tema 04: el enlace y la reacción...

(I) Choque moléculas (reactivos) (II) Estado intermedio (III) Productos reacción

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¿Por qué razón son muy pocos los elementos que aparecen como

tales en la Naturaleza?

¿De qué manera se organizan los átomos para formar compuestos

distintos? ¿Cómo se representan estos compuestos químicos?

¿Podemos controlar estos cambios?

¿Podemos hacer cálculos sobre ellos?

3ºESO

Tema 05: El enlace y la reacción química _ 1

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REGLA DEL OCTETO Los elementos químicos se ordenan en la tabla periódica. Observando la estabilidad de los distintos elementos se llega a la conclusión de que los más estables se encuentran en el grupo correspondiente a los gases nobles. Estos elementos tienen la configuración de la capa mas externa con la configuración ns2np6 (ocho electrones).

COMPUESTOS IÓNICOS Veamos lo que ocurre con dos elementos como el cloro y el sodio y vamos a comparar sus configuraciones electrónicas con las de los gases nobles más próximos a ellos como son el Ar y Ne:

[Cl] = 1s22s22p63s23p5 [Ar] = 1s22s22p63s23p6

[Na] = 1s22s22p63s1 [Ne] = 1s22s22p6

Como se puede observar en el caso del Cl falta solamente un electrón para alcanzar los ocho electrones en la capa más externa y en el Na sobra un electrón para que tenga ocho en la capa más externa. La forma de alcanzar estas configuraciones más estables es que el Na pierda ese electrón formando un ión positivo Na+ (catión sodio) y que ese electrón sea captado por un átomo de cloro que formarán un ión negativo Cl¯ (anión cloruro)

Los iones formados se atraen por fuerzas de tipo electrostático y al ordenarse en el espacio forman una red cristalina que se extiende en las tres direcciones del espacio. Es decir, en lugar de una molécula se forma un gran edificio cristalino. En ese proceso se desprende una gran energía. Esto se debe a que esa ordenación es muy estable con lo que será necesario aportar una gran cantidad de energía para destruirla. De ahí deducimos las propiedades de los compuestos iónicos:

• Fundir un cristal iónico implica romper la red luego la temperatura de fusión será alta. Esto es, LOS COMPUESTOS IÓNICOS SUELEN SER SÓLIDOS.

• Rayar un compuesto iónico implica romper parte de la red luego serán DUROS.

• Los iones están retenidos fuertemente por los iones que los rodean luego NO CONDUCEN ni el CALOR ni la ELECTRICIDAD cuando están en estado sólido.

• Cuando están FUNDIDOS los iones están libres por lo que en este estado SON BUENOS CONDUCTORES.

• Se disuelven fácilmente en agua. • Ejemplos de compuestos iónicos: NaCl (cloruro de sodio), MgCl2 (dicloruro de

magnesio)... en general se formarán compuestos iónicos por combinación de dos elementos, uno de ellos está a la derecha de la tabla periódica y otro a la izquierda.

2 _ Tema 05: El enlace y la reacción química


COMPUESTOS COVALENTES Veamos lo que ocurre con dos elementos como el cloro y el sodio y vamos a comparar sus configuraciones electrónicas con las de los gases nobles más próximos a ellos como son el Ar y Ne:

[Cl] = 1s22s22p63s23p5 [Ar] = 1s22s22p63s23p6

[O] = 1s22s22p4 [Ne] = 1s22s22p6

[N] = 1s22s22p3 [Ne] = 1s22s22p6

Como se puede observar en el caso del Cl falta solamente un electrón, en el O dos electrones y en el nitrógeno tres para que tengan ocho en la capa más externa. La forma de alcanzar estas configuraciones más estables entre dos átomos iguales es compartiendo los dos átomos, pares de electrones para formar moléculas. Cada par electrónico compartido es un enlace covalente por lo que el hidrógeno al formar la molécula diatómica presenta un enlace sencillo entre los átomos de hidrógeno. La molécula de cloro también es diatómica y tiene un enlace sencillo entre los átomos que la forman. La molécula de oxígeno tiene un doble enlace y la de nitrógeno un triple enlace.

Cl – Cl O = O

N ≡ N O = C = O

H – O – H H – N – H

| H

Las moléculas así formadas retienen con mucha fuerza los electrones compartidos pero no tienen casi ninguna interacción entre ellas por lo que:

• Se presentan casi siempre en estado gaseoso • Cuando están en estado líquido es porque su masa molecular es muy elevada. • El punto de fusión es bajo y también el de ebullición. • Se trata de compuestos poco solubles en agua y muy solubles en otros compuestos

covalentes. • No son buenos conductores del calor ni de la electricidad. • Ejemplos: O2, NH3...

En ocasiones el enlace covalente se extiende en las tres direcciones del espacio formando un sólido covalente. En este caso son:

• Muy duros (diamante) • Punto de fusión elevado • Insolubles

• Malos conductores • Ejemplos: grafito, diamante.

grafito diamante

Tema 5: El enlace y la reacción química_3


METALES Los metales ordenan sus átomos en una red tridimensional. En realidad lo que ordenan son los iones metálicos ocupando los nudos de esta red y los electrones más externos se quedan entre ellos formando una especie de nube o mar de electrones. Estos electrones tienen una gran movilidad lo que explica una serie de propiedades de los metales. Además estas estructuras son muy estables, las distintas formas de ordenarse dependen del tamaño de los iones metálicos.

Red cúbica centrada en las caras Red cúbica centrada en el cuerpo Red hexagonal compacta

Los metales tienen una serie de propiedades que se pueden explicar en la forma siguiente:

• Su punto de fusión es elevado. Son sólidos a temperatura ambiente (no lo es el mercurio)

• Conducen la corriente eléctrica y el calor • Se pueden estirar en hilos (ductilidad) • Pueden obtenerse con ellos láminas muy finas (maleabilidad) • En estado fundido se mezclan y el sólido es una disolución (aleación) • Ejemplos: Cu, Fe, Mg, Al ...

4 _Tema 5: El enlace y la reacción química


SÍMBOLO QUÍMICO

Los elementos químicos están clasificados en función de sus propiedades químicas en el

Sistema periódico. Esta clasificación se debe en primera instancia a Mendeleiev y a Meyer, que

la hicieron atendiendo en principio a la masa atómica, pero sin rehuir la posibilidad de alterar

este orden cuando había necesidad de hacerlo para que los elementos con propiedades

similares estuvieran en el mismo grupo. Luego, tal como la conocemos hoy en día, a Moseley

que hizo la ordenación atendiendo al número atómico. Con ello quedaron perfectamente

ordenados los elementos y los de los mismos grupos tenían las propiedades iguales sin tener

que alterar el orden de los mismos, como ocurría en la clasificación periódica anterior.

Los elementos químicos se representan mediante los símbolos químicos. El símbolo químico

es una letra mayúscula o una letra mayúscula y otra minúscula que representa a un elemento

determinado. Estas letras hacen referencia bien al nombre del elemento o al nombre latino o

griego del mismo.

Algunos ejemplos:

H – Hidróngeno, O – Oxígeno, Mg – Magnesio, Fe – Hierro, Cu – Cobre…

FÓRMULA QUÍMICA

La fórmula química expresa la proporción de átomos de cada elemento que forma parte de la

molécula de un compuesto.

Algunos ejemplos:

H2O – agua, la molécula está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

CO2 – dióxido de carbono formado por dos átomos de carbono y uno de oxígeno.

NH3 – amoniaco formado por un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno.

H2SO4 – ácido sulfúrico formado por dos átomos de hidrógeno, uno de azufre y cuatro de oxígeno.

MASA MOLECULAR

Es la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica. Para calcularla

sumamos la masa atómica de cada uno de los átomos de la fórmula.

Ejemplos:

Calculamos la masa atómica del agua H2O

H: 1 u x 2 átomos = 2 u

O: 16 u x 1 átomo = 16 u

Total 18 u

La del carbonato de calcio CaCO3

C: 12 u x 1 átomo = 12 u

O: 16 u x 3 átomos = 48 u

Ca: 40 u x 1 átomo = 40 u

Total 100 u



HIPÓTESIS DE AVOGADRO

Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura

contienen el mismo número de moléculas.

Las condiciones normales de presión y temperatura son 1 atmósfera (atm) y 0ºC (273 K).

CONCEPTO DE MOL

Es la unidad de cantidad de sustancia en el S.I. Se dice que un mol de cualquier sustancia

contiene un número de unidades elementales igual a 6,022·1023. Este número se llama número

de Avogadro (NA)

También se cumple que un mol de cualquier compuesto corresponde a una masa de ese

compuesto igual a la masa atómica / molecular expresada en gramos.

Para entender este concepto vamos a recordar que la unidad de masa atómica era la doceava parte de la

masa del isótopo 12C. Su equivalencia en gramos es: 1u = 1.6606·10-24 g lo que nos lleva a la conclusión de

la equivalencia de gramos a unidades de masa atómica haciendo un sencillo factor de conversión:

ug

ug 23

2410·022,6

10·6606,11

·1 =−

Además, teniendo en cuenta la hipótesis de Avogadro, un mol de cualquier gas en condiciones

normales de presión y temperatura ocupa un volumen igual a 22,4 L.

TIPOS DE EJERCICIOS PARA EL USO DEL CONCEPTO DE MOL

Cálculo del número de moles contenidos en una masa de compuesto y el inverso

Cálculo del número de átomos en una masa de compuesto y el inverso

Cálculo del número de moles en un volumen de compuesto en condiciones normales y el inverso.

Cálculo de la composición centesimal de un compuesto químico.

Cálculo de la fórmula empírica a partir de la composición centesimal.

Cálculo de la concentración molar de una disolución.



GASES

En primer lugar vamos a considerar varias cosas:

• Los gases están formados por moléculas que ocupan un volumen pequeño pero distinto de cero.

• Esas moléculas están en continuo movimiento lo que hace que se produzcan colisiones entre ellas y con las

paredes del recipiente que las contiene.

• Esas colisiones no son perfectamente elásticas.

Ese es el comportamiento real de los gases .

Sin embargo a bajas presiones y a temperaturas no muy bajas los gases tienen un

comportamiento ideal , debido a que la relación entre los volúmenes del recipiente y las

moléculas es muy pequeño y a que el número de choques entre ellas es menor, es decir:

• Las moléculas de gas no ocupan volumen (son puntuales).

• Los choques entre las moléculas son perfectamente elásticos.

PRESIÓN

La velocidad del movimiento de las partículas de gas será mayor cuanto mayor sea la

temperatura, esto hará que choquen contra las paredes del recipiente ejerciendo una fuerza

instantánea sobre ellas que evidentemente será mayor a mayor temperatura.

Si pudiéramos hacer el promedio de esas fuerzas instantáneas y dividirlo entre la superficie

total de las paredes del recipiente obtendríamos la presión a que está el gas en el recipiente.

Como unidad para la presión se usará aquí la atmósfera (atm) o los milímetros de mercurio

(760 mm Hg equivalen a 1 atm)

TEMPERATURA

Recordemos que las moléculas que forman la materia están en continuo

movimiento debido a la agitación térmica. También las moléculas de los

gases. En este estado las partículas que los componen se atraen poco lo

que les permite tener una gran movilidad y ocupar la totalidad del

volumen del recipiente que los contiene.

La temperatura se mide en grados centígrados (escala Celsius) aunque

también puede medirse en otras escalas. Por ejemplo los países de origen anglosajón utilizan

la escala Fahrenheit. Sin embargo para lo que nos ocupa utilizaremos la escala absoluta

(Kelvin).



A una temperatura mayor las velocidades de las partículas también serán mayores así como la presión sobre

¿Por qué utilizamos esta escala? La respuesta está en el movimiento de las moléculas a

distintas temperaturas. Se sabe que existe una temperatura a

la cuál esas moléculas permanecen en reposo. Se dice que se

trata del cero absoluto (0 K) que equivale a – 273 ºC. No hay

una temperatura menor.

Para transformar una temperatura de la escala celsi us (ºC)

a la escala absoluta (K) solamente hay que sumar a la

primera 273. Por ejemplo: el punto de fusión del ag ua

serán (0+273) = 273 K o el punto de ebullición (100 +273) =

373 K.

Cuando se trabaja con gases y aplicamos las leyes que referimos a continuación solamente

trabajaremos en la escala absoluta de temperaturas.

LEYES DE LOS GASES IDEALES

Recordemos lo visto en el tema de estados de agregación de la materia lo visto sobre las leyes

de los gases:

Ley de Charles

Si mantenemos constante en un

recipiente la presión y estudiamos

la forma en que varía el volumen

con la temperatura podemos

deducir que, al disminuir la

temperatura, la velocidad de las partículas que lo constituyen

será menor y para que la fuerza media de los impactos sobre las

paredes se mantenga será preciso que las partículas ocupen un volumen menor. Existe

también aquí una relación directa entre el volumen y la temperatura.

Ley de Gay Lussac

Parece pues bastante claro que si en

un recipiente de volumen fijo hay una

determinada cantidad de un gas,

también fija, existe una relación

directa de proporcionalidad entre la

presión y la temperatura. Es decir el cociente entre la presión y la

temperatura será constante. Representando gráficamente la

presión frente a la temperatura obtendremos una recta como se ve en la gráfica.

En los cálculos con gases se suele usar el litro (L) en lugar del m3.

P

T

V

T

V1 T1

P cte T2<T1

V2 T2



Ley de Boyle - Mariotte

Ahora consideramos el caso en que, para una determinada

cantidad de gas fija, la temperatura se mantiene constante y se

aumenta la presión del gas. Lo que ocurre es que para que esto

ocurra el volumen debe disminuir. Si por el contrario se aumenta

el volumen la presión en el interior del recipiente debe disminuir.

Es decir el producto presión por volumen a temperatura constante

es también constante.

Combinando las leyes de Boyle y de Charles se puede relacionar presión, volumen y

temperatura de un gas. Se obtiene la ecuación general de los gases :

2

22

1

11

T

VP

T

VP =

Según esta ley, PV/T permanece constante en los gases

Si relacionamos las ecuaciones de los gases con la cantidad de gas en moles obtenemos la

ecuación de estado de los gases ideales :

P·V = n·R·T

Donde:

• P es la presión expresada en atm.

• V es el volumen expresado en L.

• n es el número de moles de gas.

• T es la temperatura (en K).

• molK

LatmR

··

082,0=

En esta ecuación conocidas tres de las propiedades del gas podemos calcular la cuarta.

P

2P 3P 4P

V

V/2 V/3 V/4

P

V



REACCIÓN QUÍMICA

Es un proceso por el cuál una serie de elementos o compuestos (reactivos) se transforman en

otros elementos o compuestos (productos de la reacción).

En primer lugar debemos comprender que la reacción química supone la ruptura de enlaces en

los reactivos para dar lugar a nuevos enlaces y formar los productos. Todo este proceso lleva

aparejado un intercambio de energía con el exterior.

Además para que se den estas rupturas de enlace es necesaria la colisión entre las moléculas

de los reactivos con la velocidad y orientación adecuada ya que no todos los choques darán

lugar a la reacción (no todos son eficaces).

Esto significa que la Temperatura será un factor determinante de la velocidad de la reacción (se puede decir

que un incremento de 10ºC en la temperatura supone un aumento de la velocidad de reacción al doble). Es

esa la razón que explica la rapidez para cocinar los alimentos en la olla a presión (el agua tiene en ella una

temperatura superior a los 100ºC puesto que a mayor presión la temperatura de ebullición es mayor).

También lo serán todos los factores que aumenten el número de choques como la presión si son gases, la

concentración en disoluciones…

La reacción química se representa por medio de la ecuación química en la que se indican a la

izquierda los símbolos o las fórmulas de los reactivos, a la derecha los símbolos o fórmulas de

los productos de la reacción y separándolos una flecha que va de los reactivos a los productos

de la reacción.

Además la ecuación química debe estar ajustada lo que significa que el número de átomos de

cada especie debe ser el mismo en los reactivos y los productos:

2 H2 (g) + O2 (g) � 2 H2O (l)

En la reacción anterior de formación del agua el número de átomos de hidrógeno entre los

reactivos es 4 (2 del coeficiente x 2 del subíndice) y en los productos es también 4 (2 del

coeficiente x 2 del subíndice). El número de átomos de oxígeno en los reactivos es 2 (viene

dado por el subíndice x 1 coeficiente) y en los productos también es 2 (2 del coeficiente x 1 del

subíndice)

(I) Choque moléculas (reactivos) (II) Estado intermedio (III) Productos reacción



TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Atendiendo a los reactivos o productos que se obtie nen

• Síntesis Es aquella en la que se combinan dos o mas elementos para formar un

compuesto determinado

2 H2 (g) + O2 (g) � 2 H2O (l)

• Descomposición Aquella en la que un compuesto se descompone en los elementos

que la forman

2 H2O (l) � 2 H2 (g) + O2 (g)

• Desplazamiento Un elemento que forma parte de un compuesto es sustituido por otro

CuSO4 (aq) + Fe (s) � FeSO4 (aq) + Cu (s)

• Doble desplazamiento o intercambio Se da un intercambio en los sustituyentes de las

moléculas que reaccionan

MgSO4 (aq) + K2S (aq) � K2SO4 (aq) + MgS (aq)

En función del intercambio de energía con el exteri or

• Exotérmicas Cuando el proceso va acompañado de cesión de calor al entorno.

2 H2O (l) � 2 H2 (g) + O2 (g)

• Endotérmicas Cuando el proceso se produce con absorción de calor del medio.

FeO (s) + C (s) + calor � Fe (s) + CO (g)

En función de la naturaleza de los reactivos

• Neutralización es una reacción de un ácido y una base

HCl (aq) + NaOH (aq) � NaCl (aq) + H2O (l)

• Combustión es una oxidación en la que se desprende una gran cantidad de calor

2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) � 8 CO2 (g) + 10 H2O (l)

CÁLCULOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Los cálculos que realicemos pueden ser de varios tipos:

• A partir de una cantidad de reactivo o producto (masa) calcular la masa de otro reactivo

o producto que se obtiene.

• A partir de un volumen de reactivo o producto calcular la masa de otro reactivo o de

otro producto que se obtiene.

• A partir de un volumen calcular la masa.

• Cálculos en los que intervienen disoluciones de concentración conocida.

Para realizar los cálculos en cualquier caso seguiremos el siguiente método que seguiremos

con un ejemplo:



Calcula los gramos de hierro que deben reaccionar con 5 gramos de oxígeno para formar

trióxido de dihierro. Masas atómicas (en u): Fe: 55.8, O: 16

• En primer lugar escribir y ajustar la ecuación.

4 Fe (s) + 3 O2 (g) � 2 Fe2O3 (s)

• A continuación pondremos sobre los reactivos y productos que vayan a intervenir en

los cálculos las masas atómicas o moleculares.

55,8 g/mol 16 g/mol ?

4 Fe (s) + 3 O2 (g) � 2 Fe2O3 (s)

• Debajo de esos mismos reactivos escribiremos los datos correspondientes y

anotaremos a cuáles se refieren las preguntas.

55,8 g/mol 32 g/mol

4 Fe (s) + 3 O2 (g) � 2 Fe2O3 (s)

¿? 5 g

• Para empezar cualquier dato que tengamos debemos transformarlo en moles de esa

especie.

2

22 32

15

gO

molOgO ×

• Los moles de la especie correspondiente se transforman en moles de la especie

buscada teniendo en cuenta la estequiometría (ajuste) de la reacción.

22

22 3

4321

5molO

molFe

gO

molOgO ××

• Por último los moles de la especie buscada se transforman en gramos, litros… de la

especie buscada.

gFemolFe

gFe

molO

molFe

gO

molOgO 63,11

18,55

34

321

522

22 =×××

Pero para aprender a hacer estos ejercicios lo mejor es hacer muchos.



Problemas

CÁLCULO MASA MOLECULAR

1. Calcula la masa molecular de los siguientes compuestos:

a. Amoniaco

b. Agua

c. Cloruro de cobre (II)

d. Hidróxido de aluminio

e. Dióxido de manganeso

f. Tricloruro de hierro

g. Ácido sulfúrico

h. Ácido nítrico

i. Carbonato de calcio

j. Hidróxido de sodio

CONCEPTO DE MOL

2. Calcula el número de gramos que corresponden a 0,50 mol de agua. 9,5 g

3. Calcula el número de moléculas de ácido sulfúrico y de átomos que contienen 0,01 mol

de dicho compuesto. 6,022·1022 moléculas, 4,22·1023 átomos.

4. Calcula el número de átomos de aluminio y el número de moles que hay en un trozo de

papel de aluminio de 5 g de masa. 1,31·1023 átomos, 0,217 mol.

5. Cuántos moles y moléculas corresponden a 1,2 g de carbono. 0,1 mol, 6,022·1022 moléculas.

6. Calcula el número de moles que contienen 100 L de dióxido de carbono medidos en

condiciones normales de presión y temperatura. 4,46 mol

7. Calcula el volumen de monóxido de carbono en cn. que corresponde a 1,2·1022

moléculas de dicho compuesto. 0,446 L

8. Calcula la masa, número de moles y número de moléculas que corresponden a 2,24 L

de NH3 medidos en cn. 1,7 g, 0,1 mol y 6,022·1022 moléculas.

9. Calcula el volumen en cn y la masa de 2·1023 moléculas de O2. 7,44 L, 10,6 g.

10. En un recipiente tenemos 5 L de nitrógeno a 1 atm y 0ºC. Indica los moles, moléculas y

gramos de N2 que hay en el recipiente. 0,223 mol, 1,34·1023 moléculas, 6,244 g.

11. En un recipiente hay 10 g de agua. ¿Cuántos moles, moléculas y átomos hay? 0,56

mol, 3,37·1023 moléculas, 1,01·1024 átomos.

DISOLUCIONES MOLARIDAD Y MOLALIDAD

12. Preparamos 5 L de una disolución de nitrato de potasio (KNO3) a partir de 150 gramos

de este compuesto. ¿Cuál será su concentración molar? Solución: 0,30 M



13. Calcula la molalidad de una disolución que se prepara añadiendo 35 gramos de cloruro

de sodio (sal común) a 500 mL de agua (densidad 1 g/mL).Solución: 1,20 m

14. Si evaporamos todo el disolvente de 150 mL de una disolución 0,2 M de hidróxido de

sodio NaOH cuánta sosa recogeremos.Solución: 1,2 g

15. Disolvemos 2 gramos de cloruro de calcio en 12 L de agua. ¿Cuál será la molaridad de

dicha disolución? Solución: 0,0015 M

ESTEQUIOMETRÍA

Cálculos masa - masa

16. Calcula la masa de hierro (Fe) que reacciona con 10 gramos de oxígeno (O2) para

formar trióxido de dihierro (Fe2O3). Masas atómicas (u): Fe: 55,8 O: 16

17. Indica la masa de agua que se obtiene por reacción de 5 gramos de oxígeno con

hidrógeno en exceso. Masas atómicas (u): H: 1 O: 16

18. Calcula la masa de oxígeno que reacciona con 200 gramos de butano (C4H10)

formando dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O) Masas atómicas (u): H: 1 C: 12 O: 16

19. Indica la masa de dióxido de carbono que se obtienen en el ejercicio anterior. Masas

atómicas (u): H: 1 C: 12 O: 16

20. Señala la masa de metano (CH4) que debe reaccionar con oxígeno (O2) para formar 3

gramos de agua. Masas atómicas (u): H: 1 C: 12 O: 16

Cálculos masa – volumen (cn)

21. Indica el volumen de dióxido de carbono (CO2) medido en condiciones normales de

presión y temperatura (1 atm y 0ºC) que se obtiene por combustión completa de 60

gramos de grafito (C). Masas atómicas (u): C: 12

22. Si se forman 10 gramos de agua por reacción de hidrógeno con oxígeno, determina el

volumen de hidrógeno que reacciona si éste se mide a 1 atm y 0ºC. Masas atómicas

(u): H: 1 O: 16

23. Con los datos del ejercicio anterior, calcula el volumen de oxígeno que reacciona

medido en las mismas condiciones de presión y temperatura.

24. Determina el volumen de nitrógeno (N2) medido en c.n. que ha de reaccionar con

hidrógeno en exceso (H2) para producir 50 gramos de amoniaco (NH3) Masas atómicas

(u): H: 1 N: 14

25. Compara los resultados de los dos ejercicios anteriores y observa como la relación de

los volúmenes que reaccionan (medidos en las mismas condiciones) es la misma que

la relación de los moles.

Cálculos volumen (cn) – masa

26. Indica la masa de yodo (I2) que reacciona con 2 L de hidrógeno (H2) medidos en cn

para formar yoduro de hidrógeno (HI). Masas atómicas (u): I: 126,9



27. Qué masa de hierro reacciona con 5 L de hidrógeno (H2) en cn. para formar hidruro de

hierro (III) (FeH3). Masas atómicas (u): Fe: 55,8

28. En un recipiente de 5 L a 1 atm y 0ºC se introduce hidrógeno (H2), este reacciona con

oxígeno (O2) ¿Qué masa de agua se obtiene? Masas atómicas (u): H: 1 O: 16

29. Queremos obtener 5 L de amoniaco (NH3) en cn. Qué masa de hidrógeno (H2)

reacciona con nitrógeno en exceso (N2). Masas atómicas (u): H: 1 N: 14

30. El ácido clorhídrico (HCl) reacciona con magnesio para formar cloruro de magnesio

(MgCl2). Calcula la masa de dicho compuesto que se obtiene si se forman 5 L de

hidrógeno medidos en cn. Masas atómicas (u): Cl: 35,51 Mg: 24,3

Cálculos volumen (cn) – volumen (cn)

31. Calcula el volumen de amoniaco (NH3) que se forma por reacción de 2 L de nitrógeno

(N2) medidos en c.n. con (H2).

32. Con los datos del ejercicio anterior calcula el volumen de hidrógeno que reacciona en

las mismas condiciones.

33. Qué volumen de oxígeno medido en cn reacciona con 5 L de hidrógeno medido en las

mismas condiciones.

34. Si se obtienen 5 L de dióxido de azufre (SO2) medidos en cn por reacción de azufre (S)

con oxígeno (O2) indica el volumen de este gas que reacciona si se mide en las

mismas condiciones.

35. Indica el volumen de oxígeno (O2) en cn. que reacciona con 50 mL de nitrógeno (N2)

medidos a 1 atm y 0ºC para obtener monóxido de nitrógeno (NO).

Cálculos con disoluciones

36. Calcula la masa de cloruro de cinc que se forma por reacción de 150 mL de una

disolución de ácido clorhídrico (HCl) con cinc (Zn) en exceso. En la misma reacción se

desprende como producto hidrógeno (H2). Masas atómicas (u): Cl: 35,51 Zn: 65,4

37. Si por reacción de 5 gramos de hierro (Fe) con 150 mL de una disolución de ácido

sulfúrico (H2SO4) se obtienen 14 gramos de sulfato de hierro (II) (FeSO4) al tiempo que

se desprende hidrógeno ¿cuál es la concentración molar del ácido? Masas atómicas

(u): S: 32 O: 16 Fe:55,8

38. 15 mL de una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico reaccionan con magnesio (Mg) para

formar cloruro de magnesio (MgCl2) e hidrógeno (H2). Indica la masa de magnesio que

reacciona. Masas atómicas (u): Mg: 24,3

39. Con los datos del ejercicio anterior indica la masa de cloruro de magnesio que se

forma. Masas atómicas (u): Cl: 35,51 Mg: 24,3

40. Con los mismos datos indica el volumen de hidrógeno que se forma si se mide a 1 atm

y 0ºC.



Práctica1

REACCIONES QUÍMICAS

Reactivos: Ácido sulfúrico (diluido) H2SO4 (aq) Ácido clorhídrico (diluido) HCl (aq) Cloruro de calcio (diluido) CaCl (aq) Carbonato de sodio (diluido) Na2CO3 Sulfato de cobre (II) CuSO4 (aq) Hidróxido amónico NH4OH (aq) Cinc Zn (s) Aluminio Al (s)

Cobre Cu (s) Hierro Fe (s) Magnesio Mg (s) Papel indicador / fenolftaleina Hidróxido amónico concentrado Material: Tubos de ensayo, globo, pinzas, erlenmeyer, vidrio de reloj

Carácter ácido se determina con un indicador: Anotar lo que ocurre al usar un papel indicador: Con el ácido (clorhídrico) toma color …………………. Con una base (hidróxido amónico) toma color ………………… Lo mismo cuando se ponen dos gotas de fenolftaleina En el tubo con ácido color …………….. Con la base color ……………………….. Reacción de los vapores de ácido clorhídrico con lo s del amoniaco En sendos tubos de ensayo se colocan aproximadamente 2 cm3 de disoluciones concentradas de ácido clorhídrico y de hidróxido amónico y se aproximan sus bocas. Sulfato de cobre (II) y amoniaco En un tubo de ensayo se tiene una disolución de sulfato de cobre (II) y se le añaden unas gotas de hidróxido amónico. A las pocas gotas se forma un precipitado de hidróxido de cobre (II) de color azul intenso. Si se sigue añadiendo amoniaco el precipitado se vuelve a disolver por la formación de un complejo amoniacal de cobre que si es soluble. Cinta de magnesio Se le acerca a la cinta de magnesio la llama de un mechero. Reacción violenta todo el magnesio se convierte en un polvo blanco (MgO) Reacción de los ácidos con los metales: Haz una tabla como la que se indica poniendo qué observas en cada caso: H2SO4 HCl Metales Qué observas ¿desprende calor? Qué observas ¿desprende calor?

Fe Cu Zn Al Mg

Reacción del vinagre con bicarbonato sódico En un matraz vertemos una cierta cantidad de vinagre, dentro de un globo colocamos una cierta cantidad de bicarbonato de sodio. Ajustamos la boca del globo a la del matraz y a continuación vertemos en el matraz todo el bicarbonato. Observamos lo que ocurre. Busca información y escribe las ecuaciones químicas correspondientes. Comentario de los resultados: Anota en cada caso los cambios que observas, escribe la ecuación química que corresponde a cada una de las reacciones y ajústala. Usando esa ecuación explica cada uno de los cambios observados.

tema 04: el enlace y la reacción...

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