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TEMA VII REACCIONES QUÍMICAS

VII.1 EL MOL

A)

B)

C)

CONTANDO PARTÍCULAS Los átomos y las moléculas son tan pequeñas que no pueden verse y mucho menos contarse. Sin

embargo los científicos han encontrado una manera de contar las partículas que forman una cierta cantidad de

sustancia. La idea surge a partir de la hipótesis de Amadeo Avogadro que completa la teoría atómica de

Dalton:

Hipótesis de Avogadro: en un mismo volumen de dos gases en las mismas condiciones de

presión y temperatura existe el mismo número de partículas.

La hipótesis permitió establecer una relación entre la masa de un gas y el número de partículas que

contiene. Dicha relación es la unidad de cantidad de materia, que se conoce con el nombre de mol.

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas (NA)

que vale 6,02 1023.

Un mol de una sustancia tiene una masa equivalente a su masa molecular relativa, expresada en

gramos.

El concepto se aplica no sólo gases sino también a cualquier sustancia en cualquier estado. Es

importante tener en cuenta que el concepto de “partícula” que contamos depende del tipo de enlace que

presenta la sustancia: moléculas en el caso de sustancias moleculares, átomos en los metales e iones en los

cristales iónicos, cómo se puede observar en la tabla:

Nº de moles Contiene Mr (u) Masa en gramos

1 mol de helio 6,02 1023

átomos de helio 4 4

1 mol de hidrógeno 6,02 1023

moléculas de hidrógeno 2 2

1 mol de átomos de oxígeno 6,02 1023

átomos de oxígeno 16 16

1 mol de oxígeno 6,02 1023

moléculas de oxígeno 32 32

1 mol de hierro 6,02 1023

átomos de hierro 55,5 55,5

1 mol de cloruro de sodio 6,02 1023

iones cloruro y 6,02 1023

iones sodio 58,5 58,5

La masa de un mol se conoce con el nombre de masa molar M y se mide en g/mol, Para hallar el

número de moles n que corresponde a una masa m de sustancia basta con dividir la masa entre la masa

molar:

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AB7.1 Lee el texto, Atiende a las explicaciones del profesor y contesta:

7.1.1 Define mol, masa molar

7.1.2 Calcula la masa molar y el número de moles que hay en 100 g de óxido de

plomo(IV), 50 g de amoníaco, 75 g de sulfato de amonio, 250 g de ácido carbónico

III.1.1.a Cálculo de número de moléculas:

Ejemplo 1 “Calcula el número de moléculas que hay en 34 g de amoníaco”.

Paso 1 Hallamos los moles de amoníaco.

Paso 2 Calculamos el número de moléculas, teniendo en cuenta que 1 mol

contiene 6,02 1023

moléculas.

III.1.1.b Cálculo de número de átomos o iones:

Ejemplo 2 “Calcula el número de átomos de oxígeno que hay en 50 g de

dióxido de carbono”.

Paso 1 Hallamos los moles de compuesto.

Paso 2 Calculamos el número de moles de átomos o iones, teniendo en cuenta la

composición de la sustancia. En nuestro caso una molécula de CO2 contiene 2 átomos

de oxígeno, por lo que un mol de compuesto contiene 2 moles de átomos de oxígeno.

Paso 3 Calculamos el número de átomos , teniendo en cuenta que 1 mol de

átomos contiene 6,02 1023

átomos.

Ejemplo 3 “Calcula el número de iones cloruro que hay en 60 g de cloruro

de aluminio”.

Paso 1 Hallamos los moles de compuesto.

Paso 2 Calculamos el número moles de átomos o iones, teniendo en cuenta la

composición de la sustancia. En nuestro caso hay 3 iones cloruro por cada “partícula”.

Paso 3 Calculamos el número de iones , teniendo en cuenta que 1 mol de iones

contiene 6,02 1023

iones.

III.1.1.c Cálculo de la masa de un elemento en una cierta cantidad de compuesto:

Ejemplo 4 “Calcula la masa de yodo en 150 g de yoduro de cinc”.

Paso 1 Hallamos los moles de compuesto.

Paso 2 Calculamos el número de átomos o iones, teniendo en cuenta la

composición de la sustancia. En nuestro hay 2 moles de átomos de yodo por cada mol

de compuesto.

Observa y anota la forma en la que el profesor resuelve los ejemplos.

CÁLCULOS CON MOLES Los cálculos que realizamos utilizando el concepto de mol se llaman cálculos

estequiométricos. Todos ellos tienen como base el cálculo del número de moles de

sustancia.

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Paso 3 Calculamos la masa del elemento, tenido en cuenta que un mol de

átomos tiene una masa igual a la masa atómica relativa en g.

AB7.2 Halla las siguientes cantidades

7.2.1 El número de moléculas en 70 g de nitrógeno.

7.2.2 La cantidad de cromo que puede obtenerse de 100 g de hidróxido de cromo(III).

7.2.3 El número de átomos de nitrógeno que hay en 5 Kg de yoduro de amonio.

7.2.4 La cantidad de iones sulfuro en 150 de sulfuro de potasio.

7.2.5 El número de moléculas de agua y el número de átomos de oxígeno que hay en

1.000 litros de agua.

AB7.3 Realiza la actividad 1 de la página 184 del libro de texto

VII.2 CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN

CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN La disoluciones son mezclas homogéneas de dos o mas sustancias puras denominándose disolvente al

líquido en disoluciones líquidas o al componente que se encuentra en mayor proporción y soluto a los demás

componentes de la disolución.

La magnitud que indica la cantidad de soluto que hay en una disolución se llama concentración y según

sea esta las disoluciones son diluidas (con poco soluto), concentradas (con mucho soluto ) o saturadas (si no

admiten mas soluto). A veces la concentración está relacionada con la intensidad del color y podemos

clasificarlas con facilidad por su mayor o menor concentración, tal y como se aprecia en la figura inferior.

Disoluciones

con diversa concentración

Sin embargo, lo normal es que interese indicar la composición exacta, para lo que usamos formas

diferentes:

La última es especialmente interesante para los químicos pues indica la cantidad de sustancia en moles

que contiene, lo que es muy útil para los cálculos estequiométricos.

Los cálculos que se hacen con concentraciones de una disolución, expresada en moles por litro, pasan

siempre por hallar primero el número de moles del soluto; ya sea a partir de la masa de soluto (ejemplo 1) o

de la concentración de la disolución (ejemplo 2) y después hallar la incógnita que me pidan.

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Ejemplo 5 “Calcula la molaridad de una disolución preparada disolviendo 5 g

de sal en agua hasta obtener 100 mL de disolución”.

Paso 1 Leemos el texto y ponemos los datos y lo expresamos en las unidades

adecuadas. Ponemos las fórmulas a usar, según las unidades de los datos.

Paso 2 Hallamos los moles de soluto.

Paso 3 Calculamos la molaridad usando su fórmula:

Ejemplo 6 “Calcula la cantidad de cloruro de calcio necesaria para preparar

250 mL de disolución 1,5 M”.

Paso 1 Leemos el texto y ponemos los datos y lo expresamos en las unidades

adecuadas. Ponemos las fórmulas a usar, según las unidades de los datos.

Paso 2 Hallamos los moles de soluto usando la fórmula de la molaridad

Paso 3 Calculamos la masa de soluto:

Ejemplo 7 “Calcula la concentración, en todas sus formas, de una disolución

preparada disolviendo 50 g de glucosa (C6H12O6) en 100 g de agua y cuya

densidad es 1’05 g/cc.”

Paso 1 Leemos el texto y ponemos los datos y lo expresamos en las unidades

adecuadas. Ponemos las fórmulas a usar, según las unidades de los datos.

Paso 2 Hallamos la masa de la disolución. Ahora podemos calcular la

concentración en %.

Paso 3 Calculamos el volumen de la disolución. Ahora podemos calcular la

concentración en g/L.

Paso 4 Hallamos los moles de soluto. Ahora podemos calcular la concentración

en mol/L).

AB7.4 Define disolución, soluto, disolvente, disolución saturada, concentración,

molaridad.

AB7.5 Realiza las actividades 2,3 ,4 y 5 de la página 185 del libro de texto.

AB7.6 Realiza las actividades 41, 42, 43, 44, 45, 46 y 47 de la página 204 del libro de

texto

Observa y anota la forma en la que el profesor resuelve los ejemplos.

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PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

Para preparar una disolución necesitaremos el siguiente material:

MATERIAL NECESARIO

Vidrio de reloj Espátula matraz aforado

Agua destilada Pipeta Probeta Balanza

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

Para preparar las disoluciones seguimos los siguientes pasos:

1. Pesamos la sustancia usando para ello la espátula y el vidrio de reloj (nunca se debe pesar

directamente sobre al balanza) o medimos su volumen con la probeta.

2. Echamos el soluto en el matraz y diluimos con un poco de agua.

3. Añadimos agua hasta el aforo (enrasamos), primero poco a poco, y después con la pipeta.

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VII.3 REACCIONES QUÍMICAS

D)

E)

F)

CAMBIOS QUÍMICOS Y FÍSICOS La materia cambia continuamente. Estos cambios se pueden clasificar en dos grandes grupos: cambios

físicos, que son los que no alteran la naturaleza de las sustancias (figura A) o cambios químicos que son

aquellos en los que se alterna la naturaleza de las sustancias (figura 2)

Figura 1 Figura 2

Los cambios químicos también se denominan reacciones químicas. Pero.. ¿Cómo saber que un cambio es

químico?. Es decir, ¿cómo reconocer una reacción química?.

Para ello tenemos que determinar si el cambio cumple con las características de las reacciones químicas:

CARÁCTERISTICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Unas sustancias iniciales, llamadas reactivos, se transforman en otras,,

denominadas productos, que se identifican por:

- Aparición de gases

- Cambios de color

- Formación de sustancias insolubles en una disolución (precipitados)

Van acompañadas de una variación importante de energía. Si desprenden energía se

denominan exotérmicas y si la absorben se llaman endotérmicas.

Cumplen la ley de Lavoisier: la suma de las masas de los reactivos es igual a la

suma de las masas de los productos.

Transcurren a diferentes velocidades. Llamamos velocidad de reacción a la rapidez

con la que los reactivos se transforman en productos.

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AB7.8 A) Define: cambio físico, cambio químico, reactivo, producto, reacción

exotérmica, reacción endotérmica, ley de Lavoisier, velocidad de reacción.

B) Visiona los vídeos propuestos por el profesor en el blog y contesta, apoyándote en

ellos para justificar tu respuesta:

¿Cómo afecta la temperatura a la velocidad de una reacción química?

Señala al menos dos reacciones exotérmicas que aparezcan en los vídeos.

¿A qué se debe la efervescencia cuando reaccionan el ácido acético y el bicarbonato de

sodio?

Explica cómo se demuestra en los vídeos que se cumple la ley de Lavoisier

¿CÓMO OCURRE UNA REACCIÓN QUÍMICA? Ya sabemos que una reacción química ocurre cuando unas sustancias se transforman en otras nuevas.

Si pensamos en cómo están formadas las sustancias, esto es, el tipo de enlace que mantiene unidos a sus

átomos, no podemos mas que concluir que una reacción química consiste básicamente en una reordenación

de los átomo que forman dichas sustancias.

Si observas atentamente los ejemplos de reacciones químicas de la figura inferior te darás cuenta de

que en ellas se conserva el número y tipos de átomos ( y por tanto se cumple la ley de Lavoisier) y se rompen

y forman enlaces químicos; por lo que forzosamente habrá una absorción de energía del ambiente o un

desprendimiento de energía al ambiente. Esta energía se denomina entalpía o energía de reacción ΔHr.

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VII.4 ESTEQIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Observa el ejemplo

AB7.9 Define ecuación química y realiza la actividad 25 del libro de la página 196.

ECUACIONES QUÍMICAS Los cálculos relativos a las cantidades de sustancia que intervienen en las reacciones químicas se

llaman cálculos estequiométricos. Para hacerlo necesitamos representar las reacciones químicas de forma que

nos sea fácil reconocer los reactivos , los productos y la relación en moles en la que todos ellos intervienen.

La representación simbólica de la reacción química que nos da la información anterior se denomina

ecuación química. En ella se indica la fórmula de los reactivos y productos y unos números a la izquierda de

ellas, llamados coeficientes estequiométricos, que indican la proporción en moles e nla que interviene dicha

sustancia:

Para que una ecuación química esté correctamente escrita debemos conseguir que hay el mismo

número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos, lo que es lo mismo que decir que la

ecuación química está ajustada.

Para ajustar una ecuación seguiremos los siguientes pasos:

1. Escribimos las fórmulas de los reactivos y los productos

2. Ajustamos los elementos que no sean oxígeno u hidrógeno. Para ello escribimos los coeficientes

estequiométricos adecuados de las sustancias que los contengan.

3. Ajustamos el elemento oxígeno. Haremos lo mismo que en el paso anterior pero sin modificar los

coeficientes ya colocados.

4. Por último ajustamos el hidrógeno.

5. Comprobamos que todo esté ajustado.

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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Realmente realizar cálculos estequiométricos es hallar las masas o volúmenes de sustancias que

participan en las reacciones química. En el caso de volúmenes de gases tendremos que tener en cuenta que un

mol de cualquier gas a 1 atm de presión y 0 ºC de temperatura (lo que se conoce con el nombre de condiciones

normales del gas) es de 22,4 L, lo que se llama volumen molar del gas. Si son volúmenes de disoluciones

habrá que utilizar el concepto, ya estudiado, de molaridad.

Pero todos los cálculos se pueden realizar siguiendo un mismo procedimiento, que podemos resumirlo

en el siguiente esquema

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AB7.10 Define volumen molar y realiza las actividades 27 de la página 197, 34 de la página 201 y 57 y

59 de la página 205 del libro de texto.

Ejemplo 8 “Calcula el volumen de hidrógeno medido a 500 mmHg y 200 ºC

que se desprende al hacer reaccionar cinc en exceso con 50 mL de ácido

clorhídrico 1 M”

AB7.10 Realiza las actividades 28 de la página 198 , 32 de la página 200 y 60,62 y 63

de la página 205 del libro de texto.

En el caso de que las condiciones en las que medimos el volumen de un gas no sean

condiciones normales usamos la ecuación de estado de gas ideal para hallar el volumen del gas:

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ACTIVIDADES DE REFUERZO

1.- VOCABULARIO Elabora un vocabulario con las palabras definidas durante el

tema, ordenadas alfabéticamente.

2.- Escribe y ajusta las siguientes reacciones de combustión:

a) Propano ( C3H8) + oxígeno dióxido de carbono + agua

b) pentano (C5H12) + oxígeno dióxido de carbono + agua

c) benceno (C6H6) + oxígeno dióxido de carbono + agua

d) decano (C10H22) + oxígeno dióxido de carbono + agua

e) aluminio + oxígeno óxido de aluminio

f) butano (C4H10) + oxígeno dióxido de carbono + agua

3.- Calcula la cantidad de oxígeno necesaria para quemar 100 L de propano (C3H8),

medidos en condiciones normales. S: 714,3 g .

4.- El óxido de calcio reacciona con el ácido clorhídrico produciendo cloruro de calcio

y agua. Calcula los gramos de cloruro de hidrógeno que reaccionan completamente con

56 g de óxido de calcio. S: 73 g.

5.- El óxido de hierro(II) reacciona con el hidrógeno para dar hierro y agua. Calcula la

masa de hierro que se obtendrá y el volumen de hidrógeno, medidos en condiciones

normales, que se gastará al caber reaccionar 50 g del óxido de hierro. S: 38’9 g y 15,5 L.

6.- El hidruro de calcio reacciona con el agua para formar hidróxido de calcio e

hidrógeno. Calcula los moles de hidrógeno y la cantidad de hidróxido de calcio que

reaccionan con 6,3 g de hidruro de calcio. R: 0’15 mol , 11,1 g.

7.- La acetona (C3H6O) es un líquido que se quema en presencia de oxígeno para

formar dióxido de carbono gaseoso y agua líquida, desprendiéndose 25 kJ por mol de

acetona. Calcula: la cantidad de dióxido de carbono desprendida al quemarse 230 g de

acetona, el volumen de oxígeno, medidos en CN, necesario para quemar dicha

cantidad de acetona, los moles de agua que se forman al quemar la acetona y la cantidad

de calor desprendida quemando dicha cantidad de acetona. S: 355’7 L de O2, 11’9 moles

de agua y 99’3 kJ.

8.- El amoníaco se fabrica industrialmente mediante el proceso Haber, que consiste en

usar la reacción de formación del amoníaco. En un recipiente de 500 L a 500 ºC se

introducen nitrógeno hasta que la presión es de 33 atm. Calcula la cantidad de

hidrógeno que es necesaria introducir para que reaccione todo el nitrógeno. ¿Qué

volumen de amoníaco ,medido en condiciones normales, podemos obtener en la

reacción?. S: 1560 g de hidrógeno y 11.650 L de amoníaco.

9.- En un matraz aforado de 250 cm3

se prepara una disolución que contiene 14’4 g de

cloruro de amonio y agua hasta completar el volumen. Si la masa de la disolución es de

258’4 g, calcula la concentración de la disolución en %, en g/L y en mol/L. ¿Qué

volumen de esta disolución debemos tomar para preparar 100 mL de una disolución

0’25 M de cloruro de amonio?. S: 5’6 %, 57’6 g/L, 1’1 M y 22’7 mL.

10.- Por un recipiente con hierro metálico se hace pasar una corriente de hidrógeno

gaseoso, formándose hidruro de hierro(III). Si en la reacción se gastaron 0'053 moles de

hidrógeno, ¿Qué cantidad de hidruro férrico se formó?.S: 2'07 g.

11.- El cinc metálico reacciona con el ácido clorhídrico acuoso para formar cloruro de

cinc e hidrógeno. Se hace reaccionar 5 g de cinc con ácido clorhídrico en exceso. Hallar

la cantidad de cloruro de cinc formado y la masa de hidrógeno que se recogerán al

finalizar la reacción. S: 10'4 g de sal y 0'15 g de hidrógeno.

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12.- Calcula la cantidad de soluto necesaria para preparar las siguientes disoluciones:

250 cc de ácido clorhídrico 2 M, 500 cc de hidróxido de calcio 0'1 M, 100 cc de cloruro

de aluminio 0'25 M y 250 cc de amoníaco 0'75 M.

13.- Se disuelven 345 g de cloruro de sodio en agua y se lleva la disolución hasta un

volumen final de 500 cc. Calcula la molaridad de la disolución. S: 11'8 M.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN

1. Definir correctamente las palabras del vocabulario.

2. Enunciar la ley de Lavoisier y la hipótesis de Avogadro.

3. Conocer la forma en la que podemos expresar la concentración de una

disolución y usarla para hallar la concentración de diferentes disoluciones.

4. Calcular la masa de una sustancia necesaria para preparar una disolución y

describir cómo se prepara.

5. Definir y comprender el concepto de mol.

6. Realizar cálculos a partir del concepto de mol: número de moles, cantidad de un

elemento que contiene una masa de sustancia y número de moléculas y átomos

que dicha cantidad contiene.

7. Conocer las características de las reacciones químicas.

8. Ajustar ecuaciones químicas y realizar cálculos estequiométricos.

9. Conocer la ecuación de estado de gas ideal y usarla para hallar volúmenes de

gases que intervienen en reacciones químicas, una vez realizados cálculos

estequiométricos.