Unidad 5. Reacciones químicas
unit 5: chemical changes
1. Ecuaciones químicas y tipos
2. Mecanismos de reacción
3. Leyes ponderales
4. Ajustando reacciones químicas
5. Moles y moléculas
6. Estequiometría
7. Velocidad de reacción factores
Repaso
Recopilación ejercicios
Unidad 5. Cambios químicos
unit 5: chemical changes
1. Ejercicios reacciones químicas
1.1. Ejercicios tipos reacciones químicas
2.1. Ejercicios teoría colisiones
3. Ejercicios conservación masa
4. Ejercicios teoría de colisiones
5. Ajustes de reacciones
6. Juego repaso
7. Química medioambiental
Índice
1. Ecuaciones químicas
Expresiones alfanuméricas que son la representación gráficas de las reacciones químicas usando los símbolos de los elementos, Indican la cantidad de sustancia, en moles, de cada reactivo y producto. También puede expresar la energía, los estados de agregación de la materia….
Como vemos unos enlaces se rompen y otros nuevos se forman por tanto los productos deben ser distintos a los reactivos y los elementos simplemente se reordenan
Ejercicios
Tipos de reacciones
Índice
1. Ecuaciones químicas ejercicios
Ejer 1. Representa la siguiente reacción química: al mezclar cobre (Cu) en polvo con azufre (S) y calentar la mezcla se produce sulfuro de cobre (CuS).
Ejer 2. Debajo de cada reactivo y producto, escribe su estado de agregación, su coeficiente, si es un reactivo o un producto, y también los elementos que lo componen, su subíndice y sus cantidades totales.
Exercise 3. Explica con palabras qué ocurriría en cada una de las siguientes reacciones químicas: a) C6H12O6 2 C2H6O + 2 CO2 b) 6 H2O+ 6 CO2 C6H12O6 + 6 O2 c) CH3CH2OH + 3O2 2H2O + 3CO2 + Significado de las fórmulas: C6H12O6 es el azúcar C2H6O es el alcohol CH3CH2OH es un combustible
CAT (levadura)
Ejer 4. Explica cuál de las reacciones anteriores podría explicar:
- El proceso de fotosíntesis de las plantas
- El proceso de fermentación de la uva para formar vino
- El proceso de combustión de los alimentos
Ecuaciones químicas
1.1. Ecuaciones químicas tipos
De acuerdo con la energía
En las reacciones químicas se desprende o se absorbe energía, generallmente en forma de calor, luz o energía.
Si la energía es desprendida se conoce como reacción exotérmica
Si la energía es absorbida se conoce como reacción endotérmica
Como escribirlas
De acuerdo con los reacctivos y los productos
- Síntesis
- Descomposición
- Redox
Ejercicios
Índice
1.1. Ecuaciones químicas tipos ejers
Ejer 5. Indique si las siguientes reacciones son exotérmicas o endotérmicas y escriba la ecuación química balanceada correspondiente:
Síntesis de amoniaco: Descripción: Nitrógeno gaseoso reacciona con hidrógeno gaseoso para formar amoniaco gaseoso.
Entalpía de reacción: -92.4 kJ/mol.
Descomposición del óxido de mercurio (II):
Descripción: El óxido de mercurio (II) sólido se descompone en mercurio líquido y oxígeno gaseoso.
Entalpía de reacción: +90.8 kJ/mol. Combustión del metano:
Descripción: El metano gaseoso reacciona con oxígeno gaseoso para formar dióxido de carbono gaseoso y agua líquida. Entalpía de reacción: -890.3 kJ/mol.
Ejer 6. Identificación de elementos oxidados y reducidos en reacciones redox (ajustalas): Al(s) + Cl2(g) → AlCl3 (s) Zn(s) + HCl(aq) → ZnCl2 (aq) + H2(g) Cu(s) + O2(g)→ CuO(s)
Ejer 7. Escribe la reacción de neutralización de las siguientes sustancias: a) HCl + NH4OH → b) HCl + Ca(OH)2→ c) H2SO4 + KOH → d) HNO3 + Al(OH)3 → e) H2SO4 + Mg(OH)2 →
Ejer 8. Clasifica en ácidas y básicas las siguientes sustancias según su pH: agua de mar, 7,5; café, 5; champú 5,5; zumo de limón, 2,3; orina, 8.
Ecuaciones químicas
2. Mecanismos de reacción
El mecanismo de una reacción química es como una historia que nos cuenta paso a paso cómo ocurren los cambios entre los elementos que están reaccionando.
2.1 Teoría de colisiones
La teoría de las colisiones se basa en la idea de que para que se produzca una reacción química, los reactantes (moléculas y átomos) chocan entre sí y esta colisión hace que se produzca el producto.
Sin embargo, no todas las colisiones provocan un cambio químico. Necesitan dos condiciones: ENERGÍA SUFICIENTE (tener suficiente velocidad para colisionar) esto se conoce como energía de activación. recuerda que cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la velocidad ORIENTACIÓN CORRECTA (colisionar de forma correcta) Cuantas más colisiones mejor
Ejers 9 y 10
Teoría del estado de transición
Índice
2.2 Teoría del estado de transición
La teoría o.
Ejers 5 y 6
Índice
3. Leyes ponderales
Las leyes ponderales son las que rigen la proporción en masa y en volumen para formar compuestos.
3.1. Ley de proporciones definidas
Dos o más elementos
siempre se combinan para formar un compuesto en la misma proporción de masa.
ley de la masa
Índice
3.2. Ley de conservación de la masa
Conocida como ley de Lavoisier: en todo sistema aislado en el que tiene lugar una reacción química, la suma de las masas de todos los reactivos es igual a la suma de las masas de todos los productos.
80 g
80 g
¡Cuidado con la energía! Haz clic en mí
¡Cuidado con el volumen! Haz clic en mí
Ejercicio
Índice
3.2. Ley de conservación de la masa Ejer
Ejer 10. Te encuentras en la cocina, emocionado/a por preparar una deliciosa receta con tu Thermomix, pero te das cuenta de que se ha bloqueado. Desesperado/a por encontrar una solución, decides revisar el manual de instrucciones. Sorprendentemente, encuentras un mensaje cifrado que te indica cómo desbloquearla. Instrucciones:
Lee con atención las siguientes afirmaciones.
Identifica cuáles son verdaderas.
Ordena los números correspondientes a las frases verdaderas para obtener el código de desbloqueo.
Afirmaciones: 0. La masa de una mezcla de agua y alcohol es la misma que la masa del agua más la masa del alcohol por separado. 1. La masa de una mezcla de agua y alcohol es distinta de la masa del agua más la masa del alcohol por separado. 2. El volumen de una mezcla de agua y alcohol es siempre distinto del volumen del agua más el volumen del alcohol por separado. 3. El volumen de una mezcla de agua y alcohol es siempre el mismo que el volumen del agua más el volumen del alcohol por separado. 4. Al mezclar bicarbonato de sodio y vinagre en una botella abierta se produce una reacción química y la masa de la mezcla es la misma que la masa del bicarbonato de sodio más la masa del vinagre. 5. Al mezclar bicarbonato de sodio y vinagre en una botella abierta se produce una reacción química y la masa de la mezcla es diferente de la masa del bicarbonato de sodio más la masa del vinagre. 6 Al mezclar bicarbonato de sodio y vinagre en una botella cerrada, la masa de la mezcla es la misma que la masa del bicarbonato de sodio más la masa del vinagre. 7 Al mezclar bicarbonato de sodio y vinagre en una botella cerrada, la masa de la mezcla es diferente de la masa del bicarbonato de sodio más la masa del vinagre. 8. En una reacción química, 26 gramos de hierro se combinan con 12 gramos de oxígeno para producir óxido de hierro. Si ambos reaccionan completamente, se producen 37 gramos de óxido de hierro. 9. La ley de conservación de la masa se cumple solo en aquellos casos en los que la energía transferida es despreciable.
0569
ABCD
Correcto
Introduce el código para desbloquear
CE
ERROR
Índice
4. Ajustar reacciones químicas
La ley de conservación de la masa nos dice que los átomos ni se crean ni se destruyen, por lo que en una reacción química debe haber la misma cantidad de un elemento en ambos lados. Tenemos diferente número de cada tipo de átomo en cada lado de la ecuación Colocamos números (coeficientes) delante de las fórmulas para tener el mismo número de átomos en cada lado.
Práctica
Índice
4. Ajustando recciones químicas
Índice
5. Moles y masa molar
gases ideales
molaridad
masa mol
Ejemplos
Índice
5. Moles y masa molar
¿Qué es un mol?
gases ideales
molaridad
masa mol
Ejemplos
Índice
5. Moles y masa molar
Ejemplo 1. Calcular el número de moléculas en 5 moles de dióxido de carbono (CO₂). Solución: número de moléculas en 1 mol son 6.022×1023 moléculas/mol
Ejemplo 2. Se tienen 8×1024 moléculas de amoniaco. Calcular la cantidad de moles que se tienen.
Ejemplo 3. Calcular la masa molar del dióxido de carbono (CO₂). Datos: masa molar del C = 12 masa molar del O = 16 Solución:
Masa molar del dióxido de carbono: M(CO2)=1(12)+2(16)=44g/mol
Otras maneras de obtener los moles
gases ideales
molaridad
masa mol
Índice
5. masa-mol Composición centesimal
Todos los moles tienen el mismo número de partículas, pero distinta masa
La masa molar de 1 mol será igual a la masa fórmula (masa en gramos) Ejemplo: masa molar del H2O = 18, 1 mol de H2O=18 g. Si una docena pesa 5 g, cuando tenemos 6 g cuantas docenas tenemos... Si tenemos una cantidad distinta de moles o una cantidad en gramos diferente a la masa molar deberemos hacer el cálculo:
La relación entre masa, mol y masa molar será por tanto: mol = m/M
Composición centesimal % de masa de cada uno de los
elementos que forman el compuesto. La masa molar del
compuesto es el 100 %, y se puede calcular qué masa relativa supone cada elemento. Ejemplo con H2O: Masa molar=18 g/mol H2O
M(H)=1 y M(O)=16 % H =(cantidad*M)/Mm= (2*1)/18= 2/18 = 0,11 = 11 %
% O =(1*16)/18= 16/18 = 0,89 = 89 %
La suma debe dar el 100 %
Ejemplo masa mol
Ejers
Índice
5. Moles y masa molar
Ejemplo 3. Calcular el número de moles y el número de moléculas en 24 gramos de agua (H₂O). Sabiendo que Mm(H)=1 y que Mm(O)=16. Solución: Masa molar del agua (H₂O): M(H2O)=2(1)+1(16)=18g/mol Número de moles:
Número de moléculas:
Ejers masa mol
Otras maneras de obtener los moles
gases ideales
molaridad
masa mol
Índice
5. Moles y masa molar
Ejercicio 11. Calcular la masa molar y la composición centesimal del etano (C2H6). Se proporciona la masa molar del carbono (C) y del hidrógeno (H), que son 12 g/mol y 1 g/mol respectivamente.
Ejercicio 12. Se tienen 3 moles de ácido clorhídrico (HCl). Se conoce la masa molar del hidrógeno (H) y del cloro (Cl), que son 1 g/mol y 35.45 g/mol respectivamente. a) Calcular la masa en gramos de 3 moles de ácido clorhídrico (HCl).
b) Determinar la cantidad de moléculas en 3 moles de ácido clorhídrico.
Ejercicio 13. Se proporcionan 50 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4). Se conoce la masa molar del hidrógeno (H), del azufre (S) y del oxígeno (O), que son 1.008 g/mol, 32.06 g/mol y 16.00 g/mol respectivamente. Calcular: a) la cantidad de moles que tengo b) la cantidad de moléculas que tengo c) la composición centesimal del compuesto
Otras maneras de obtener los moles
gases ideales
molaridad
masa mol
Índice
5. Moles y masa molar (molaridad)
Concentración molar (molaridad): c=n/V (unidades mol/L) Ejemplo: Una disolución de 2 mol de HCl en 1 L de agua es una concentración 2 mol/L Es habitual tener en el laboratorio reactivos con concentración expresada en molaridad. Sabiendo la concentración y el volumen podemos calcular el número de moles. Ejemplo: 250 cm³ de concentración 2 mol/L de HCl tienen
250 cm3 = 0,25 litros n=c·V=2·0,25=0,5 mol HCl
Ejercicio 14. Se tiene una solución de cloruro de sodio (NaCl) con una concentración molar de 0.5 mol/L y un volumen de 500 mL. Calcular la masa de cloruro de sodio (NaCl) presente en la solución. Sabiendo que la masa molar del sodio (Na) y del cloro (Cl), son 23g/mol y 35.45 g/mol respectivamente.
gases ideales
molaridad
masa mol
Ejers molaridad
Índice
5. Moles y masa molar (ley de los gases ideales)
La ley de los gases ideales surge de combinar las leyes de los gases: (ley de Boyle-Mariotte (PV=cte si T cte) , ley de Charles (V=kT si P=cte), la ley Gay-Lussac (P/T=cte si V=cte)) con la ley de Avogadro (volúmenes iguales de gases, medidos a misma P y T, contienen el mismo número de partículas
Ejemplo: Imagina que estás llevando a cabo un experimento en un laboratorio para determinar la cantidad de gas dióxido de azufre (SO2) producido en una reacción química. Después de la reacción, obtienes un volumen de gas dióxido de azufre de 3 litros a una temperatura de 30°C y una presión de 0.95 atmósferas. Utilizando la ley de los gases ideales, calcula los moles de gas dióxido de azufre producidos en la reacción.
Ejers molaridad
Índice
5. Moles y masa molar (molaridad y pv=nRT)
Ejercicio 15. En una planta de productos de limpieza, se fabrica un limpiador multiusos que contiene amoniaco (NH3) como principal ingrediente. Para producir este limpiador se necesita 2 litros de amoniaco que contienen 7,83 × 1024 moléculas de amoniaco. Calcula: a) los moles de amoniaco b) la concentración molar del amoniaco c) la masa de amoniaco sabiendo que la masa molar del nitrógeno (N) es de 14 g/mol y la del hidrógeno (H) es de 1 g/mol.
Ejercicio 16. Estás llevando a cabo un estudio sobre la contaminación atmosférica de dióxido de carbono (CO2) en una ciudad. Has recolectado una muestra de CO2 con una masa de 63 gramos y sabes que las masas molares son: Mm(C)=12 g/mol y del Mm(O) = 16 g/mol. Calcula: a) los moles de CO2 de la muestra b) el volumen de la muestra si está a unas condiciones de temperatura de 25 ºC y a unas condiciones de presión de 3 atm
más ejers
Índice
5. Moles y masa molar (molaridad y pv=nRT)
Ejercicio 17. Se te proporciona ácido acético (CH3COOH) y se te dice que tienes 0.5 moles de este compuesto. Debes realizar los siguientes cálculos:
a) Determinar el número de moléculas de ácido acético en 0.5 moles.
b) Calcular la masa de 0.5 moles de ácido acético, sabiendo que las masas molares son: C = 12 g/mol, H = 1 g/mol, O = 16 g/mol.
c) Encontrar la concentración molar del ácido acético si tenemos 250 ml del mismo d) Determinar su temperatura, sabiendo que la presión es de 0,015 atmósfera.
Índice
6. Estequiometría
La estequiometría nos permite conocer que cantidades de una sustancia se producirán a partir de las cantidades que tenemos de otra.
Ejers
Índice
6. Estequiometría
Ejercicio 18. Imagina que estás participando en un proyecto de investigación sobre terapias de oxigenación para pacientes con problemas respiratorios. Se te asigna la tarea de estudiar la reacción de 50 gramos de dióxido de dihidrógeno gaseoso que se descompone en agua líquida y en oxígeno gaseoso
Y te piden estudiar los gramos y el volumen de oxígeno en condiciones normales (25ºC y 1 atm) que se producirá cuando trabajamos con 50 gramos de peróxido. Datos extra: Mm(O) = 16 g/mol; Mm(H) = 1 g/mol
Ejercicio 19. Imagina que estás participando en un estudio clínico sobre la eficacia de un nuevo medicamento para tratar la diabetes tipo 2. Se te pide investigar la reacción de combustión de 1 litro con concentración molar 0,1 M de glucosa (C₆H₁₂O₆), es decir la metabolización del azúcar en la sangre.
Calcula la cantidad en gramos de H2O producido y el número de moleculas producidas ya que nos servirán para visualizar la eficiencia del nuevo medicamento.
Ejers
Índice
6. Estequiometría
Ejercicio 20. Ahora estudiaremos un problema medioambiental común: la medición de dióxido de carbono en los gases de escape de un vehículo, este es un gas de efecto invernadero.
Imaginemos que acabamos de recibir un informe de un vehículo en particular. Nos dicen que la reacción en el tubo de escape del vehículo es la combustión del octano (C8H18 )
El informe también nos proporciona la cantidad de moléculas de octano que se quemaron en la reacción, que es de 4×10^23 moléculas de octano. Ahora, nuestra tarea es determinar la cantidad de litros de CO2 que se produjeron en esta reacción, teniendo en cuenta que sale del tubo de escape a 70º C y a 1 atm..
Ejercicio 21. Ahora nos enfrentaremos a un nuevo estudio ambiental investigar la posible aparición de trióxido de azufre en nuestra atmósfera ya que este contribuye a la formación de lluvia ácida
El trióxido de azufre se produce por síntesis del dióxido de azufre al unirse con oxígeno. Nos han proporcionado datos sobre el volumen de dióxido de azufre presente en la atmósfera 500 litros, así como su temperatura 15ºC y presión 0,9 atm. Nuestra tarea es utilizar esta información para calcular la cantidad en gramos de trióxido de azufre Datos extra: Masa molar del azufre (S): 32 (g/mol).
Masa molar del oxígeno (O): 16 (g/mol).
Ejers
Índice
6. Estequiometría
Ejercicio 22. Con tu conocimiento en química culinaria, sabes que el bicarbonato de sodio es esencial para que un bizcocho adquiera una textura esponjosa y ligera. También sabes que para que tu bizcocho salga perfecto, la masa de dióxido de carbono producida debe ser menor a 0.06 g. Con esta premisa en mente, y utilizando bicarbonato con una concentración molar de 0.1M y 25mL del mismo. a) Calcula la cantidad producida de dióxido de carbono y dí si estará dentro de los límites deseados.
Recuerda que la reacción que experimenta el bicarbonato (NaHCO3) es una reacción de descomposición en agua, dióxido de carbono y Na2CO3.
b) Mientras continúas con la preparación de tu bizcocho, te detienes un momento para considerar otro aspecto importante: el sabor. Sabes que el Na2CO3 tiene un sabor amargo por tanto necesitamos que su concentración molar sea inferior a cierto valor (0,01 M) teniendo en cuenta que en el bizcocho hay un volumen de Na2CO3 de 500 mL calcular la concentración molar de este y decirme si estará dentro del límite deseado.
Ejers
Índice
unit 5: chemical changes
6. Factores velocidad de reacción experimentos
Grupos
Rubrica
Experimento 1
Experimento 2
Experimento 3
Experimento 4
Experimento EXTRA
Explicación
Index
6. Factores velocidad de reacción experimentos
unit 5: chemical changes
Groups AD
G.3Irene F Sara Blanca Marta Carla
G.2Alba Irene P Inés Esther B
G.1Olmo Diego Álvaro Emmanuel Leo
G.5Ainhoa Esther P Paula Elisa
G.4Alexia Iris Esther Vanesa
Índice
6. Factores que afectan a la velocidad de reacción
TEMPERATURA - Más temperatura significa más velocidad de reacción CONCENTRACIÓN - Más concentración (más reactivos), más velocidad de reacción TAMAÑO DE PARTÍCULA - Menos tamaño de partícula (más superficie de contacto) significa más velocidad de reacción CATALIZADOR - Puede cambiar la velocidad de reacción - Su opuesto se conocen como inhibidores
Índice
Repaso
Ejercicio 23. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas e indica el tipo de reacción: (a) CuO + H2SO4 −−−−→ CuSO4 + H2O
(b) N2 + H2 −−−−→ NH3
(c) Ca(OH)2 + HCl −−−−→ CaCl2 + H2O
(d) KClO3 −−−−→ KCl + O2
(e) S8 + O2 −−−−→ SO3
(f) Zn + HCl −−−−→ ZnCl2 + H2
(g) C12H22O11 + O2 −−−−→ CO2 + H2O (h) Fe + O2 −−−−→ Fe2O3
(i) Fe2O3 + H2 −−−−→ Fe + H2O
(j) NH4NO3 −−−−→ N2O + H2O
(k) Al(OH)3 + H2SO4 −−−−→ Al2(SO4)3 + H2O (l) C6H12O6 + O2 −−−−→ CO2 + H2O
Ejers
Índice
Ejer 5. ¿Por qué es necesario guardar los alimentos en el frigorífico? ¿Qué relación tiene esto con la teoría de las colisiones? Ejer 6. Razona en cuál de las situaciones siguientes las moléculas de NO y NO3 tienen la orientación adecuada para que pueda tener lugar la reacción química: NO + NO3 2NO2
En la reacciones nucleares donde hay grandes desprendimiento de energía la ley de conservación de la masa no se cumple, puesto que parte de la masa se puede convertir en energía
Experimenta extra: Haz tu bioplástico. PROCEDIMIENTO 1. Calentar la leche sin que llegue a hervir. 2. Añadir el vinagre y remover. 3. Cuando se hayan formado una especie de grumos, colar para separar el suero de la pasta. 4. Escurrir bien y secar con un paño de cocina. 5. Dar la forma deseada con las manos o con un molde. 6. Dejar secar a temperatura ambiente durante dos días. Los siguientes pasos son decorativos y no son necesarios 7. Una vez seca, lijar un poco las asperezas y los bordes finos hasta obtener el borde deseado. 8 . Limpiar y eliminar los restos de polvo del limado. 9. Pintar y, una vez seco, aplicar una capa de esmalte o laca de uñas para su protección.
Masa molar del etano=(2×masa molar del C)+(6×masa molar del H) Masa molar del etano=(2×12g/mol)+(6×1g/mol) Masa molar del etano=24+6 Masa molar del etano=30 g/mol Porcentaje de carbono= (2×12.01g/mol)/ 30g/mol ×100= 80% Porcentaje de Hidrógeno= (6x1 g/mol)/30 g/molx100=20%
Experimento 4 PROCEDIMIENTO Considera la descomposición del agua oxigenada (peróxido de hidrógeno) en agua y oxígeno. En ausencia de un catalizador esta reacción se produce muy lentamente. Para realizar nuestro experimento necesitamos agua oxigenada, un trozo de patata cruda, un frasco o taper. Vertemos peróxido de hidrógeno en el frasco y a continuación echamos unos trozos de patata cruda. ¿Qué ocurre?
Como escribirlas
Entalpía de reacción es el calor intercambiado con el entorno a presión constante para una reacción determinada. Se representa como ∆H.
Exotérmica
; ∆H = - 285,8 KJ/mol
Endotérmica
; ∆H = + 178 KJ/mol
Ejemplo de exotérmica
Ejemplo de endotérmica
1. 2 Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s) 2. 2 Al (s) + 3 Br2 (l) 2 AlBr3 (s) 3. 2 Mg (g) + O2 (g) MgO (s)
Estado Coeficiente R or P Elemento Subindice Cantidad total
Estado Coeficiente R or P Elemento Subindice Cantidad total
Estado Coeficiente R or P Elemento Subindice Cantidad total
Redox
Se dividen en dos complementarias la de reducción y la de oxidación. (transferencia de electrones)
Oxidación es aquellas reacciones en las que el elemento de un compuesto pasa de un estado oxidación menor a uno mayor. (por ejemplo cuando ganan oxígeno)
Reducción es aquellas reacciones en las que el elemento de un compuesto pasa de un estado oxidación mayor a uno menor. (por ejemplo cuando pierden oxígeno)
Ejemplos:
Usos prácticos:
1. Para calcular la masa de cloruro de sodio presente en la solución, primero necesitamos convertir el volumen de la solución a litros, ya que la concentración molar se expresa en moles por litro.
2. Ahora utilizamos la fórmula de la concentración molar para calcular la cantidad de moles de cloruro de sodio en la solución:
3. Ahora que conocemos la cantidad de moles de NaCl en la solución, podemos calcular su masa utilizando la masa molar del NaCl. Mm (NaCl)= Mm(Na)+Mm(Cl)= 23 + 35,45 = 58.45 g/mol.
1. Para calcular los moles utilizamos la fórmula n=m/Mm. Donde m son 63 gramos y Mm= Mm(C) + 2* Mm(O) = 12 g/mol+2(16 g/mol) = 44 g/mol
2. Calcular el volumen de CO2 bajo las condiciones dadas: Utilizamos la ley de los gases ideales: P*V=n*R*T
Combustión
Se trata de una reacción redox muy rápida en la que se desprende energía (exotérmica)
Ejemplos:
Usos:
Una suposición común podría ser pensar que al mezclar dos líquidos, el volumen total sería simplemente la suma de sus volúmenes individuales. Sin embargo, esto no siempre es cierto. En muchos casos, el volumen real de la mezcla puede ser ligeramente mayor o menor que el volumen aditivo debido a interacciones moleculares.
Experimento 3 PROCEDIMIENTO 1. Prepara tres recipientes sólo con zumo concentrado. - Uno enfríalo. - Otro déjalo a temperatura ambiente. - Otro, caliéntalo. 2. Pon un trozo de tiza en cada uno y observa el efecto de la temperatura. ¿Qué ha ocurrido y por qué crees que ha ocurrido?
1. Para calcular la masa de 3 moles de ácido clorhídrico, primero calcularemos la fórmula de la masa molar: Masa molar del HCl=(masa molar del H)+(masa molar del Cl) Masa molar del HCl=(1g/mol)+(35.45g/mol) = 36.458g/mol 2. Ahora, para obtener la masa en gramos de 3 moles de ácido clorhídrico: 3. Para determinar la cantidad de moléculas en 3 moles de ácido clorhídrico, utilizamos la constante de Avogadro, que es 6.022×1023 moléculas/ mol.
m= moles *Mm
1. Para calcular los moles usamos la cantidad de moléculas
2. Para calcular la concentración molar de amoniaco usamos la fórmula:
3. Para calcular la masa de amoniaco, primero debemos calcular la masa molar del mismo: Mm(NH3) = Masa molar del N+3×Masa molar del H = 14 g/mol+3×1 g/mol= 17 g/mol
Síntesis
Es aquella en la que dos sustancias reaccionan para dar lugar a una tercera completamente nueva.
Ejemplos:
Descomposición
Es aquella en la una sustancia se separa en dos o más sustancias diferentes.
Ejemplos:
Ácido base
Se trata de una reacción redox muy rápida en la que se desprende energía (exotérmica)
Ejemplos:
Como identificarlos:
Experimento 2 PROCEDIMIENTO 1. Prepara de nuevo tres recipientes, esta vez sólo con zumo concentrado (o exprimido). 2. Coge otros tres trozos de tiza: - Uno déjalo entero. - Otro sepáralo en pequeños gránulos. - Otro redúcelo a polvo fino con un mortero. 3. Pon un trozo en cada recipiente y observa el efecto del limón. ¿Qué ha ocurrido y por qué crees que ha ocurrido?
Ejer 5. ¿Por qué es necesario guardar los alimentos en el frigorífico? ¿Qué relación tiene esto con la teoría de las colisiones? Ejer 6. Razona en cuál de las situaciones siguientes las moléculas de NO y NO3 tienen la orientación adecuada para que pueda tener lugar la reacción química: NO + NO3 2NO2
Experimento 1 PROCEDIMIENTO 1. Prepara tres recipientes con diferente concentración: - En uno vierte sólo zumo de limón concentrado (o exprimido de un limón). - En otro prepara una mezcla 1:1 con agua (mitad zumo de limón, mitad agua). - En otro introduce una mezcla 1:2 (un tercio de zumo y dos tercios de agua). 2. Rompe tres trozos de tiza del mismo tamaño e introduce uno en cada recipiente. ¿Qué ocurre y por qué obtienes resultados diferentes en cada recipiente?
Unidad 5: Reacciones químicas
Victor Lara
Created on March 17, 2024
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Unidad 5. Reacciones químicas
unit 5: chemical changes
1. Ecuaciones químicas y tipos
2. Mecanismos de reacción
3. Leyes ponderales
4. Ajustando reacciones químicas
5. Moles y moléculas
6. Estequiometría
7. Velocidad de reacción factores
Repaso
Recopilación ejercicios
Unidad 5. Cambios químicos
unit 5: chemical changes
1. Ejercicios reacciones químicas
1.1. Ejercicios tipos reacciones químicas
2.1. Ejercicios teoría colisiones
3. Ejercicios conservación masa
4. Ejercicios teoría de colisiones
5. Ajustes de reacciones
6. Juego repaso
7. Química medioambiental
Índice
1. Ecuaciones químicas
Expresiones alfanuméricas que son la representación gráficas de las reacciones químicas usando los símbolos de los elementos, Indican la cantidad de sustancia, en moles, de cada reactivo y producto. También puede expresar la energía, los estados de agregación de la materia….
Como vemos unos enlaces se rompen y otros nuevos se forman por tanto los productos deben ser distintos a los reactivos y los elementos simplemente se reordenan
Ejercicios
Tipos de reacciones
Índice
1. Ecuaciones químicas ejercicios
Ejer 1. Representa la siguiente reacción química: al mezclar cobre (Cu) en polvo con azufre (S) y calentar la mezcla se produce sulfuro de cobre (CuS).
Ejer 2. Debajo de cada reactivo y producto, escribe su estado de agregación, su coeficiente, si es un reactivo o un producto, y también los elementos que lo componen, su subíndice y sus cantidades totales.
Exercise 3. Explica con palabras qué ocurriría en cada una de las siguientes reacciones químicas: a) C6H12O6 2 C2H6O + 2 CO2 b) 6 H2O+ 6 CO2 C6H12O6 + 6 O2 c) CH3CH2OH + 3O2 2H2O + 3CO2 + Significado de las fórmulas: C6H12O6 es el azúcar C2H6O es el alcohol CH3CH2OH es un combustible
CAT (levadura)
Ejer 4. Explica cuál de las reacciones anteriores podría explicar:
Ecuaciones químicas
1.1. Ecuaciones químicas tipos
De acuerdo con la energía
En las reacciones químicas se desprende o se absorbe energía, generallmente en forma de calor, luz o energía.
Si la energía es desprendida se conoce como reacción exotérmica
Si la energía es absorbida se conoce como reacción endotérmica
Como escribirlas
De acuerdo con los reacctivos y los productos
Ejercicios
Índice
1.1. Ecuaciones químicas tipos ejers
Ejer 5. Indique si las siguientes reacciones son exotérmicas o endotérmicas y escriba la ecuación química balanceada correspondiente:
Síntesis de amoniaco: Descripción: Nitrógeno gaseoso reacciona con hidrógeno gaseoso para formar amoniaco gaseoso. Entalpía de reacción: -92.4 kJ/mol. Descomposición del óxido de mercurio (II): Descripción: El óxido de mercurio (II) sólido se descompone en mercurio líquido y oxígeno gaseoso. Entalpía de reacción: +90.8 kJ/mol. Combustión del metano: Descripción: El metano gaseoso reacciona con oxígeno gaseoso para formar dióxido de carbono gaseoso y agua líquida. Entalpía de reacción: -890.3 kJ/mol.
Ejer 6. Identificación de elementos oxidados y reducidos en reacciones redox (ajustalas): Al(s) + Cl2(g) → AlCl3 (s) Zn(s) + HCl(aq) → ZnCl2 (aq) + H2(g) Cu(s) + O2(g)→ CuO(s)
Ejer 7. Escribe la reacción de neutralización de las siguientes sustancias: a) HCl + NH4OH → b) HCl + Ca(OH)2→ c) H2SO4 + KOH → d) HNO3 + Al(OH)3 → e) H2SO4 + Mg(OH)2 →
Ejer 8. Clasifica en ácidas y básicas las siguientes sustancias según su pH: agua de mar, 7,5; café, 5; champú 5,5; zumo de limón, 2,3; orina, 8.
Ecuaciones químicas
2. Mecanismos de reacción
El mecanismo de una reacción química es como una historia que nos cuenta paso a paso cómo ocurren los cambios entre los elementos que están reaccionando.
2.1 Teoría de colisiones
La teoría de las colisiones se basa en la idea de que para que se produzca una reacción química, los reactantes (moléculas y átomos) chocan entre sí y esta colisión hace que se produzca el producto.
Sin embargo, no todas las colisiones provocan un cambio químico. Necesitan dos condiciones: ENERGÍA SUFICIENTE (tener suficiente velocidad para colisionar) esto se conoce como energía de activación. recuerda que cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la velocidad ORIENTACIÓN CORRECTA (colisionar de forma correcta) Cuantas más colisiones mejor
Ejers 9 y 10
Teoría del estado de transición
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2.2 Teoría del estado de transición
La teoría o.
Ejers 5 y 6
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3. Leyes ponderales
Las leyes ponderales son las que rigen la proporción en masa y en volumen para formar compuestos.
3.1. Ley de proporciones definidas
Dos o más elementos siempre se combinan para formar un compuesto en la misma proporción de masa.
ley de la masa
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3.2. Ley de conservación de la masa
Conocida como ley de Lavoisier: en todo sistema aislado en el que tiene lugar una reacción química, la suma de las masas de todos los reactivos es igual a la suma de las masas de todos los productos.
80 g
80 g
¡Cuidado con la energía! Haz clic en mí
¡Cuidado con el volumen! Haz clic en mí
Ejercicio
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3.2. Ley de conservación de la masa Ejer
Ejer 10. Te encuentras en la cocina, emocionado/a por preparar una deliciosa receta con tu Thermomix, pero te das cuenta de que se ha bloqueado. Desesperado/a por encontrar una solución, decides revisar el manual de instrucciones. Sorprendentemente, encuentras un mensaje cifrado que te indica cómo desbloquearla. Instrucciones: Lee con atención las siguientes afirmaciones. Identifica cuáles son verdaderas. Ordena los números correspondientes a las frases verdaderas para obtener el código de desbloqueo.
Afirmaciones: 0. La masa de una mezcla de agua y alcohol es la misma que la masa del agua más la masa del alcohol por separado. 1. La masa de una mezcla de agua y alcohol es distinta de la masa del agua más la masa del alcohol por separado. 2. El volumen de una mezcla de agua y alcohol es siempre distinto del volumen del agua más el volumen del alcohol por separado. 3. El volumen de una mezcla de agua y alcohol es siempre el mismo que el volumen del agua más el volumen del alcohol por separado. 4. Al mezclar bicarbonato de sodio y vinagre en una botella abierta se produce una reacción química y la masa de la mezcla es la misma que la masa del bicarbonato de sodio más la masa del vinagre. 5. Al mezclar bicarbonato de sodio y vinagre en una botella abierta se produce una reacción química y la masa de la mezcla es diferente de la masa del bicarbonato de sodio más la masa del vinagre. 6 Al mezclar bicarbonato de sodio y vinagre en una botella cerrada, la masa de la mezcla es la misma que la masa del bicarbonato de sodio más la masa del vinagre. 7 Al mezclar bicarbonato de sodio y vinagre en una botella cerrada, la masa de la mezcla es diferente de la masa del bicarbonato de sodio más la masa del vinagre. 8. En una reacción química, 26 gramos de hierro se combinan con 12 gramos de oxígeno para producir óxido de hierro. Si ambos reaccionan completamente, se producen 37 gramos de óxido de hierro. 9. La ley de conservación de la masa se cumple solo en aquellos casos en los que la energía transferida es despreciable.
0569
ABCD
Correcto
Introduce el código para desbloquear
CE
ERROR
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4. Ajustar reacciones químicas
La ley de conservación de la masa nos dice que los átomos ni se crean ni se destruyen, por lo que en una reacción química debe haber la misma cantidad de un elemento en ambos lados. Tenemos diferente número de cada tipo de átomo en cada lado de la ecuación Colocamos números (coeficientes) delante de las fórmulas para tener el mismo número de átomos en cada lado.
Práctica
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4. Ajustando recciones químicas
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5. Moles y masa molar
gases ideales
molaridad
masa mol
Ejemplos
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5. Moles y masa molar
¿Qué es un mol?
gases ideales
molaridad
masa mol
Ejemplos
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5. Moles y masa molar
Ejemplo 1. Calcular el número de moléculas en 5 moles de dióxido de carbono (CO₂). Solución: número de moléculas en 1 mol son 6.022×1023 moléculas/mol
Ejemplo 2. Se tienen 8×1024 moléculas de amoniaco. Calcular la cantidad de moles que se tienen.
Ejemplo 3. Calcular la masa molar del dióxido de carbono (CO₂). Datos: masa molar del C = 12 masa molar del O = 16 Solución: Masa molar del dióxido de carbono: M(CO2)=1(12)+2(16)=44g/mol
Otras maneras de obtener los moles
gases ideales
molaridad
masa mol
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5. masa-mol Composición centesimal
Todos los moles tienen el mismo número de partículas, pero distinta masa
La masa molar de 1 mol será igual a la masa fórmula (masa en gramos) Ejemplo: masa molar del H2O = 18, 1 mol de H2O=18 g. Si una docena pesa 5 g, cuando tenemos 6 g cuantas docenas tenemos... Si tenemos una cantidad distinta de moles o una cantidad en gramos diferente a la masa molar deberemos hacer el cálculo:
La relación entre masa, mol y masa molar será por tanto: mol = m/M
Composición centesimal % de masa de cada uno de los elementos que forman el compuesto. La masa molar del compuesto es el 100 %, y se puede calcular qué masa relativa supone cada elemento. Ejemplo con H2O: Masa molar=18 g/mol H2O M(H)=1 y M(O)=16 % H =(cantidad*M)/Mm= (2*1)/18= 2/18 = 0,11 = 11 % % O =(1*16)/18= 16/18 = 0,89 = 89 % La suma debe dar el 100 %
Ejemplo masa mol
Ejers
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5. Moles y masa molar
Ejemplo 3. Calcular el número de moles y el número de moléculas en 24 gramos de agua (H₂O). Sabiendo que Mm(H)=1 y que Mm(O)=16. Solución: Masa molar del agua (H₂O): M(H2O)=2(1)+1(16)=18g/mol Número de moles:
Número de moléculas:
Ejers masa mol
Otras maneras de obtener los moles
gases ideales
molaridad
masa mol
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5. Moles y masa molar
Ejercicio 11. Calcular la masa molar y la composición centesimal del etano (C2H6). Se proporciona la masa molar del carbono (C) y del hidrógeno (H), que son 12 g/mol y 1 g/mol respectivamente.
Ejercicio 12. Se tienen 3 moles de ácido clorhídrico (HCl). Se conoce la masa molar del hidrógeno (H) y del cloro (Cl), que son 1 g/mol y 35.45 g/mol respectivamente. a) Calcular la masa en gramos de 3 moles de ácido clorhídrico (HCl). b) Determinar la cantidad de moléculas en 3 moles de ácido clorhídrico.
Ejercicio 13. Se proporcionan 50 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4). Se conoce la masa molar del hidrógeno (H), del azufre (S) y del oxígeno (O), que son 1.008 g/mol, 32.06 g/mol y 16.00 g/mol respectivamente. Calcular: a) la cantidad de moles que tengo b) la cantidad de moléculas que tengo c) la composición centesimal del compuesto
Otras maneras de obtener los moles
gases ideales
molaridad
masa mol
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5. Moles y masa molar (molaridad)
Concentración molar (molaridad): c=n/V (unidades mol/L) Ejemplo: Una disolución de 2 mol de HCl en 1 L de agua es una concentración 2 mol/L Es habitual tener en el laboratorio reactivos con concentración expresada en molaridad. Sabiendo la concentración y el volumen podemos calcular el número de moles. Ejemplo: 250 cm³ de concentración 2 mol/L de HCl tienen 250 cm3 = 0,25 litros n=c·V=2·0,25=0,5 mol HCl
Ejercicio 14. Se tiene una solución de cloruro de sodio (NaCl) con una concentración molar de 0.5 mol/L y un volumen de 500 mL. Calcular la masa de cloruro de sodio (NaCl) presente en la solución. Sabiendo que la masa molar del sodio (Na) y del cloro (Cl), son 23g/mol y 35.45 g/mol respectivamente.
gases ideales
molaridad
masa mol
Ejers molaridad
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5. Moles y masa molar (ley de los gases ideales)
La ley de los gases ideales surge de combinar las leyes de los gases: (ley de Boyle-Mariotte (PV=cte si T cte) , ley de Charles (V=kT si P=cte), la ley Gay-Lussac (P/T=cte si V=cte)) con la ley de Avogadro (volúmenes iguales de gases, medidos a misma P y T, contienen el mismo número de partículas
Ejemplo: Imagina que estás llevando a cabo un experimento en un laboratorio para determinar la cantidad de gas dióxido de azufre (SO2) producido en una reacción química. Después de la reacción, obtienes un volumen de gas dióxido de azufre de 3 litros a una temperatura de 30°C y una presión de 0.95 atmósferas. Utilizando la ley de los gases ideales, calcula los moles de gas dióxido de azufre producidos en la reacción.
Ejers molaridad
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5. Moles y masa molar (molaridad y pv=nRT)
Ejercicio 15. En una planta de productos de limpieza, se fabrica un limpiador multiusos que contiene amoniaco (NH3) como principal ingrediente. Para producir este limpiador se necesita 2 litros de amoniaco que contienen 7,83 × 1024 moléculas de amoniaco. Calcula: a) los moles de amoniaco b) la concentración molar del amoniaco c) la masa de amoniaco sabiendo que la masa molar del nitrógeno (N) es de 14 g/mol y la del hidrógeno (H) es de 1 g/mol.
Ejercicio 16. Estás llevando a cabo un estudio sobre la contaminación atmosférica de dióxido de carbono (CO2) en una ciudad. Has recolectado una muestra de CO2 con una masa de 63 gramos y sabes que las masas molares son: Mm(C)=12 g/mol y del Mm(O) = 16 g/mol. Calcula: a) los moles de CO2 de la muestra b) el volumen de la muestra si está a unas condiciones de temperatura de 25 ºC y a unas condiciones de presión de 3 atm
más ejers
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5. Moles y masa molar (molaridad y pv=nRT)
Ejercicio 17. Se te proporciona ácido acético (CH3COOH) y se te dice que tienes 0.5 moles de este compuesto. Debes realizar los siguientes cálculos: a) Determinar el número de moléculas de ácido acético en 0.5 moles. b) Calcular la masa de 0.5 moles de ácido acético, sabiendo que las masas molares son: C = 12 g/mol, H = 1 g/mol, O = 16 g/mol. c) Encontrar la concentración molar del ácido acético si tenemos 250 ml del mismo d) Determinar su temperatura, sabiendo que la presión es de 0,015 atmósfera.
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6. Estequiometría
La estequiometría nos permite conocer que cantidades de una sustancia se producirán a partir de las cantidades que tenemos de otra.
Ejers
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6. Estequiometría
Ejercicio 18. Imagina que estás participando en un proyecto de investigación sobre terapias de oxigenación para pacientes con problemas respiratorios. Se te asigna la tarea de estudiar la reacción de 50 gramos de dióxido de dihidrógeno gaseoso que se descompone en agua líquida y en oxígeno gaseoso
Y te piden estudiar los gramos y el volumen de oxígeno en condiciones normales (25ºC y 1 atm) que se producirá cuando trabajamos con 50 gramos de peróxido. Datos extra: Mm(O) = 16 g/mol; Mm(H) = 1 g/mol
Ejercicio 19. Imagina que estás participando en un estudio clínico sobre la eficacia de un nuevo medicamento para tratar la diabetes tipo 2. Se te pide investigar la reacción de combustión de 1 litro con concentración molar 0,1 M de glucosa (C₆H₁₂O₆), es decir la metabolización del azúcar en la sangre.
Calcula la cantidad en gramos de H2O producido y el número de moleculas producidas ya que nos servirán para visualizar la eficiencia del nuevo medicamento.
Ejers
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6. Estequiometría
Ejercicio 20. Ahora estudiaremos un problema medioambiental común: la medición de dióxido de carbono en los gases de escape de un vehículo, este es un gas de efecto invernadero.
Imaginemos que acabamos de recibir un informe de un vehículo en particular. Nos dicen que la reacción en el tubo de escape del vehículo es la combustión del octano (C8H18 )
El informe también nos proporciona la cantidad de moléculas de octano que se quemaron en la reacción, que es de 4×10^23 moléculas de octano. Ahora, nuestra tarea es determinar la cantidad de litros de CO2 que se produjeron en esta reacción, teniendo en cuenta que sale del tubo de escape a 70º C y a 1 atm..
Ejercicio 21. Ahora nos enfrentaremos a un nuevo estudio ambiental investigar la posible aparición de trióxido de azufre en nuestra atmósfera ya que este contribuye a la formación de lluvia ácida
El trióxido de azufre se produce por síntesis del dióxido de azufre al unirse con oxígeno. Nos han proporcionado datos sobre el volumen de dióxido de azufre presente en la atmósfera 500 litros, así como su temperatura 15ºC y presión 0,9 atm. Nuestra tarea es utilizar esta información para calcular la cantidad en gramos de trióxido de azufre Datos extra: Masa molar del azufre (S): 32 (g/mol). Masa molar del oxígeno (O): 16 (g/mol).
Ejers
Índice
6. Estequiometría
Ejercicio 22. Con tu conocimiento en química culinaria, sabes que el bicarbonato de sodio es esencial para que un bizcocho adquiera una textura esponjosa y ligera. También sabes que para que tu bizcocho salga perfecto, la masa de dióxido de carbono producida debe ser menor a 0.06 g. Con esta premisa en mente, y utilizando bicarbonato con una concentración molar de 0.1M y 25mL del mismo. a) Calcula la cantidad producida de dióxido de carbono y dí si estará dentro de los límites deseados.
Recuerda que la reacción que experimenta el bicarbonato (NaHCO3) es una reacción de descomposición en agua, dióxido de carbono y Na2CO3.
b) Mientras continúas con la preparación de tu bizcocho, te detienes un momento para considerar otro aspecto importante: el sabor. Sabes que el Na2CO3 tiene un sabor amargo por tanto necesitamos que su concentración molar sea inferior a cierto valor (0,01 M) teniendo en cuenta que en el bizcocho hay un volumen de Na2CO3 de 500 mL calcular la concentración molar de este y decirme si estará dentro del límite deseado.
Ejers
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unit 5: chemical changes
6. Factores velocidad de reacción experimentos
Grupos
Rubrica
Experimento 1
Experimento 2
Experimento 3
Experimento 4
Experimento EXTRA
Explicación
Index
6. Factores velocidad de reacción experimentos
unit 5: chemical changes
Groups AD
G.3Irene F Sara Blanca Marta Carla
G.2Alba Irene P Inés Esther B
G.1Olmo Diego Álvaro Emmanuel Leo
G.5Ainhoa Esther P Paula Elisa
G.4Alexia Iris Esther Vanesa
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6. Factores que afectan a la velocidad de reacción
TEMPERATURA - Más temperatura significa más velocidad de reacción CONCENTRACIÓN - Más concentración (más reactivos), más velocidad de reacción TAMAÑO DE PARTÍCULA - Menos tamaño de partícula (más superficie de contacto) significa más velocidad de reacción CATALIZADOR - Puede cambiar la velocidad de reacción - Su opuesto se conocen como inhibidores
Índice
Repaso
Ejercicio 23. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas e indica el tipo de reacción: (a) CuO + H2SO4 −−−−→ CuSO4 + H2O (b) N2 + H2 −−−−→ NH3 (c) Ca(OH)2 + HCl −−−−→ CaCl2 + H2O (d) KClO3 −−−−→ KCl + O2 (e) S8 + O2 −−−−→ SO3 (f) Zn + HCl −−−−→ ZnCl2 + H2 (g) C12H22O11 + O2 −−−−→ CO2 + H2O (h) Fe + O2 −−−−→ Fe2O3 (i) Fe2O3 + H2 −−−−→ Fe + H2O (j) NH4NO3 −−−−→ N2O + H2O (k) Al(OH)3 + H2SO4 −−−−→ Al2(SO4)3 + H2O (l) C6H12O6 + O2 −−−−→ CO2 + H2O
Ejers
Índice
Ejer 5. ¿Por qué es necesario guardar los alimentos en el frigorífico? ¿Qué relación tiene esto con la teoría de las colisiones? Ejer 6. Razona en cuál de las situaciones siguientes las moléculas de NO y NO3 tienen la orientación adecuada para que pueda tener lugar la reacción química: NO + NO3 2NO2
En la reacciones nucleares donde hay grandes desprendimiento de energía la ley de conservación de la masa no se cumple, puesto que parte de la masa se puede convertir en energía
Experimenta extra: Haz tu bioplástico. PROCEDIMIENTO 1. Calentar la leche sin que llegue a hervir. 2. Añadir el vinagre y remover. 3. Cuando se hayan formado una especie de grumos, colar para separar el suero de la pasta. 4. Escurrir bien y secar con un paño de cocina. 5. Dar la forma deseada con las manos o con un molde. 6. Dejar secar a temperatura ambiente durante dos días. Los siguientes pasos son decorativos y no son necesarios 7. Una vez seca, lijar un poco las asperezas y los bordes finos hasta obtener el borde deseado. 8 . Limpiar y eliminar los restos de polvo del limado. 9. Pintar y, una vez seco, aplicar una capa de esmalte o laca de uñas para su protección.
Masa molar del etano=(2×masa molar del C)+(6×masa molar del H) Masa molar del etano=(2×12g/mol)+(6×1g/mol) Masa molar del etano=24+6 Masa molar del etano=30 g/mol Porcentaje de carbono= (2×12.01g/mol)/ 30g/mol ×100= 80% Porcentaje de Hidrógeno= (6x1 g/mol)/30 g/molx100=20%
Experimento 4 PROCEDIMIENTO Considera la descomposición del agua oxigenada (peróxido de hidrógeno) en agua y oxígeno. En ausencia de un catalizador esta reacción se produce muy lentamente. Para realizar nuestro experimento necesitamos agua oxigenada, un trozo de patata cruda, un frasco o taper. Vertemos peróxido de hidrógeno en el frasco y a continuación echamos unos trozos de patata cruda. ¿Qué ocurre?
Como escribirlas
Entalpía de reacción es el calor intercambiado con el entorno a presión constante para una reacción determinada. Se representa como ∆H.
Exotérmica
; ∆H = - 285,8 KJ/mol
Endotérmica
; ∆H = + 178 KJ/mol
Ejemplo de exotérmica
Ejemplo de endotérmica
1. 2 Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s) 2. 2 Al (s) + 3 Br2 (l) 2 AlBr3 (s) 3. 2 Mg (g) + O2 (g) MgO (s)
Estado Coeficiente R or P Elemento Subindice Cantidad total
Estado Coeficiente R or P Elemento Subindice Cantidad total
Estado Coeficiente R or P Elemento Subindice Cantidad total
Redox
Se dividen en dos complementarias la de reducción y la de oxidación. (transferencia de electrones)
Oxidación es aquellas reacciones en las que el elemento de un compuesto pasa de un estado oxidación menor a uno mayor. (por ejemplo cuando ganan oxígeno)
Reducción es aquellas reacciones en las que el elemento de un compuesto pasa de un estado oxidación mayor a uno menor. (por ejemplo cuando pierden oxígeno)
Ejemplos:
Usos prácticos:
1. Para calcular la masa de cloruro de sodio presente en la solución, primero necesitamos convertir el volumen de la solución a litros, ya que la concentración molar se expresa en moles por litro.
2. Ahora utilizamos la fórmula de la concentración molar para calcular la cantidad de moles de cloruro de sodio en la solución:
3. Ahora que conocemos la cantidad de moles de NaCl en la solución, podemos calcular su masa utilizando la masa molar del NaCl. Mm (NaCl)= Mm(Na)+Mm(Cl)= 23 + 35,45 = 58.45 g/mol.
1. Para calcular los moles utilizamos la fórmula n=m/Mm. Donde m son 63 gramos y Mm= Mm(C) + 2* Mm(O) = 12 g/mol+2(16 g/mol) = 44 g/mol
2. Calcular el volumen de CO2 bajo las condiciones dadas: Utilizamos la ley de los gases ideales: P*V=n*R*T
Combustión
Se trata de una reacción redox muy rápida en la que se desprende energía (exotérmica)
Ejemplos:
Usos:
Una suposición común podría ser pensar que al mezclar dos líquidos, el volumen total sería simplemente la suma de sus volúmenes individuales. Sin embargo, esto no siempre es cierto. En muchos casos, el volumen real de la mezcla puede ser ligeramente mayor o menor que el volumen aditivo debido a interacciones moleculares.
Experimento 3 PROCEDIMIENTO 1. Prepara tres recipientes sólo con zumo concentrado. - Uno enfríalo. - Otro déjalo a temperatura ambiente. - Otro, caliéntalo. 2. Pon un trozo de tiza en cada uno y observa el efecto de la temperatura. ¿Qué ha ocurrido y por qué crees que ha ocurrido?
1. Para calcular la masa de 3 moles de ácido clorhídrico, primero calcularemos la fórmula de la masa molar: Masa molar del HCl=(masa molar del H)+(masa molar del Cl) Masa molar del HCl=(1g/mol)+(35.45g/mol) = 36.458g/mol 2. Ahora, para obtener la masa en gramos de 3 moles de ácido clorhídrico: 3. Para determinar la cantidad de moléculas en 3 moles de ácido clorhídrico, utilizamos la constante de Avogadro, que es 6.022×1023 moléculas/ mol.
m= moles *Mm
1. Para calcular los moles usamos la cantidad de moléculas
2. Para calcular la concentración molar de amoniaco usamos la fórmula:
3. Para calcular la masa de amoniaco, primero debemos calcular la masa molar del mismo: Mm(NH3) = Masa molar del N+3×Masa molar del H = 14 g/mol+3×1 g/mol= 17 g/mol
Síntesis
Es aquella en la que dos sustancias reaccionan para dar lugar a una tercera completamente nueva.
Ejemplos:
Descomposición
Es aquella en la una sustancia se separa en dos o más sustancias diferentes.
Ejemplos:
Ácido base
Se trata de una reacción redox muy rápida en la que se desprende energía (exotérmica)
Ejemplos:
Como identificarlos:
Experimento 2 PROCEDIMIENTO 1. Prepara de nuevo tres recipientes, esta vez sólo con zumo concentrado (o exprimido). 2. Coge otros tres trozos de tiza: - Uno déjalo entero. - Otro sepáralo en pequeños gránulos. - Otro redúcelo a polvo fino con un mortero. 3. Pon un trozo en cada recipiente y observa el efecto del limón. ¿Qué ha ocurrido y por qué crees que ha ocurrido?
Ejer 5. ¿Por qué es necesario guardar los alimentos en el frigorífico? ¿Qué relación tiene esto con la teoría de las colisiones? Ejer 6. Razona en cuál de las situaciones siguientes las moléculas de NO y NO3 tienen la orientación adecuada para que pueda tener lugar la reacción química: NO + NO3 2NO2
Experimento 1 PROCEDIMIENTO 1. Prepara tres recipientes con diferente concentración: - En uno vierte sólo zumo de limón concentrado (o exprimido de un limón). - En otro prepara una mezcla 1:1 con agua (mitad zumo de limón, mitad agua). - En otro introduce una mezcla 1:2 (un tercio de zumo y dos tercios de agua). 2. Rompe tres trozos de tiza del mismo tamaño e introduce uno en cada recipiente. ¿Qué ocurre y por qué obtienes resultados diferentes en cada recipiente?