unidad 4. reacciones químicas masa molecular (mr masa r

Adaptación unidad 4. Reacciones químicas

Física y Química 3º. ESO Material fotocopiable autorizado.

Unidad 4. Reacciones químicas 1. Masa molecular y composición centesimal La masa molecular de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los átomos que aparecen en su fórmula. La unidad que se usa para la masa molecular (Mr) es la misma que para la masa atómica (Ar), es decir, la unidad de masa atómica u. Recuerda que la masa atómica se puede consultar en la tabla periódica y es la media de todos los isótopos del elemento al que representa. En ambos casos, la fórmula debe escribirse entre paréntesis:

La composición centesimal de un compuesto indica qué porcentaje de la masa molecular corresponde a cada elemento. Se calcula dividiendo el total de la masa atómica de los elementos presentes en el compuesto entre la masa molecular del compuesto y multiplicando después por 100:

2. El mol y el número de Avogadro 2.1. El mol

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 entidades elementales de esa sustancia, ya sean átomos, moléculas o iones.

El número 6,022·1023 es el número de Avogadro:

2.2. La masa molar La masa molar (M) de una sustancia es la masa de un mol de esa sustancia. Su valor es el de su masa atómica o molecular pero en gramos. Ejemplos:



Según lo que hemos aprendido se pueden hacer seis cambios de unidades:

• De moles a número de partículas y viceversa (mediante el número de Avogadro NA).

• De moles a gramos y viceversa (mediante la masa molar M).

• De gramos a número de partículas y viceversa (mediante la masa molar M y el número de Avogadro NA).

2.3. El volumen molar El volumen molar (V) de una sustancia es el volumen que ocupa un mol de esa sustancia. El volumen molar depende del estado de agregación: • Volumen molar de sólidos y líquidos: se calcula con la densidad y la masa

molar de la sustancia:

• Volumen molar de los gases: se calcula con la ecuación de los gases ideales:

PV = nRT. En esta fórmula, R es la constante de los gases ideales (R=0,082 atm·L/K·mol) y n es el número de moles, que en este caso es 1 mol.

El volumen molar de un gas en condiciones normales de presión (1 atm) y temperatura (T=273 K) es siempre de 22,4 L, independientemente de la naturaleza del gas.

ACTIVIDADES

1. Calcula la masa molecular de los siguientes compuestos. Encuentra en la tabla periódica las masas atómicas de los elementos que forman los compuestos.

Masa molecular

CuS

NH3

HS2

Fe2O3

CA(OH)2



2. Completa las frases: a) El valor de la masa molecular de una sustancia es igual que su masa molecular

o atómica, pero en _______________. b) El volumen molar de una sustancia es el volumen que ocupa un

_______________ de esa sustancia. c) Un ______________ es la cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023

entidades elementales de esa sustancia. d) La unidad de masa molecular es la unidad de masa atómica: _____________. e) El volumen molar de un gas en condiciones normales de presión y temperatura

es siempre _______________.

3. Calcula la composición centesimal de los elementos que forman el ácido sulfúrico

(H2SO4). ¿Cuál es la masa del hidrógeno, del azufre y del oxígeno en 500 g de ácido sulfúrico? Dibuja un gráfico circular con la composición centesimal de los elementos.

4. ¿Cuál de las siguientes sustancias tiene más átomos? a) 0,5 moles de agua. b) 32 g de oxígeno molecular. c) 33,6 l de helio en condiciones normales de presión y temperatura.

5. Completa el texto con estas palabras: amoniaco, temperaturas, agricultura,

fertilizantes, nitrógeno, alimento, hierro, explosivos. El amoniaco ha sido muy importante para la ____________________ y se necesita mucha cantidad para producir ____________________ artificiales. Antes del siglo XX, la mayoría del nitrógeno procedía de nitratos extraídos en América del Sur. Debido a la revolución industrial, la población aumentó y no había suficiente ____________________ para todos. A principios del siglo XX, Fritz Haber sintetizó ____________________ a partir de hidrógeno y ____________________ a bajas ____________________ utilizando ____________________ como catalizador. El químico industrial, Carl Bosch, desarrolló el método de Haber-Bosch y produjo amoniaco en gran cantidad. No obstante, gran parte del amoniaco obtenido se usó para producir de ____________________ durante la Primera Guerra Mundial.



3. Las reacciones químicas Una reacción química es un proceso donde una o varias sustancias llamadas reactivos se transforman en una o varias sustancias distintas llamadas productos mediante un intercambio de energía. Características:

• Los enlaces entre las moléculas o iones de los reactivos se rompen y forman los nuevos enlaces de los productos.

• La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de la masa de los

productos. Esta es la ley de conservación de las masas de Lavoisier.

• Cualquier reacción química consume energía (reacción endotérmica) o libera energía (reacción exotérmica).

3.1. Ecuaciones químicas Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo:

En una ecuación química debes tener en cuenta que: • Los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha. Estas

sustancias químicas se separan por una flecha (➝) que indica el sentido de la reacción.

• Si hay varias sustancias químicas en una de las partes de la ecuación, se separan por un símbolo +.

• El estado físico de cada sustancia química se escribe entre paréntesis: (s) sólido, (l) líquido, (g) gas y (aq) disolución acuosa.

• Tiene que haber el mismo número de átomos de un elemento a ambos lados de la ecuación. Para ello se debe ajustar la ecuación.



4. Tipos de reacciones químicas Las reacciones químicas se clasifican en función de su estructura en reacciones de síntesis, de descomposición, de desplazamiento y de doble enlace. También vamos a estudiar la reacción de combustión. • Reacción de síntesis: tiene lugar cuando dos o más sustancias se combinan entre

sí y forman otra sustancia nueva. Por ejemplo:

• Reacción de descomposición: tiene lugar cuando una sustancia se descompone y origina otras más sencillas. Por ejemplo:

• Reacción de desplazamiento: tiene lugar cuando un elemento desplaza a otro elemento o una molécula y forma un nuevo compuesto. Por ejemplo:

• Reacción de doble desplazamiento: tiene lugar cuando los átomos o los iones de dos sustancias distintas intercambian sus posiciones y forman sustancias diferentes. Los átomos que se intercambian se indican mediante colores en los ejemplos.

• Reacción de combustión. Esta es una reacción química que libera mucha energía. Necesita un combustible y un comburente. Aquí estudiaremos las combustiones de sustancias orgánicas en presencia de oxígeno. Los productos que se originan son vapor de agua y dióxido de carbono. Por ejemplo:



ACTIVIDADES

6. Escribe una frase con sentido que contenga las siguientes palabras: reactivos, productos, reacción química, transforman, energía.

7. Une cada reacción con su definición.

a) Reacción de síntesis 1. Un elemento desplaza a otro elemento o

una molécula y forma un nuevo compuesto.

b) Reacción de descomposición 2. Dos o más sustancias se combinan entre

sí y forman otra sustancia nueva. c) Reacción de

desplazamiento 3. Una sustancia se descompone y origina otras más sencillas.

d) Reacción de doble desplazamiento

4. Se da en presencia de oxígeno y se originan vapor de agua y dióxido de carbono.

e) Reacción de combustión

5. Los átomos de dos sustancias distintas intercambian sus posiciones y forman sustancias diferentes.

8. Indica si estas afirmaciones son verdaderas o falsas:

V F

a) La ley de conservación de las masas de Lavoisier dice que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

b) Una reacción química exotérmica es la que consume energía.

c) Una reacción química endotérmica es la que consume energía.

d) En una ecuación química tiene que haber distinto número de átomos de un elemento a ambos lados de la ecuación. Por eso se ajusta la ecuación.

9. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas. Explícale a tu compañero de qué tipo son estas reacciones y cuáles son los reactivos y los productos en cada reacción.

a) Zn + HCl ➝ ZnCl2 + H2

b) NaHCO3 ➝ Na2CO3 + CO2 + H2O

c) KClO3 ➝ O3 + KCl

d) Na2SO2 + BaCl2 ➝ BaSO4 + NaCl

e) C2H6 + O2 ➝ CO2 + H2O

10. El níquel reacciona con un ácido y origina hidrógeno y una sal de níquel. Escribe

la ecuación química sabiendo que los elementos de la reacción son: Ni, H2, NiSO4 y H2SO4. Comprueba si está ajustada la ecuación y si se cumple la ley de Lavoisier.



5. Estequiometría

La estequiometría es el cálculo de las proporciones entre reactivos y productos en cantidad de sustancia (moles), en masa o en volumen. Las mismas proporciones de cada reactivo se combinan para dar unas proporciones fijas de productos en una reacción química. 5.1. Interpretación según el número de moles El número de moles que reaccionan coincide con el número de moléculas que hay de cada tipo si la ecuación está correctamente ajustada. En la siguiente ecuación química se puede comprobar que:

La estequiometría da las relaciones entre reactivos y productos en función del número de moles. 5.2. Interpretación según la masa La proporción entre las masas se calcula a partir del número de moles que hay en la ecuación química. Para ello se necesitan las masas molares de estas sustancias. Para el ejemplo anterior: M(N2)=28 g/mol, M(H2)=2 g/mol y M(NH3)=17 g/mol. Por tanto:

Esto significa que 1 mol de N2 equivale a 28 g de N2 y 3 moles de H2 equivalen a 6 g de H2. Las dos cantidades suman 34 g. Esta será la masa que debemos tener de amoniaco según la ley de la conservación de la masa:

5.3. Interpretación según el volumen

La ley de Avogadro afirma que volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. Esta ley nos permite interpretar las ecuaciones químicas donde solo aparecen sustancias gaseosas, como en el ejemplo del amoniaco. Se utilizan volúmenes en lugar de mol y en la unidad indicada.



ACTIVIDADES

11. Contesta razonadamente por parejas a las siguientes preguntas a partir de la siguiente ecuación química:

)(3)(2)(2 23 gOsKClsKClO +→

a) ¿Cuántas moléculas de reactivo reaccionan? b) ¿Cuántas moléculas de producto se originan? c) ¿Cuántos moles reaccionan y se producen?

12. El hidrógeno molecular se combina con el oxígeno molecular para formar agua.

a) Escribe y ajusta la ecuación química. b) Si hay 2 mol de O2, ¿cuántos moles de hidrógeno se necesitan para producir 4

mol de agua? c) Calcula la cantidad de agua que se forma con 96 g de O2.

13. Encuentra varias palabras relacionadas con lo estudiado en esta sopa de letras:

K C G X I A A E E C

V O S C N X L M M M

I M A V O G A D R O

S B X X I O V A S L

U U I M C R O R I P

R S S R C P I O J O

E T M Y A X S Z N T

S I N T E S I S E O

R O T X R K E L V C

A N Z R N X R N E A



14. Completa estas frases: a) La _______________ es el cálculo de las proporciones entre reactivos y

productos, en moles, en masa o en volumen. b) La ley de Avogadro afirma que _______________ iguales de gases en las

mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas.

c) En una ecuación química, las mismas proporciones de cada reactivo se combinan para dar unas proporciones fijas de _______________.

d) En una ecuación ajustada el número de moles coincide con el número de _______________ que hay de cada sustancia.

e) La proporción entre las masas se calcula a partir del número de _______________ que hay en la ecuación química.

15. Lee el texto y contesta a las preguntas:

Joseph Priestley aisló el oxígeno por primera vez el 1 de agosto de 1774 a partir de óxido de mercurio. Este óxido lo calentó con luz solar y una lupa en un recipiente de vidrio hermético. También demostró que las plantas producían oxígeno bajo la luz solar. Antoine Lavoisier oyó hablar de este trabajo y poco después produjo su propio oxígeno. Los experimentos de Antoine Lavoisier demostraron que la combustión era un proceso de combinación con oxígeno. En la respiración, el oxígeno que aspiramos con el aire reacciona con la glucosa y se libera dióxido de carbono, agua y energía. Lavoisier llamó a este nuevo gas oxygène (“generador de ácido”), porque descubrió que cuando reacciona con algunos materiales (como azufre, fósforo o nitrógeno), produce ácidos.

Adaptado de: El libro de la ciencia. Editorial Akal. ISBN: 978-84-460-4226-6

a) ¿Qué hizo Joseph Priestley? b) ¿Qué hizo Antoine Lavoisier? c) ¿Cómo escribirías la ecuación química de la respiración? d) Esta reacción, ¿es exotérmica o endotérmica?



SOLUCIONARIO 1.

Masa molecular

CuS 95,5 u

NH3 17 u

HS2 34 u

Fe2O3 160 u

CA(OH)2 74 u

2. a) El valor de la masa molecular de una sustancia es igual que su masa molecular

o atómica, pero en gramos. b) El volumen molar de una sustancia es el volumen que ocupa un mol de esa

sustancia. c) Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 entidades

elementales de esa sustancia. d) La unidad de masa molecular es la unidad de masa atómica: u. e) El volumen molar de un gas en condiciones normales de presión y temperatura

es siempre 22.4 l. 3.

Número de átomos

Masa molecular Composición centesimal Masa en 500 g

H Ar(H) = 1 2 2 %H=2/98·100=2,04 % 10,20

S Ar(S) = 32 1 32 %S=32/98·100=32,65 % 163,27

O Ar(O) = 16 4 64 %O=64/98·100=65,31 % 326,53

H2SO4 ⎯ ⎯ 98 100 % 500

4.

a) 9,033 · 1023 átomos. b) 1,2044 · 1024 átomos. c) 9,033 · 1023 átomos.

5. El amoniaco ha sido muy importante para la agricultura y se necesita mucha cantidad para producir abonos artificiales. Antes del siglo XX, la mayoría del nitrógeno procedía de nitratos extraídos en América del Sur. Debido a la revolución industrial, la población aumentó y no había suficiente alimento para todos. A principios del siglo XX, Fritz Haber sintetizó amoniaco a partir de hidrógeno y nitrógeno a bajas temperaturas utilizando hierro como catalizador. El químico industrial, Carl Bosch, desarrolló el método de Haber-Bosch y produjo amoniaco en gran cantidad. No obstante, gran parte del amoniaco obtenido se usó para producir de explosivos durante la Primera Guerra Mundial.



6. Una reacción química es un proceso en el que una o varias sustancias llamadas reactivos se transforman en una o varias sustancias llamadas productos a través de un intercambio de energía. 7.

a) 2. b) 3. c) 1. d) 5. e) 4.

8.

V F

a) La ley de conservación de las masas de Lavoisier dice que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. X

b) Una reacción química exotérmica es la que consume energía. X

c) Una reacción química endotérmica es la que consume energía. X

d) En una ecuación química tiene que haber distinto número de átomos de un elemento a ambos lados de la ecuación. Por eso se ajusta la ecuación. X

9.

a) Zn + 2HCl ➝ ZnCl2 + H2 (Reacción de reemplazamiento)

b) 2NaHCO3 ➝ Na2CO3 + CO2 + H2O (Reacción de descomposición)

c) KClO3 ➝ O3 + KCl (Reacción de descomposición)

d) Na2SO4 + BaCl2 ➝ BaSO4 + 2NaCl (Reacción de doble desplazamiento)

e) 2C2H6 +7O2 ➝ 4CO2 + 6H2O (Reacción de combustión)

10. Ni + H2SO4 ➝ NiSO4 + H2 Es una reacción de reemplazamiento. 11.

)(3)(2)(2 23 gOsKClsKClO +→

a) 2 moléculas de reactivo. b) 5 moléculas de producto. c) Hay el mismo número de moles que de moléculas. Hay 2 moles de reactivos y

5 moles de productos.

12. a) 2H2 + O2 ➝ 2H2O b) Se necesitan 4 moles de hidrógeno para producir 4 moles de agua.



c) 13.

K C G X I A A E E C

V O S C N X L M M M

I M A V O G A D R O

S B X X I O V A S L

U U I M C R O R I P

R S S R C P I O J O

E T M Y A X S Z N T

S I N T E S I S E O

R O T X R K E L V C

A N Z R N X R N E A

14.

a) La estequiometría es el cálculo de las proporciones entre reactivos y productos, en moles, en masa o en volumen.

b) La ley de Avogadro afirma que volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas.

c) En una ecuación química, las mismas proporciones de cada reactivo se combinan para dar unas proporciones fijas de productos.

d) En una ecuación ajustada el número de moles coincide con el número de moléculas que hay de cada sustancia.

e) La proporción entre las masas se calcula a partir del número de moles que hay en la ecuación química.

15.

a) Aislar el oxígeno del óxido de mercurio. b) Tras oír hablar del experimento de Priestley, produjo su propio oxígeno. c) 9O2 + C6H12O6 ➝ 6CO2 + 6H2O d) Es exotérmica, porque produce energía.

unidad 4. reacciones químicas masa molecular (mr masa r

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