Suaves al tacto pero corrosivos con la piel (destruyen los tejidos vivos)

Enrojecen ciertos colorantes vegetales Dan color azul a ciertos colorantes vegetalesDisuelven sustancias Disuelven grasas y el azufrePierden sus propiedades al reaccionar con bases

Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos

Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites




● Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en nuestro organismo se traduce en problemas de salud.

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Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted● Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los

compuestos o iones capaces de ceder protones (H+) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.

● Cuando una molécula o anión puede tomar un H+ (base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido conjugado"

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Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted

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Base Protón que gana Ácido conjugadoOH- H+ H2ONH3 H+ NH4

+

CO3-2 H+ CO3H

-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".

Ácido Protón que pierde

Base conjugada

ClH H+ Cl-

SO4H2 H+ SO4H-

NO3H H+ NO3-




Fuerza de los ácidos y las basesLa fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO4H2, NO3H, etc.) y débiles (PO4H2

–, CH3COOH, CO3H2, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.


Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)2, etc.) y débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles (KB) reflejan el grado de ionización.Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

reacciones químicas y el equilibrio

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