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Diversidad e Inclusión ADAPTACIÓN CURRICULAR

1 Los cambios en la materia Los cambios de la materia son algo cotidiano y perceptible. Así, distinguimos entre cambios físicos y cambios químicos. Los cambios o fenómenos químicos reciben habitulamente el nombre de reacciones químicas. Una reacción química es un proceso mediante el cual se obtienen, a partir de unas sustancias iniciales, llamadas reactivos, otras sustancias diferentes, que se denominan productos. Un cambio físico es aquel que no altera las sustancias que intervienen en él. Son ejemplos el movimiento, la deformación, o los cambios de estado.

Un cambio químico da lugar a nuevas sustancias. Son ejemplos la combustión de un gas, que produce CO2 y H2O, o la síntesis de plásticos a partir de derivados del petróleo.

La teoría de las colisiones En un proceso químico, se rompen las uniones entre los átomos de los reactivos y se establecen nuevos enlaces, que dan lugar a los productos. Para que esto ocurra, es necesario que las partículas de los reactivos colisionen. Además, debe ser un choque eficaz: con una energía mínima y la orientación adecuada. En caso contrario, la ruptura de los enlaces no se producirá y no tendrá lugar la formación de los productos. Este modelo teórico, que explica cómo sucede la reacción, se conoce como teoría de las colisiones.

Productos Reactivos

➚ Cuando las partículas que forman los reactivos chocan con la energía y la orientación adecuadas, se reorganizan los átomos y se forman los productos.

Las reacciones químicas transcurren a muy distinta velocidad, magnitud muy importante, directamente relacionada con el número de choques eficaces entre las partículas de los reactivos. Si necesitamos aumentar la velocidad, podemos proceder: ➜ Elevando la temperatura o agitando el sistema. ➜ Concentrando más los reactivos, disminuyendo así la distancia entre las partículas. ➜ Aumentando la superficie de contacto entre los reactivos. 1. Señala si los siguientes son ejemplos de cambios físicos o químicos:

c) Se obtienen fibras de nailon a partir de compuestos obtenidos del petróleo.

a) Rompemos un papel en trozos.

2. ¿Cómo se denominan las sustancias que hay inicialmente, antes de que se produzca una reacción química?

b) Se funde un cubito de hielo.

4 - Las reacciones químicas. Introducción a la estequiometría

2 Ley de conservación de la masa Una de las leyes ponderales más sencillas se refiere a la conservación de la masa total en los procesos químicos y fue establecida en 1789 por el francés Antoine-Laurent de Lavoisier. Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. En toda reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción, es decir, la masa se conserva. La ley de conservación de la masa se cumple en todos los procesos químicos. Esto es lógico si tenemos en cuenta que, durante una reacción, ocurre un reagrupamiento de los átomos, por lo que el número total de átomos no cambia antes y después.

3 Ecuaciones químicas Para representar un proceso químico en su conjunto y mostrar toda información relevante, se utiliza un esquema que recibe el nombre de ecuación química. En una ecuación química los reactivos aparecen a la izquierda, indicados mediante sus fórmulas. Los productos se indican a la derecha de la ecuación.

Reactivos

Productos

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) Una flecha indica el sentido del proceso.

Para cada sustancia se indica su estado de agregación: sólido (s), líquido (l), gas (g), o disuelta en agua (ac).

Para que una ecuación química proporcione información cuantitativa debe estar ajustada, es decir, que debe haber el mismo número de átomos de cada tipo en los reactivos y en los productos. Esto se consigue colocando delante de las fórmulas los números adecuados, los coeficientes estequiométricos, que solo se escriben si son distintos de 1. SS

OO O S OO O OO

O OO

OOO O SS S

SS S OO O OO

O OO O Por cada dos moléculas de dióxido de azufre (SO ) que reaccionan con una 2 SS S OO

molécula de oxígeno (O2), se forman dos moléculas de trióxido de azufre (SO3).

Interpretación microscópica

2 SO2 (g) Dióxido de azufre

O2 (g) Oxígeno

→

2 SO3 (g) Trióxido de azufre

2 mol SO2 +

1 mol O2 →

Interpretación macroscópica Por cada dos moles de dióxido de azufre gaseoso que reaccionan con un mol de gas oxígeno se forman dos moles de trióxido de azufre, también gaseoso.

2 mol SO3

3. Completa con las palabras que faltan este párrafo sobre las reacciones químicas: «Toda reacción química cumple la ley de  de la masa. Nos dice que la  total de los reactivos es igual a la masa total de los  de la reacción. Para representar el proceso, utilizamos una  química, que se considera que está  si cumple la ley anterior. Esta ecuación ajustada nos informa de los  y productos que intervienen, así como del número de  de cada sustancia.»

4 - Las reacciones químicas. Introducción a la estequiometría

4 Estequiometría de las reacciones

químicas

En 1795, Proust publicó la ley de las proporciones definidas. Según esta ley, cuando se combinan elementos para dar lugar a un compuesto, lo hacen siempre en la misma proporción de sus masas. La existencia de esta proporción se conoce como estequiometría y se manifiesta en cualquier tipo de proceso químico; se constata experimentalmente que siempre los reactivos y productos en una reacción química dada mantienen una proporción constante.

Cálculos con ecuaciones químicas Las relaciones de estequiometría nos permiten realizar, aplicando la proporcionalidad, cálculos relativos a las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química. Para realizar cálculos de cantidades de reactivos o productos en una ecuación química, seguimos estos pasos: ➜ Obtenemos, a partir de la ecuación química ajustada, la relación de estequiometría necesaria, en moles o en masa. ➜ Planteamos y resolvemos el cálculo de proporcionalidad correspondiente, haciendo uso de la relación de estequiometría anterior. Observa este ejemplo, en el que se utilizan las relaciones de estequiometría en moles y en masa:

OBSERVA Y APRENDE Partiendo de la reacción ajustada entre el hidrógeno (H2) y el nitrógeno (N2) para dar amoníaco, calcula la cantidad en moles de amoníaco que se obtiene a partir de 5 moles de hidrógeno. Partimos de la ecuación química ajustada para esta reacción, y de su relación de estequiometría molar, dada por los coeficientes estequiométricos: 3 H2 (g)

N2 (g)

→

2 NH3 (g)

3 mol H2

1 mol N2

→

2 mol NH3

Aplicando las relaciones anteriores, calculamos la cantidad de amoníaco que nos piden planteando la correspondiente proporcionalidad entre las sustancias implicadas en cada caso. x mol NH3 2 mol NH3

5 mol NH2 3 mol NH2

→ → x=

5 mol H2 · 2 mol NH3 3 mol H2

= 3,3 mol NH3

En este proceso, cuando reaccionan 5 moles de hidrógeno se obtienen 3,3 moles de amoníaco, de acuerdo con la relación de estequiometría molar.

4. Cuando se combinan elementos para dar lugar a un compuesto y se hace siempre en la misma proporción de sus masas, ¿a qué ley nos estamos refiriendo? La existencia de esa proporción, ¿con qué nombre se conoce?

4 - Las reacciones químicas. Introducción a la estequiometría

Como ya sabes, la relación de estequiometría en masa puede obtenerse experimentalmente o también a partir de la relación de estequiometría en moles, multiplicando el número de moles indicado para cada sustancia por su correspondiente masa molar. En cualquier caso, una relación de estequiometría en masa debe cumplir con la ley de conservación de la masa. Fíjate en este otro ejemplo, en el que se obtiene y aplica la relación de estequiometría en masa para la reacción de formación del agua:

OBSERVA Y APRENDE En la reacción entre el hidrógeno (H2) y el oxígeno (O2) para formar agua (H2O), deduce su relación de estequiometría en masa, y calcula la cantidad de agua que se obtendrá cuando reaccionen completamente 96 g de oxígeno.

El n.º de moles de una sustancia puede calcularse como el cociente entre su masa en gramos y su masa molar: n=

Tras ajustar la ecuación química del proceso, escribimos su relación de estequiometría molar:

m M

m = 31 g

M = 250 g/mol

2 H2 (g)

O2 (g)

→

2 H2O (g)

2 mol H2

1 mol O2

→

2 mol H2O

Averiguamos para cada sustancia el valor de su masa molar: Masa molecular H2 = 2 · 1 u = 2 u

MH = 2 g/mol

Masa molecular O2 = 2 · 16 u = 32 u

MO = 32 g/mol

Masa molecular H2O = 2 · 1 u + 1 · 16 u = 18 u

MH O = 18 g/mol

Deducimos la relación de estequiometría en masa, multiplicando para cada sustancia el número de moles por su masa molar:

m M

31 g 250 g/mol

= 0,12 mol

2 H2 (g) 2 mol H2 · 2 g/mol 4 g H2

+ +

O2 (g) 1 mol O2 · 32 g/mol 32 g O2

→ →

2 H2O (g) 2 mol H2O · 18 g/mol 36 g H2O

Por último, calculamos la cantidad de agua que se produce a partir de 96 g de oxígeno, planteando la correspondiente relación de proporcionalidad entre ambas sustancias: 96 g O2 32 g O2

x g H2O 36 g H2O

→

36 g H2O · 96 g O2 32 g O2

= 108 g H2O

Cuando 96 g de O2 reaccionan con una cantidad suficiente de H2, se formarán 108 g de H2O.

5. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas: a) H2 + Cl2 → HCl

b) Sn + O2 → SnO

c) HCI + Fe → FeCI2 + H2

d) C + H2O → CO + H2

e) Fe + O2 → Fe2O3

f) CO + O2 → CO2

6. Basándote en las relaciones de estequiometría correspondientes a la reacción que tiene lugar entre el dióxido de azufre (SO2) y el oxígeno (O2) para dar trióxido de azufre (SO3), calcula: a) La masa en gramos de trióxido de azufre que se obtiene a partir de 35 g de oxígeno. b) Los moles de dióxido de azufre y de oxígeno necesarios para formar 7 moles de trióxido de azufre.

4 - Las reacciones químicas. Introducción a la estequiometría

5 Reacciones químicas de interés Se conocen millones de reacciones químicas y cada día se descubren otras nuevas. Las hay que son imprescindibles para la vida; otras son fundamentales en la industria química y farmacéutica, uno de los pilares en los que se basa el desarrollo social y tecnológico. Un destacado grupo de reacciones químicas se producen entre las sustancias denominadas ácidos y las llamadas bases o álcalis. Reciben el nombre de reacciones de neutralización ácido-base o simplemente reacciones ácido-base. La caracterización de una sustancia como ácido o como base se fundamenta en sus propiedades.

Ácidos Son ácidos los zumos de frutas, como los cítricos, el vinagre, los refrescos de cola, o el propio jugo gástrico del estómago. ➜ Son sustancias muy corrosivas. ➜ Tienen sabor ácido. ➜ Reaccionan con los metales y el mármol desprendiendo gases. ➜ Colorean de rojo la tintura de tornasol.

Bases Son bases la lejía, el bicarbonato de sodio, la sangre, la leche y la mayoría de los productos cosméticos y de limpieza. ➜ Tienen sabor amargo. ➜ Reaccionan con los ácidos, haciéndolos perder sus propiedades. ➜ Son sustancias corrosivas y sus disoluciones tienen un tacto jabonoso. ➜ Colorean de azul la tintura de tornasol.

La combustión es una reacción muy rápida entre una sustancia denominada combustible y el oxígeno del aire. En la reacción de combustión, los productos son el dióxido de carbono y agua, y, sobre todo, se desprende una gran cantidad de calor. Combustible

O2 (g) Oxígeno

→

CO2 (g)

Dióxido de carbono

H2O (g) + Energía calorífica Agua

La fotosíntesis es un conjunto complejo de reacciones químicas encadenadas, que sostienen la vida en nuestro planeta y regeneran el oxígeno atmosférico. De una forma muy simplificada, transforma el dióxido de carbono y el agua, junto con otros elementos procedentes de las sales minerales, en compuestos orgánicos diversos y oxigeno.

7. Explica cómo se produce la reacción de combustión e indica por qué es importante en la vida cotidiana. 8. ¿Por qué es tan importante la fotosíntesis?

4 - Las reacciones químicas. Introducción a la estequiometría

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