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ACTIVIDADES DE REFUERZO

1 Explica cuál es la diferencia entre una transformación

física y una transformación química. Pon dos ejemplos

de cada una de ellas.

2 Indica si los siguientes procesos son transformaciones

físicas o químicas:

a) Calentar un líquido hasta elevar su temperatura de 21 a 42 °C.

b) Fundir una pieza de bronce.

c) Quemar madera en una chimenea.

3 Dada la reacción:

nitrógeno (gas) + hidrógeno (gas) " amoniaco (gas)

a) Escribe la ecuación química ajustada correspondiente.

b) Explica por qué es necesario ajustar las ecuaciones químicas.

4 Señala cuál de las siguientes ecuaciones químicas no

está bien ajustada:

a) CaO + 2 HCℓ " CaCℓ2 + H2O

b) Hg + S " Hg2S

c) Cu2S + O2 " 2 Cu + SO2

d) Cℓ2 + 2 Na " 2 NaCℓ

5 Ajusta las siguientes ecuaciones químicas:

a) CO + O2 " CO2

b) HCℓ + Ca(OH)2 " CaCℓ2 + H2O

6 Calcula el número de moles existente en 315 gramos

de HNO3. Masas atómicas: H = 1 u; N = 14 u;

O = 16 u.

7 Calcula los gramos que son 1,5 moles de H3PO4. Masas

atómicas: H = 1 u; P = 31 u; O = 16 u.

8 Calcula el número de moles y moléculas que hay

en 308 gramos de CCℓ4. Masas atómicas: C = 12 u;

Cℓ = 35,5 u.

9 A partir de la ecuación química:

CaCO3 (s) " CaO (s) + CO2 (g)

¿cuántos moles de CaCO3 son necesarios para obtener

20 litros de CO2 medidos en condiciones normales

de presión y temperatura?

Dato: un mol de cualquier gas en condiciones normales

de presión y temperatura ocupa 22,4 L.

10 En la reacción química representada por:

Mg + 2 HCℓ " MgCℓ2 + H2

¿cuál es la masa de cloruro de magnesio que se

produce cuando reaccionan 0,154 mol de magnesio

con exceso de ácido?

Masas atómicas: Mg = 24 u; Cℓ = 35,5 u.

11 El propano (C3H8) se quema con oxígeno obteniéndose

dióxido de carbono y agua:

a) Escribe la ecuación química ajustada.

b) Calcula la masa de oxígeno necesaria para quemar 100 litros de propano medidos en condiciones normales de presión y temperatura.

12 En la reacción: CaO + 2 HCℓ " CaCℓ2 + H2O,

¿cuántos gramos de cloruro de hidrógeno se necesitan

para reaccionar totalmente con 56 gramos de óxido

de calcio?

Masas atómicas: Ca = 40 u; O = 16 u; H = 1 u;

Cℓ = 35,5 u.

13 Una bombona de propano (C3H8) tiene 21 kg de gas.

Calcula el calor que se desprende en la combustión

completa del gas, sabiendo que el calor de combustión

del propano es de 2217,9 kJ/mol.

14 Dada la ecuación química:

I2 (s) + H2 (g) " 2 HI (g) - 52 kJ

se puede asegurar que dicha reacción es:

a) Exotérmica.

b) Endotérmica.

c) Espontánea.

d) Eficaz.

15 Cuando se quema un mol de carbono según

la reacción: C + O2 " CO2 se obtienen 393 kJ.

¿Qué cantidad de calor se liberará si quemamos

54 g de carbono?

REACCIONES QUÍMICAS

REFUERZO

5 FICHA 1

172 DÍA A DÍA EN EL AULA FÍSICA Y QUÍMICA 4.° ESO Material fotocopiable © Santillana Educación, S. L.

ACTIVIDADES DE REFUERZO (soluciones)

1 Transformación física es aquella en la que no se modifica la naturaleza de la sustancia. Por ejemplo, la fusión del hielo o la disolución de la sal en el agua.

Transformación química es aquella en la que se modifica la naturaleza de la sustancia. Por ejemplo, la combustión de la madera o la oxidación de un clavo.

2 a) Física.

b) Física.

c) Química.

3 a) N2 + 3 H2 " 2 NH3.

b) La ecuación química se ajusta porque en toda reacción química se conserva la masa, es decir, el número de átomos se mantiene cons tante.

4 La reacción b) está mal ajustada. Sería:

2 Hg + S " Hg2S

5 a) 2 CO + O2 " 2 CO2

b) 2 HCℓ + Ca(OH)2 " CaCℓ2 + 2 H2O

6 nM

m

63 g/mol

315 g5 mol= = =

7 1,5 ? 98 = 147 g

8 nM

m

154 g/mol

308 g2 mol= = =

2 ? 6,02 ? 1023 = 1,2 ? 1024 moléculas

9 ? ?20 L CO22,4 L CO

1 mol CO

1 mol CO

1mol CaCO

0,89 mol de CaCO

2

2

2

2

3

3

=

=

10 ? ?0,154 mol Mg1 mol Mg

1 mol MgC

1 mol MgC

95 g MgC

14,63 g MgC

2

2

2

2

=

=

11 a) C3H8 + 5 O2 " 3 CO2 + 4 H2O

b) ? ? ?100 L C H22,4 L C H

1 mol C H

1 mol C H

5 mol O3 8

3 8

3 8

3 8

2

?

1 mol O

32 g O714,28 g O

2

22=

12 ? ? ?56 g CaO56 g CaO

1 mol CaO

1 mol CaO

2 mol HC

?

1 mol HC

36,5 g HC=73 g HCℓ

13 ,

? ? ?Q 21 10 g H44 g H

1 mol H

1 mol H

2217 9 kJ

1058,543 kJ

33 8

3 8

3 8

3 8

= =

=

CC

C

C

14 La respuesta verdadera es la b).

15 ? ?54 g C12 g C

1 mol C

1 mol C

393 kJ1768,5 kJ=

ℓ ℓ

ℓ

ℓ

ℓ

ℓ

ℓ


REFUERZO

5 FICHA 1

173DÍA A DÍA EN EL AULA FÍSICA Y QUÍMICA 4.° ESO Material fotocopiable © Santillana Educación, S. L.

ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN

1 El carbonato de calcio es un sólido de color blanco. Cuando se calienta, se observan los siguientes cambios: se desprende un gas incoloro, queda un residuo sólido y se aprecia una pérdida de masa cuando se pesa el recipiente. ¿Qué tipo de transformación ha tenido lugar? Razona la respuesta.

2 Señala cuál de las observaciones siguientes pueden mostrar la presencia de una reacción química en un laboratorio:

a) Se añade un sólido a un líquido y se disuelve.

b) Se añade un sólido a un líquido y aparece un precipitado de distinto color.

c) Se añade un sólido a un líquido y se produce un gas.

d) Se mezclan dos líquidos y aparecen dos fases.

3 Escribe y ajusta las siguientes ecuaciones químicas:

a) Sulfuro de cinc + oxígeno " óxido de cinc + + dióxido de azufre.

b) Metano + oxígeno " dióxido de carbono + + agua.

c) Sulfuro de plomo(II) + oxígeno " óxido de plomo(II) + dióxido de azufre.

4 Dado el siguiente proceso químico:

Fe2O3 + H2 " Fe + H2O

320 g + 12 g " 224 g + …


b) Calcula la cantidad de agua que aparece.

c) Calcula la cantidad de hidrógeno que reacciona con 400 g de óxido de hierro(III).

d) Enuncia la ley que has aplicado en el apartado b).

Masas atómicas: Fe = 56 u; H = 1 u; O = 16 u.

5 Dada la reacción:

Óxido de hierro(II) + hidrógeno " hierro + agua


b) Calcula la masa de hierro que se obtendrá a partir de 50 g de óxido de hierro(II).

c) Calcula el volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, que se consume en la reacción.

Masas atómicas: Fe = 56 u; O = 16 u; H = 1 u.

6 a) Escribe y ajusta la reacción de formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno.

b) Si la energía liberada al formarse 1 mol de agua es 285 kJ, ¿cuánta energía se libera al producirse 100 g de agua?

Masas atómicas: H = 1 u; O = 16 u.

7 Escribe y ajusta las siguientes reacciones químicas:

a) Nitrógeno + hidrógeno " amoniaco.

b) Metano + oxígeno " dióxido de carbono + agua.

c) Cloruro de hidrógeno + hidróxido de potasio "

" cloruro de potasio + agua.

8 ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?

a) Si la energía de activación de una reacción química es elevada, su velocidad será baja.

b) Una reacción química es, a nivel atómico, una reorganización de átomos.

c) Una reacción es exotérmica porque desprende energía cuando se produce.

d) Para que se realice una reacción química es necesario suministrar previamente energía a los reac tivos.

9 Dadas las reacciones:

H2 (g) + I2 (g) " 2 HI (g)

Cu (s) + 2 HCℓ (aq) " CuCℓ2 (s) + H2 (g)

Justifica, aplicando la teoría de colisiones, cuál de ellas tendrá mayor velocidad de reacción.


PROFUNDIZACIÓN

5 FICHA 1



PROFUNDIZACIÓN

5

ACTIVIDADES DE AMPLIACIÓN (soluciones)

1 Se ha producido una reacción química debido a que hay un cambio en la naturaleza de las sustancias, que se manifiesta en la aparición de un gas.

2 Los apartados b) y c) muestran reacción química.

3 a) 2 ZnS + 3 O2 " 2 ZnO + 2 SO2

b) CH4 + 2 O2 " CO2 + 2 H2O

c) 2 PbS + 3 O2 " 2 PbO + 2 SO2

4 a) Fe2O3 + 3 H2 " 2 Fe + 3 H2O

b) 320 g + 12 g - 224 g = 108 g

c) ?400 g Fe O320 g Fe O

12 g H2 3

2 3

2= 15 g de H2

d) «En toda reacción química la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos».

5 a) FeO + H2 " Fe + H2O

b) ? ? ?50 g FeO72 g FeO

1mol FeO

1mol FeO

1mol Fe

1mol Fe

56 g Fe=

= 38,88 g de Fe

c) ? ?12 g H2 g H

1mol H

1mol H

22,4 L H2

2

2

2

2= 15,5 L de H2

6 a) H2 + 2

1 O2 " H2O

b) ? ?100 g18 g

1 mol

1 mol

285 kJ" Q = 1583,3 kJ

7 a) N2 + 3 H2 " 2 NH3

b) CH4 + 2 O2 " CO2 + 2 H2O

c) HCℓ + KOH " KCℓ + H2O

8 La afirmación falsa es la d).

9 La primera reacción tendrá mayor velocidad porque se produce entre sustancias gaseosas y los choques son más probables.

FICHA 1


Recuerda que…

Vamos a ver cómo fabricar una disolución más diluida a partir de otra más concentrada.

Tenemos una disolución 8 M de una sal en agua y queremos medio litro de una disolución con el mismo

soluto y disolvente, pero menos concentrada, por ejemplo 5 M. Disponemos del agua que necesitemos.

¿Cómo lo haríamos?

SOLUCIÓN

Lo que vamos a hacer es diluir, y habrás pensado que lo más sencillo es añadir disolvente (agua)

y estás en lo cierto. Pero la pregunta es: ¿cuánto?, para tener medio litro de esa nueva concentración 5 M.

Pasos:

1. Te tienes que preguntar: ¿qué cantidad de sustancia en mol de soluto tendrá que haber en el nuevo litro

de disolución que vamos a fabricar para que sea 5 M?

?0,5 L de disolución1 L de disolución

5 mol de soluto = 2,5 mol de soluto

2. Esos 2,5 mol de soluto los tenemos que sacar de la disolución 8 M en la que están mezclados con disolvente.

Te tienes que preguntar: ¿qué volumen de la disolución 8 M hemos de coger para que en su interior estén los 2,5 mol que necesitamos?

?

ó2,5 mol

8 mol

1 L de disoluci n = 0,313 L de disolución 8 M hemos de sacar para que en su interior

haya 2,5 mol de soluto.

3. Una vez que sabemos que en esos 0,313 litros están los 2,5 mol que necesitamos, solo falta añadirles disolvente (agua) hasta completar el medio litro y remover.

Habremos fabricado medio litro de disolución en la que hay 2,5 mol de soluto, por lo que en cada litro habría 5 mol; es decir, es 5 M.

PROBLEMA RESUELTO

1 Siguiendo los tres pasos anteriores, explica cómo fabricarías tres litros de una disolución 2 M a partir de otra

con el mismo soluto y disolvente, pero 7 M.


AMPLIACIÓN

5

Nombre: Curso: Fecha:

Disoluciones

FICHA 1


Recuerda que…

Cómo calcular la concentración final de una disolución que es mezcla de otras dos de diferentes concentraciones.

Si mezclamos 250 cm3 de una disolución 2 M con 500 cm3 de otra disolución con el mismo soluto

y disolvente, pero 5 M, ¿qué molaridad tendrá la disolución resultante?

Recuerda que 1 L = 1000 cm3.

SOLUCIÓN

1. Calculamos la cantidad de sustancia (moles) de soluto que tendrá la nueva disolución, que será la suma de los que haya en los 250 cm3 (0,25 L) de la primera y en los 500 cm3 (0,5 L) de la segunda:

• En la primera disolución:

?óó

22

0, 5 L de disoluci n1 L de disoluci n

mol = 0,5 mol de soluto hay en los 250 cm3

de la primera disolución

• En la segunda disolución:

?óó

50,5 L de disoluci n

1 L de disoluci n


de la segunda disolución

En total, en la nueva disolución hay 2,5 + 0,5 = 3 mol de soluto.

2. Calculamos el volumen de la nueva disolución, que será la suma de lo que aporte cada una:

250 cm3 + 500 cm3 = 750 cm3 = 0,75 L

Sustituimos:

MV

n

0,75 L

3 mol4 M

ódisoluci n

soluto= = = " molaridad de la nueva disolución

PROBLEMA RESUELTO

2 Siguiendo los tres pasos anteriores, halla la molaridad que tendría una disolución fabricada al mezclar 2,5 L

de una disolución 2,8 M con 300 cm3 de otra con el mismo soluto y disolvente, pero 9 M.


AMPLIACIÓN

5


FICHA 1



AMPLIACIÓN

5


FICHA 1

Recuerda que…

Vamos a ver cómo hallar la molaridad de una disolución, conocida su densidad y su porcentaje en masa.

En la etiqueta de un frasco que contiene ácido clorhídrico (HCℓ) concentrado encontramos

dos datos:

• d = 1,18 g/mL.

• 35 % en masa.

¿Cuál será su molaridad?

Masas atómicas: H =1 u, Cℓ = 35,5 u.

SOLUCIÓN

1. Ponemos los datos en forma de proporción para comprenderlos mejor y usarlos posteriormente:

• ddisolución = 1,18 g/mL " ó

ó

1mL de disoluci n

1,18 g de disoluci n

Fíjate que relaciona masa y volumen de la disolución, dos propiedades de la disolución.

• 35 % en masa " ó100 g de disoluci n

35 g de soluto

Fíjate que relaciona las masas del soluto y de la disolución, una propiedad del soluto y otra de la disolución.

2. Nuestro objetivo final es saber la cantidad de sustancia (el número de moles de soluto) que hay en cada litro de la disolución (molaridad). Empecemos hallando cuánta masa tiene un litro de disolución. Usamos el dato de la densidad de la disolución:

?óó

ó1000 mL de disoluci n

1 mL de disoluci n

1,18 g de disoluci n = 1180 g de masa tiene cada litro de disolución

3. Los 1180 g anteriores son una mezcla homogénea de soluto y disolvente (esa es la definición de disolución). Nos preguntamos: ¿qué parte será de soluto? Usamos el dato del porcentaje en masa:

?óó

118000

35g de disoluci n

1 g de disoluci n

g de soluto = 413 g de soluto hay en cada litro de disolución

Lo que hemos hecho es hallar el 35 % de 1180, que es lo que significa el % en masa.

4. Una vez que sabemos los gramos de soluto que hay en un litro de disolución, calculamos la cantidad de sustancia (moles), y será la molaridad por definición.

Masa molar del HCℓ:

M = 1 u + 35,5 u = 36,5 u " 36,5 g/mol

La cantidad de sustancia es:

nM

m

36,5 g/mol

413 g= = = 11,3 mol de soluto en cada litro de disolución

Disolución 11,3 M.

PROBLEMA RESUELTO



AMPLIACIÓN

5


3 Tenemos una disolución de bromuro de potasio (KBr) al 70 % en masa y de densidad de disolución

de 1,7 g/cm3.

Masas atómicas: K = 39 u; Br = 80 u.

a) Siguiendo los pasos del ejemplo anterior, calcula la molaridad de la disolución.

1. Pon los datos en forma de proporción. (1 cm3 = 1 mL).

2. Hallamos la masa que tiene un litro de disolución.

3. Hallamos la parte que es de soluto.

4. Pasamos los gramos a moles y expresamos la molaridad.

b) ¿Qué masa de soluto hay en 60 g de disolución? ¿Y de disolvente?

c) ¿Qué masa tienen 400 mL de la disolución?

d) ¿Qué volumen ocupan 2 kg de esta disolución?

e) ¿Cuál es la concentración de la disolución en g/L?

FICHA 1



AMPLIACIÓN

5


FICHA 1

Recuerda que…

DISOLUCIONES CON SOLUTO LÍQUIDO

Aunque estamos acostumbrados a que el soluto sea sólido y el disolvente sea líquido, el soluto puede ser también un líquido (ejemplos: alcohol rebajado, ácido diluido…). Deberemos usar correctamente el dato de densidad del soluto:

dvolumen del soluto

masa del solutosoluto=

Existen diferentes formas de expresar la concentración:

• Molaridad: MV

n

(L)ódisoluci n

soluto=

• g/L: óvolumen de disoluci n (L)

masa de soluto (g)

• % en masa: ?

ó100

masa de disoluci n

masa de soluto

• % en volumen: ?

ó100

volumen de disoluci n

volumen de soluto

Expresa de las cuatro formas anteriores la concentración de una disolución de ácido clorhídrico (HCℓ)

en un disolvente, en la que en 500 g de disolución hay 73 g de ácido.

Datos: ddisolución = 1,3 g/mL; dsoluto = 1,1 g/mL.

Masas atómicas: H =1 u; Cℓ = 35,5 u.

SOLUCIÓN



ó

1 mL de disoluci n

1,3 g de disoluci n


• dsoluto = 1,1 g/mL " ó1 mL de disoluci n

1,1 g de soluto

Fíjate que relaciona masa y volumen del soluto, dos propiedades del soluto.

2. Empezamos con % en masa, pues sacamos directamente los datos del enunciado:

% en masa = ? ?

ómasa de disoluci n

masa de soluto100

500 g

73 g100= = 14,6 % en masa

3. Hallamos la concentración en g/L usando el dato de ddisolución:

Tenemos 73 g de soluto en 500 g de disolución. Esos 500 g de disolución ocupan un volumen de:

?óó

ó500 g de disoluci n

1,3 g de disoluci n

1 mL de disoluci n = 384,6 mL = 0,3846 L de disolución

Por tanto:

g/L = óvolumen de disoluci n (L)

masa de soluto (g)

0,3846 L

73 g= = 189,8 g/L

PROBLEMA RESUELTO

continúa "



AMPLIACIÓN

5


FICHA 1

4. Calculados los g/L, hallamos, fácilmente la molaridad pasando los 189,8 g de soluto a moles:

nM

m

(1 35,5) g/mol

189,8 g= =

+= 5,2 mol en cada litro de disolución " Disolución 5,2 M

5. Hallamos el % en volumen usando el dato de dsoluto:

En el apartado 3 vimos que teníamos 73 g de soluto en 500 g de disolución y que esos 500 g de disolución ocupaban un volumen de 384,6 mL, pero ¿qué parte de ese volumen es de soluto?, o lo que es lo mismo, ¿qué volumen ocupan 73 g de soluto?

,1?73 g de soluto

1 g de soluto

1 mL de soluto = 66,36 mL de soluto

Por tanto, % en volumen = ? ?

óvolumen de disoluci n

volumen de soluto100

384,6 mL

66,36 mL100= = 17,25 % en volumen

4 Expresa de las cuatro formas conocidas la concentración de una disolución de ácido sulfhídrico (H2S) en un disolvente,

en la que en dos litros de esta disolución hay 20 cm3 de soluto H2S.

Datos: ddisolución = 1,6 g/mL; dsoluto = 1,4 g/mL. Masas atómicas: H = 1 u; S = 32 u.

1. Expresamos las densidades en forma de proporción:

2. Hallamos el % volumen.

3. Hallamos los g/L.

4. Hallamos la molaridad.

5. Hallamos el % en masa.


Recuerda que…

Supongamos que son las fiestas de tu barrio y vuestros padres os dan a tu hermano pequeño y a ti un poco de dinero para que os lo podáis gastar, con la condición de que por cada dos euros que tú te gastes, tu hermano se gaste un euro. Piensa, antes de mirar la solución, con cuánto dinero volvería a casa cada uno en los siguientes casos.

a) Si a ti te dan diez euros, y a tu hermano, cuatro euros.

b) Si a ti te dan diez euros, y a tu hermano, seis euros.

SOLUCIÓN

a) Tu hermano se gastaría sus cuatro euros, tú te gastarías ocho. Él volvería sin nada y tú volverías con dos euros.

b) Tu hermano se gastaría cinco euros, tú te gastarías tus diez euros. Él volvería con un euro a casa, y tú, sin nada.

PROBLEMA RESUELTO

1 Si a ti te dan doce euros, y a tu hermano, cinco euros.

2 Si a ti te dan seis euros, y a tu hermano, cuatro euros.

Si te fijas en todos los resultados anteriores, siempre uno de los dos se queda sin dinero y al otro le sobra. Al que le sobra podíamos llamarle «el excecente» y, si te das cuenta, el que se queda sin nada provoca que el otro tampoco pueda seguir gastando, debido a la condición que les han puesto sus padres de que por cada euro que gaste el pequeño, gaste dos euros el mayor, con lo que hace que el gasto de ambos finalice. Podíamos llamarle por este motivo «el limitante».

Algo muy parecido ocurre en una reacción química, en la que ponemos en contacto dos cantidades al azar de cada uno de los dos reactivos que van a reaccionar entre sí.

La relación del ejemplo en la que por cada dos euros del hermano mayor se gastaba un euro el pequeño, ahora equivale a la proporción en la que reaccionan los reactivos, que viene dada por los coeficientes estequiométricos. Los reactivos comenzarán a agotarse progresivamente en la proporción en moles indicada por los coeficientes de la reacción química ajustada, hasta que uno de los dos reactivos se termine.

En ese momento, la reacción habrá finalizado, aunque todavía quede una cantidad del otro reactivo sin agotarse, que no tiene con qué reaccionar.

Uno de los reactivos siempre se agotará por completo (será el reactivo limitante) y del otro, por lo general, sobrará (será el reactivo excedente), a no ser que hubiera exactamente la cantidad necesaria para el otro reactivo. En ese caso se agotarían los dos.


AMPLIACIÓN

5


Reactivo limitante y reactivo excedente

FICHA 2


El gas amoniaco (NH3) se forma al reaccionar el gas hidrógeno (H2) y el gas nitrógeno (N2), según indica

la siguiente reacción química:

N2 + H2 " NH3

Tenemos 100 g de N2 y 100 g de H2. ¿Qué sobra? Masas atómicas: N = 14 u; H = 1 u.

SOLUCIÓN

Como una reacción química es una redistribución de los átomos (se rompen los enlaces que hay entre

ellos y se unen de manera diferente), el número de átomos que haya al principio (reactivos) tiene

que ser el mismo que haya al final (productos), por lo que «ajustamos» la reacción:

N2 + 3 H2 " 2 NH3

Una interpretación de los coeficientes estequiométricos de la reacción ajustada es: por cada mol

que se gaste de N2 se gastarán también tres moles de H2 y se producirán por ello dos moles de NH3.

Con la información anterior veamos qué pasa si, por ejemplo, ponemos en contacto 100 g de cada uno

de los dos gases que reaccionan:

N2 + 3 H2 " 2 NH3

100 g 100 g

1. Veamos qué cantidad de sustancia (moles) tenemos de cada uno de los dos gases.

• m

nM 28 g/mol

100 gN2

2

2= = =N

N

3,57 mol de N2

• m

nM 2 g/mol

100 gH

H2

2

2= = =

H

50 mol de H2

2. Pensemos ahora, por ejemplo, cuántos moles de H2 son necesarios para que se gasten los 3,57 mol

de N2 que tenemos. Para ello nos fijamos en los coeficientes de la reacción ajustada y hacemos

una proporción:

?3,57 mol de N1 mol de N

3 mol de H2

2

2= 10,7 mol de H2 (el triple de moles que de N2)

Conclusión: como disponemos de 50 mol de H2 y solo necesitamos 10,7 mol, sobrarán

(50 - 10,7) = 39,3 mol de H2. El H2 será, por tanto, el reactivo excedente.

Como se han agotado los 3,57 mol N2, y este hecho provoca que los 39,3 mol de H2 en exceso no tengan

con qué reaccionar, por lo que la reacción finaliza, el N2 es el reactivo limitante.

Veamos ahora cómo hubiésemos llegado a la misma conclusión si la proporción la hubiésemos hecho

con los 50 mol de H2. Nos preguntaríamos: ¿cuántos moles de N2 son necesarios para que se gasten

los 50 mol de H2 que tenemos?

Nos fijamos en los coeficientes de la reacción ajustada y hacemos la proporción:

?503

1mol de H

mol de H

mol de N2

2

2= 16,67 mol de N2

Como necesitaríamos 16,67 mol de N2, que son más de los 3,57 mol que tenemos, la conclusión es

que no tenemos N2 suficiente para que se gaste todo el H2, por lo que sobrará H2, que será el reactivo

excedente, y del otro reactivo, que es el N2, se gastará todo y hará que la reacción finalice,

aun quedando H2 por reaccionar, por lo que el N2 será el reactivo limitante.

PROBLEMA RESUELTO


AMPLIACIÓN

5


FICHA 2

continúa "



AMPLIACIÓN

5


FICHA 2

3. Si ahora nos preguntáramos por la cantidad de producto formada, tendríamos que hacer la proporción con cualquiera de las cantidades de reactivo gastado (3,57 mol de N2 o 10,7 mol de H2), es decir, estaría mal usar el dato de 50 mol H2, pues no se han gastado todos. Por tanto, ¿cuántos gramos de NH3 se formarán?

Podemos hacerlo de dos formas:


2 mol de NH2

2

3 = 7,14 mol de NH3

O bien:

?,103

7 mol de Hmol de H

2 mol de NH2

2

3 = 7,14 mol de NH3

Por tanto:

m n ?nM

mMNH NH NH NH3

3

3

3 3 3= ="

NH

NH = 7,14 mol ? (14 + 3) g/mol = 121,4 g de NH3

3 Dada la siguiente reacción de formación del óxido de cinc:

Zn + O2 " ZnO

a) Escribe la reacción ajustada.

b) Si ponemos en contacto 100 g de cinc con 30 g de oxígeno, razona cuál es el reactivo limitante, el excedente, y cuántos gramos se gastan de cada uno.

1. Calcula la cantidad de sustancia (moles) que tenemos de cada reactivo. Masas atómicas: Zn = 65 u; O = 16 u.

2. Establece una proporción usando los coeficientes de la reacción ajustada y razónalo.

c) ¿Cuántos gramos de ZnO se forman?

d) Comprueba que se cumple la ley de conservación de la masa (salvo por algún decimal por errores de redondeo).



AMPLIACIÓN

5


FICHA 2

4 Dada la siguiente reacción de combustión del propano (C3H8):

C3H8 + O2 " CO2 + H2O

a) Escribe la reacción química ajustada.

b) Si ponemos en contacto 60 g de C3H8 con 200 g de O2, explica cuál será el reactivo limitante, cuál el excedente, y cuánto se gasta y sobra de cada uno.

c) ¿Qué volumen de CO2 se forma en condiciones normales de presión y temperatura? ¿Cuánto ocuparía el anterior CO2 si el laboratorio está a T = 30 °C y p = 800 mm de Hg?

d) ¿Cuántas moléculas de agua se forman? ¿Cuántos átomos de H y O hay en ese número de moléculas?


Recuerda que…

A menudo se desea conocer la masa de los reactivos necesaria para obtener una cantidad de producto

que se precisa conseguir, por ejemplo, en una fábrica en la que se obtiene un producto. Es un cálculo sencillo.

Pero cuando se va al recipiente donde está almacenado el reactivo, suele ocurrir que no es puro al 100 %,

que tiene impurezas. ¿Qué cantidad de reactivo debemos emplear entonces?

Dada la siguiente reacción química ya ajustada:

Zn + 2 HCℓ " ZnCℓ2 + H2

¿cuántos gramos de un frasco de cinc en polvo con el 15 % de impurezas hemos de utilizar si queremos

obtener 120 g de cloruro de cinc (ZnCℓ2)?

Masas atómicas: Cℓ = 35,5 u; Zn = 65 u.

SOLUCIÓN

1. Hallamos la cantidad de sustancia (moles) de producto que queremos obtener.

M

m

?

n(65 2 35,5) g/mol

120 gZnC

ZnC

ZnC

2

2

2

= =+

= 0,88 mol de ZnCℓ2 queremos obtener

2. Calculamos a continuación cuántos gramos de reactivo Zn son necesarios para obtener

esos 0,88 mol de producto ZnCl2 sin tener en cuenta que el frasco de Zn en polvo contiene

impurezas:

?0,88 mol de ZnC1 mol de ZnC

1mol de Zn2

2

= 0,88 mol de Zn necesitamos

Que son:

?n M=mZn Zn Zn = 0,88 mol ? 65 g/mol "

" mZn = 57,2 g de cinc necesitamos

3. Consideramos el hecho de que el bote donde está el Zn no contiene solamente Zn, sino que contiene

impurezas.

Lo primero que hemos de tener en cuenta es que si necesitamos 57,2 g de Zn y los vamos a sacar

de un bote en el que hay Zn y además otras cosas (impurezas), hemos de coger mayor número de gramos que 57,2 g, pero ¿cuántos gramos más?

Establecemos una proporción: como tiene un 15 % de impurezas, significa que su riqueza es del 85 %, es decir, que por cada 100 g que cojamos del bote, solo 85 g son de Zn y los otros 15 g son impurezas, o dicho de otra manera, que por cada 85 g que necesitemos de Zn, hemos de coger 100 g del bote.

Por tanto, ¿cuánto tenemos que coger si necesitamos 57,2 g de Zn?

?57,2 g de Zn85 g de Zn

100 g del bote = 67,3 g

67,3 g hemos de coger del bote de Zn si queremos obtener 120 g de ZnCℓ2.

ℓℓ

ℓ

ℓℓ

PROBLEMA RESUELTO


AMPLIACIÓN

5


Riqueza de un reactivo

FICHA 3



AMPLIACIÓN

5


FICHA 3

1 Dada la siguiente reacción química:

Cobre + Nitrato de plata " Plata + Nitrato de cobre (II)

Cu + AgNO3 " Ag + Cu(NO3)2


b) Si queremos obtener 300 g de sal Cu(NO3)2, ¿cuántos gramos tendremos que emplear del bote de la sal AgNO3, si sabemos que contiene un 8 % de impurezas? Masas atómicas: Cu = 64 u; Ag = 108 u; N = 14 u; O = 16 u.

1. Halla la cantidad de sustancia (moles) de producto que se quiere obtener.

2. Calcula cuántos gramos de reactivo AgNO3 son necesarios para obtener la cantidad de sustancia (moles) calculada de producto Cu(NO3)2 sin tener en cuenta las impurezas del reactivo.

3. Considera el dato de que el bote de AgNO3 contiene impurezas.

c) Deduce intuitivamente, sin hacer los cálculos anteriores, qué cantidad de AgNO3 hubiésemos tenido que coger si su riqueza hubiese sido.

• Del 1 %:

• Del 25 %:

• Del 50 %:

• Del 75 %:


Recuerda que…

A menudo en una reacción química, al intentar obtener una cantidad de un producto poniendo a reaccionar a los reactivos, nos encontramos que en la práctica se obtiene menos cantidad de la que se calcula teóricamente. Esto es debido a que el rendimiento no es del 100 %. El rendimiento es la comparación entre lo obtenido en la práctica y lo que se debería obtener teóricamente. Se expresa en %:

Rendimiento = ?

óCantidad de producto te rico

Cantidad de producto experimental100


CaO + 3 C " CaC2 + CO

Si se consumen 48 g de C, ¿cuántos gramos de CaC2 se forman si el rendimiento de la reacción es del 80 %?

Masas atómicas: Ca = 40 u; O = 16 u; C = 12 u.

SOLUCIÓN

1. Hallamos los moles que se gastan de C:

nM

m

12 g/mol

48 gC

C

= = =C 4 mol se gastan de C

2. Calculamos los gramos que se obtendrán de CaC2 si el rendimiento fuese del 100 %.

?4 mol de C3 mol de C

1mol de CaC2 = 1,33 mol de CaC2 "

" n ?m MCaC CaC2 2 2=CaC = 1,33 mol ? (40 + 2 ? 12) g/mol = 85,12 g de CaC2

3. Tenemos en cuenta que el rendimiento es del 80 %. Lo más sencillo es hallar el 80 % de 85,12 " 68,1 g de CaC2.

PROBLEMA RESUELTO


FeS + HCℓ " FeCℓ2 + H2S

a) Ajusta la reacción.

b) Si se gastan 146 g de HCℓ, ¿cuántos gramos de FeCℓ2 se obtendrán si el rendimiento de la reacción es del 90 %? Masas atómicas: Fe = 56 u; S = 32 u; H = 1 u; Cℓ = 35,5 u.

c) Si hubiésemos obtenido 200 g de FeCℓ2, ¿cuál hubiese sido el rendimiento?


AMPLIACIÓN

5


Rendimiento de una reacción química

FICHA 4


Recuerda que…

Vamos a ver cómo fabricar una disolución más diluida a partir de otra más concentrada.

Tenemos una disolución 8 M de una sal en agua y queremos medio litro de una disolución con el mismo

soluto y disolvente, pero menos concentrada, por ejemplo 5 M. Disponemos del agua que necesitemos.

¿Cómo lo haríamos?

SOLUCIÓN

Lo que vamos a hacer es diluir, y habrás pensado que lo más sencillo es añadir disolvente (agua)

y estás en lo cierto. Pero la pregunta es: ¿cuánto?, para tener medio litro de esa nueva concentración 5 M.

Pasos:

1. Te tienes que preguntar: ¿qué cantidad de sustancia en mol de soluto tendrá que haber en el nuevo litro

de disolución que vamos a fabricar para que sea 5 M?

?0,5 L de disolución1 L de disolución

5 mol de soluto = 2,5 mol de soluto

2. Esos 2,5 mol de soluto los tenemos que sacar de la disolución 8 M en la que están mezclados

con disolvente.

Te tienes que preguntar: ¿qué volumen de la disolución 8 M hemos de coger para que en su interior

estén los 2,5 mol que necesitamos?

?

ó2,5 mol

8 mol

1 L de disoluci n = 0,313 L de disolución 8 M hemos de sacar para que en su interior

haya 2,5 mol de soluto.

3. Una vez que sabemos que en esos 0,313 litros están los 2,5 mol que necesitamos, solo falta añadirles disolvente (agua) hasta completar el medio litro y remover.

Habremos fabricado medio litro de disolución en la que hay 2,5 mol de soluto, por lo que en cada litro habría 5 mol; es decir, es 5 M.

PROBLEMA RESUELTO

1 Siguiendo los tres pasos anteriores explica cómo fabricarías tres litros de una disolución 2 M a partir de otra

con el mismo soluto y disolvente, pero 7 M.

SOLUCIÓN

1. En este caso:

?óó

32

L de disoluci n1 L de disoluci n

mol = 6 mol de soluto hemos de tener

2. Tenemos:

?

ó6

7

1mol

mol

de disoluci n = 0,86 L de disolución 7 M hemos de usar

3. Añadimos disolvente a los 0,86 L de disolución hasta completar los tres litros y removemos.


AMPLIACIÓN CON SOLUCIONES

5


Disoluciones

FICHA 1


Recuerda que…

Cómo calcular la concentración final de una disolución que es mezcla de otras dos de diferentes concentraciones.

Si mezclamos 250 cm3 de una disolución 2 M con 500 cm3 de otra disolución con el mismo soluto

y disolvente, pero 5 M, ¿qué molaridad tendrá la disolución resultante?

Recuerda que 1 L = 1000 cm3.

SOLUCIÓN

1. Calculamos la cantidad de sustancia (moles) de soluto que tendrá la nueva disolución, que será la suma de los que haya en los 250 cm3 (0,25 L) de la primera y en los 500 cm3 (0,5 L) de la segunda:

• En la primera disolución:

?óó

22

0, 5 L de disoluci n1 L de disoluci n


de la primera disolución

• En la segunda disolución:

?óó

50,5 L de disoluci n

1 L de disoluci n


de la segunda disolución

En total, en la nueva disolución hay 2,5 + 0,5 = 3 mol de soluto.

2. Calculamos el volumen de la nueva disolución, que será la suma de lo que aporte cada una:

250 cm3 + 500 cm3 = 750 cm3 = 0,75 L

Sustituimos:

MV

n

0,75 L

3 mol4 M

ódisoluci n


PROBLEMA RESUELTO

2 Siguiendo los tres pasos anteriores halla la molaridad que tendría una disolución fabricada al mezclar 2,5 L

de una disolución 2,8 M con 300 cm3 de otra con el mismo soluto y disolvente, pero 9 M.

SOLUCIÓN

1. En la primera disolución:

?, óó

,2 5

2 8L de disoluci n

1 L de disoluci n

mol = 7 mol de soluto hay en los 2,5 L de la primera disolución

En la segunda disolución:

?, óó

0 39

L de disoluci n1 L de disoluci n

mol = 2,7 mol de soluto hay en los 300 cm3 de la segunda disolución

En total, en la nueva disolución hay 7 + 2,7 = 9,7 mol de soluto

2. Vdisolución = 2,5 L + 0,3 L = 2,8 L.

3. Sustituimos:

,

,,M

V

n

2 8

9 73 5

L

molM

ódisoluci n




5


FICHA 1




5


FICHA 1

Recuerda que…

Vamos a ver cómo hallar la molaridad de una disolución, conocida su densidad y su porcentaje en masa.

En la etiqueta de un frasco que contiene ácido clorhídrico (HCℓ) concentrado encontramos

dos datos:

• d = 1,18 g/mL.

• 35 % en masa.

¿Cuál será su molaridad?

Masas atómicas: H =1 u, Cℓ = 35,5 u.

SOLUCIÓN



ó

1mL de disoluci n

1,18 g de disoluci n


• 35 % en masa " ó100 g de disoluci n

35 g de soluto

Fíjate que relaciona las masas del soluto y de la disolución, una propiedad del soluto y otra de la disolución.

2. Nuestro objetivo final es saber la cantidad de sustancia (el número de moles de soluto) que hay en cada litro de la disolución (molaridad). Empecemos hallando cuánta masa tiene un litro de disolución. Usamos el dato de la densidad de la disolución:

?óó

ó1000 mL de disoluci n

1 mL de disoluci n

1,18 g de disoluci n = 1180 g de masa tiene cada litro de disolución

3. Los 1180 g anteriores son una mezcla homogénea de soluto y disolvente (esa es la definición de disolución). Nos preguntamos: ¿qué parte será de soluto? Usamos el dato del porcentaje en masa:

?óó

118000

35g de disoluci n

1 g de disoluci n


Lo que hemos hecho es hallar el 35 % de 1180, que es lo que significa el % en masa.

4. Una vez que sabemos los gramos de soluto que hay en un litro de disolución, calculamos la cantidad de sustancia (moles), y será la molaridad por definición.

Masa molar del HCℓ:

M = 1 u + 35,5 u = 36,5 u " 36,5 g/mol

La cantidad de sustancia es:

nM

m

36,5 g/mol

413 g= = = 11,3 mol de soluto en cada litro de disolución

Disolución 11,3 M.

PROBLEMA RESUELTO




5


3 Tenemos una disolución de bromuro de potasio (KBr) al 70 % en masa y de densidad de disolución

de 1,7 g/cm3.

Masas atómicas: K = 39 u; Br = 80 u.

SOLUCIÓN

a) Siguiendo los pasos del ejemplo anterior, calcula la molaridad de la disolución.

1. Pon los datos en forma de proporción. (1 cm3 = 1 mL).

Densidad:

ddisolución = 1,7 g/mL " ó

ó7

1 mL de disoluci n

1, g de disoluci n

Tanto por ciento en masa:

70% en masa " ó

70

100 g de disoluci n

g de soluto

2. Hallamos la masa que tiene un litro de disolución.

?óó

ó1000

7mL de disoluci n

1 mL de disoluci n

1, g de disoluci n = 1700 g tiene cada litro de disolución

3. Hallamos la parte que es de soluto.

?óó

170000

70g de disoluci n

1 g de disoluci n


4. Pasamos los gramos a moles y expresamos la molaridad.

( )n

M

m

39 80

1190

g/mol

g= =

+= 10 mol de soluto en cada litro de disolución

Disolución 10 M.

b) ¿Qué masa de soluto hay en 60 g de disolución? ¿Y de disolvente?

Disolución:

70 % de 60 g = 42 g de soluto

Disolvente:

60 g - 42 g = 18 g de disolvente

c) ¿Qué masa tienen 400 mL de la disolución?

?óó

ó400

7mL de disoluci n

1 mL de disoluci n

1, g de disoluci n = 680 g de disolución

d) ¿Qué volumen ocupan 2 kg de esta disolución?

A partir de la densidad:

?ó, ó

ó2000

1 7g de disoluci n

g de disoluci n

1 mL de disoluci n = 1176,5 mL de disolución

e) ¿Cuál es la concentración de la disolución en g/L?

Del apartado a) " 1190 g/L.

FICHA 1




5


FICHA 1

Recuerda que…

DISOLUCIONES CON SOLUTO LÍQUIDO

Aunque estamos acostumbrados a que el soluto sea sólido y el disolvente sea líquido, el soluto puede ser también un líquido (ejemplos: alcohol rebajado, ácido diluido…). Deberemos usar correctamente el dato de densidad del soluto:

dvolumen del soluto

masa del solutosoluto=

Existen diferentes formas de expresar la concentración:

• Molaridad: MV

n

(L)ódisoluci n

soluto=

• g/L: óvolumen de disoluci n (L)

masa de soluto (g)

• % en masa: ?

ó100

masa de disoluci n

masa de soluto

• % en volumen: ?

ó100


volumen de soluto

Expresa de las cuatro formas anteriores la concentración de una disolución de ácido clorhídrico (HCℓ)

en un disolvente, en la que en 500 g de disolución hay 73 g de ácido.

Datos: ddisolución = 1,3 g/mL; dsoluto = 1,1 g/mL.

Masas atómicas: H =1 u; Cℓ = 35,5 u.

SOLUCIÓN



ó

1 mL de disoluci n

1,3 g de disoluci n


• dsoluto = 1,1 g/mL " ó1 mL de disoluci n

1,1 g de soluto

Fíjate que relaciona masa y volumen del soluto, dos propiedades del soluto.

2. Empezamos con % en masa, pues sacamos directamente los datos del enunciado:

% en masa = ? ?

ómasa de disoluci n

masa de soluto100

500 g

73 g100= = 14,6 % en masa

3. Hallamos la concentración en g/L usando el dato de ddisolución:

Tenemos 73 g de soluto en 500 g de disolución. Esos 500 g de disolución ocupan un volumen de:

?óó

ó500 g de disoluci n

1,3 g de disoluci n

1 mL de disoluci n = 384,6 mL = 0,3846 L de disolución

Por tanto:

g/L = óvolumen de disoluci n (L)

masa de soluto (g)

0,3846 L

73 g= = 189,8 g/L

PROBLEMA RESUELTO

continúa "




5


FICHA 1

4. Calculados los g/L, hallamos fácilmente la molaridad pasando los 189,8 g de soluto a moles:

nM

m

(1 35,5) g/mol

189,8 g= =


5. Hallamos el % en volumen usando el dato de dsoluto:

En el apartado 3 vimos que teníamos 73 g de soluto en 500 g de disolución y que esos 500 g de disolución ocupaban un volumen de 384,6 mL, pero ¿qué parte de ese volumen es de soluto?, o lo que es lo mismo, ¿qué volumen ocupan 73 g de soluto?

,1?73 g de soluto

1 g de soluto

1 mL de soluto = 66,36 mL de soluto

Por tanto, % en volumen = ? ?

óvolumen de disoluci n


384,6 mL

66,36 mL100= = 17,25 % en volumen

4 Expresa de las cuatro formas conocidas la concentración de una disolución de ácido sulfhídrico (H2S) en un disolvente,

en la que en dos litros de esta disolución hay 20 cm3 de soluto H2S.

Datos: ddisolución = 1,6 g/mL; dsoluto = 1,4 g/mL. Masas atómicas: H = 1 u; S = 32 u.

SOLUCIÓN

1. Expresamos las densidades en forma de proporción:

ddisolución = 1,6 g/mL " ó

ó6

1 mL de disoluci n

1, g de disoluci n; 1,4 g/mL "

ó

4

1 mL de disoluci n

1, g de soluto

2. Hallamos el % volumen.

% en volumen = 3

3

? ?

ó 2000

20



cm

cm100= = 1 % en volumen

3. Hallamos los g/L.

Tenemos 20 cm3 de soluto en 2 litros de disolución. Hallemos la masa de esos 20 cm3 de soluto usando el dato de dsoluto. (Recuerda que 1 cm3 " 1 mL).

?óó

20 mL de disoluci n1 mL de disoluci n

1,7 g de soluto= 28 g de soluto " g/L =

ó 2

28

masa de disoluci n (L)

masa de soluto (g)

L

g= = 14 g/L

4. Hallamos la molaridad.

Pasamos los 14 g/L anteriores a moles/L:

nM

m

2 2

4

( 3 ) g/mol

1 g= =


5. Hallamos el % en masa.

En el apartado 3 vimos que teníamos 20 cm3 de soluto en 2 L de disolución y que los 20 cm3 de soluto tenían una masa de 28 g. ¿Qué masa tienen los 2 L de disolución ? Usamos el dato de ddisolución:

?óó

ó2000

6mL de disoluci n

1 mL de disoluci n

1, g de disoluci n = 3200 g de disolución

Por tanto, % en masa = ? ?

ó 32

28

masa de disoluci n

masa de soluto100

00 g

g100= = 0,875 % en masa


Recuerda que…

Supongamos que son las fiestas de tu barrio y vuestros padres os dan a tu hermano pequeño y a ti un poco de dinero para que os lo podáis gastar, con la condición de que por cada dos euros que tú te gastes, tu hermano se gaste un euro. Piensa, antes de mirar la solución, con cuánto dinero volvería a casa cada uno en los siguientes casos.

a) Si a ti te dan diez euros, y a tu hermano, cuatro euros.

b) Si a ti te dan diez euros, y a tu hermano, seis euros.

SOLUCIÓN

a) Tu hermano se gastaría sus cuatro euros, tú te gastarías ocho. Él volvería sin nada y tú volverías con dos euros.

b) Tu hermano se gastaría cinco euros, tú te gastarías tus diez euros. Él volvería con un euro a casa, y tú, sin nada.

PROBLEMA RESUELTO

1 Si a ti te dan doce euros, y a tu hermano, cinco euros.

SOLUCIÓN

Tu hermano se gastaría sus cinco euros, tú te gastarías diez euros. Él volvería sin nada, y tú, con dos euros.

2 Si a ti te dan seis euros, y a tu hermano, cuatro euros.

SOLUCIÓN

Tu hermano se gastaría tres euros, tú te gastarías los seis euros. Él volvería con un euro a casa, y tú, sin nada.

Si te fijas en todos los resultados anteriores, siempre uno de los dos se queda sin dinero y al otro le sobra. Al que le sobra podíamos llamarle «el excecente» y, si te das cuenta, el que se queda sin nada provoca que el otro tampoco pueda seguir gastando, debido a la condición que les han puesto sus padres de que por cada euro que gaste el pequeño, gaste dos euros el mayor, con lo que hace que el gasto de ambos finalice. Podíamos llamarle por este motivo «el limitante».

Algo muy parecido ocurre en una reacción química, en la que ponemos en contacto dos cantidades al azar de cada uno de los dos reactivos que van a reaccionar entre sí.

La relación del ejemplo en la que por cada dos euros del hermano mayor se gastaba un euro el pequeño, ahora equivale a la proporción en la que reaccionan los reactivos, que viene dada por los coeficientes estequiométricos. Los reactivos comenzarán a agotarse progresivamente en la proporción en moles indicada por los coeficientes de la reacción química ajustada, hasta que uno de los dos reactivos se termine.

En ese momento, la reacción habrá finalizado, aunque todavía quede una cantidad del otro reactivo sin agotarse, que no tiene con qué reaccionar.

Uno de los reactivos siempre se agotará por completo (será el reactivo limitante) y del otro, por lo general, sobrará (será el reactivo excedente), a no ser que hubiera exactamente la cantidad necesaria para el otro reactivo. En ese caso se agotarían los dos.



5


Reactivo limitante y reactivo excedente

FICHA 2


El gas amoniaco (NH3) se forma al reaccionar el gas hidrógeno (H2) y el gas nitrógeno (N2), según indica

la siguiente reacción química:

N2 + H2 " NH3

Tenemos 100 g de N2 y 100 g de H2. ¿Qué sobra? Masas atómicas: N = 14 u; H = 1 u.

SOLUCIÓN

Como una reacción química es una redistribución de los átomos (se rompen los enlaces que hay entre

ellos y se unen de manera diferente), el número de átomos que haya al principio (reactivos) tiene

que ser el mismo que haya al final (productos), por lo que «ajustamos» la reacción:

N2 + 3 H2 " 2 NH3

Una interpretación de los coeficientes estequiométricos de la reacción ajustada es: por cada mol

que se gaste de N2 se gastarán también tres moles de H2 y se producirán por ello dos moles de NH3.

Con la información anterior veamos qué pasa si, por ejemplo, ponemos en contacto 100 g de cada uno

de los dos gases que reaccionan:

N2 + 3 H2 " 2 NH3

100 g 100 g

1. Veamos qué cantidad de sustancia (moles) tenemos de cada uno de los dos gases.

• m

nM 28 g/mol

100 gN2

2

2= = =N

N

3,57 mol de N2

• m

nM 2 g/mol

100 gH

H2

2

2= = =

H

50 mol de H2

2. Pensemos ahora, por ejemplo, cuántos moles de H2 son necesarios para que se gasten los 3,57 mol

de N2 que tenemos. Para ello nos fijamos en los coeficientes de la reacción ajustada y hacemos

una proporción:


3 mol de H2

2

2= 10,7 mol de H2 (el triple de moles que de N2)

Conclusión: como disponemos de 50 mol de H2 y solo necesitamos 10,7 mol, sobrarán

(50 - 10,7) = 39,3 mol de H2. El H2 será, por tanto, el reactivo excedente.

Como se han agotado los 3,57 mol N2, y este hecho provoca que los 39,3 mol de H2 en exceso no tengan

con qué reaccionar, por lo que la reacción finaliza, el N2 es el reactivo limitante.

Veamos ahora cómo hubiésemos llegado a la misma conclusión si la proporción la hubiésemos hecho

con los 50 mol de H2. Nos preguntaríamos: ¿cuántos moles de N2 son necesarios para que se gasten

los 50 mol de H2 que tenemos?

Nos fijamos en los coeficientes de la reacción ajustada y hacemos la proporción:

?503

1mol de H

mol de H

mol de N2

2

2= 16,67 mol de N2

Como necesitaríamos 16,67 mol de N2, que son más de los 3,57 mol que tenemos, la conclusión es

que no tenemos N2 suficiente para que se gaste todo el H2, por lo que sobrará H2, que será el reactivo

excedente, y del otro reactivo, que es el N2, se gastará todo y hará que la reacción finalice,

aun quedando H2 por reaccionar, por lo que el N2 será el reactivo limitante.

PROBLEMA RESUELTO



5


FICHA 2

continúa "




5


FICHA 2

3. Si ahora nos preguntáramos por la cantidad de producto formada, tendríamos que hacer la proporción con cualquiera de las cantidades de reactivo gastado (3,57 mol de N2 o 10,7 mol de H2), es decir, estaría mal usar el dato de 50 mol H2, pues no se han gastado todos. Por tanto, ¿cuántos gramos de NH3 se formarán?

Podemos hacerlo de dos formas:


2 mol de NH2

2

3 = 7,14 mol de NH3

O bien:

?,103

7 mol de Hmol de H

2 mol de NH2

2

3 = 7,14 mol de NH3

Por tanto:

m n ?nM

mMNH NH NH NH3

3

3

3 3 3= ="

NH

NH = 7,14 mol ? (14 + 3) g/mol = 121,4 g de NH3

3 Dada la siguiente reacción de formación del óxido de cinc:

Zn + O2 " ZnO

SOLUCIÓN

a) Escribe la reacción ajustada.

2 Zn + O2 " 2 ZnO

b) Si ponemos en contacto 100 g de cinc con 30 g de oxígeno, razona cuál es el reactivo limitante, el excedente, y cuántos gramos se gastan de cada uno.

1. Calcula la cantidad de sustancia (moles) que tenemos de cada reactivo. Masas atómicas: Zn = 65 u; O = 16 u.

M

mn

65 g/mol

100 gZn

Zn

Zn= = = 1,54 mol de Zn;

mn

M 32

3

g/mol

0 gO

O

O2

2

2= = = 0,94 mol de O2

2. Establece una proporción usando los coeficientes de la reacción ajustada y razónalo.

?,1 542

1mol de Zn

mol de Zn

mol de O2 = 0,77 mol de O2 se necesitan para que se gasten los 1,54 mol

que tenemos de Zn

Como de O2 tenemos 0,94 mol, sobrarán (0,94 mol - 0,77 mol) = 0,17 mol de O2. El reactivo excedente es el O2 y el reactivo limitante es el Zn. De Zn se gastan los 100 g y de O2 se gastan solo 0,77 mol, que son = 0,77 mol ? 32 g/mol = 24,64 g.

c) ¿Cuántos gramos de ZnO se forman?

?,1 542

2mol de Zn

mol de Zn

mol de ZnO = 1,54 mol de ZnO "

" mZnO = nZnO ? MZnO = 1,54 mol ? (65 + 16) g/mol = 124,74 g de ZnO

d) Comprueba que se cumple la ley de conservación de la masa (salvo por algún decimal por errores de redondeo).

R masa reactivos = R masa productos " 100 g + 24,64 g c 124,74 g




5


FICHA 2

4 Dada la siguiente reacción de combustión del propano (C3H8):

C3H8 + O2 " CO2 + H2O

SOLUCIÓN


C3H8 + 5 O2 " 3 CO2 + 4 H2O

b) Si ponemos en contacto 60 g de C3H8 con 200 g de O2, explica cuál será el reactivo limitante, cuál el excedente,

y cuánto se gasta y sobra de cada uno.

C3H8 + 5 O2 " 3 CO2 + 4 H2O

60 g 200 g

mH

M M

m

?

n n12 3 8

60

32

2001,36 mol de C ; 6,25 mol de OC H

C H

C H3 8

O

O23 8

3 8

3 8

2

2

2

= =+

= = = =O

Como vemos que 6,25 es menos que cinco veces 1,36, sabemos que no va a haber suficiente O2

para todo el C3H8, por lo que hacemos la proporción con los 6,25 mol de O2.

?,6 255

1mol de O

mol de O

mol de CH2

2

3 = 1,25 mol de C3H8 se necesitan para que reaccionen

con los 6,25 mol de O2 que tenemos

Como disponemos 1,36 mol de C3H8, sobran (1,36 mol - 1,25 mol) = 0,11 mol de C3H8. Conclusión: el O2

es el reactivo limitante y se gastan los 200 g. El C3H8 es el reactivo excedente y solo se gastan 1,25 mol,

que son:

? ? ?, (m n M 1 25 12mol 3 8) g/molH H3 8 3 8 3 8= = + =H C CC 55 g de C3H8

Sobran (60 - 55) = 5 g de C3H8.

c) ¿Qué volumen de CO2 se forma en condiciones normales de presión y temperatura? ¿Cuánto ocuparía el anterior CO2 si el laboratorio está a T = 30 °C y p = 800 mm de Hg?

HH

?,1 251

3mol de C

mol de C

mol de CO3 8

3 8

2 = 3,75 mol de CO2 se forman "

" ?3,75 mol CO en c.n.1 mol CO en c.n.

22,4 L2

2

= 84 L de CO2

? ? ? ?

/

, , ( )V

p

n R T

800 760

3 75 0 082 273 30CO

CO

2

2

= =+

= 88,5 L de CO2

d) ¿Cuántas moléculas de agua se forman? ¿Cuántos átomos de H y O hay en ese número de moléculas?

HH

?,1 251

4mol de C

mol de C

mol de H O3 8

3 8

2 = 5 mol de H2O se forman "

" ?

?

5 mol de H O1 mol de H O

6,022 10 moléc. de H O2

2

232= 3 ? 1024 moléculas de H2O se forman

? ?3 10 moléculas de H O1 moléculas de H O

2 átomos de H24

2

2

= 6 ? 1024 átomos de H

Viendo que en cada molécula de H2O hay un átomo de O, hay 3 ? 1024 átomos de O.


Recuerda que…

A menudo se desea conocer la masa de los reactivos necesaria para obtener una cantidad de producto que se precisa conseguir, por ejemplo, en una fábrica en la que se obtiene un producto. Es un cálculo sencillo. Pero cuando se va al recipiente donde está almacenado el reactivo, suele ocurrir que no es puro al 100 %, que tiene impurezas. ¿Qué cantidad de reactivo debemos emplear entonces?


Zn + 2 HCℓ " ZnCℓ2 + H2

¿Cuántos gramos de un frasco de cinc en polvo con el 15 % de impurezas hemos de utilizar si queremos

obtener 120 g de cloruro de cinc (ZnCℓ2)?

Masas atómicas: Cℓ = 35,5 u; Zn = 65 u.

SOLUCIÓN

1. Hallamos la cantidad de sustancia (moles) de producto que queremos obtener.

M

m

?

n(65 2 35,5) g/mol

120 gZnC

ZnC

ZnC

2

2

2

= =+

= 0,88 mol de ZnCℓ2 queremos obtener

2. Calculamos a continuación cuántos gramos de reactivo Zn son necesarios para obtener esos 0,88 mol de producto ZnCl2 sin tener en cuenta que el frasco de Zn en polvo contiene impurezas:

?0,88 mol de ZnC1 mol de ZnC

1mol de Zn2

2

= 0,88 mol de Zn necesitamos

Que son:

n ?m MZn Zn= Zn = 0,88 mol ? 65 g/mol "

" mZn = 57,2 g de cinc necesitamos

3. Consideramos el hecho de que el bote donde está el Zn no contiene solamente Zn, sino que contiene impurezas.

Lo primero que hemos de tener en cuenta es que si necesitamos 57,2 g de Zn y los vamos a sacar de un bote en el que hay Zn y además otras cosas (impurezas), hemos de coger mayor número de gramos que 57,2 g, pero ¿cuántos gramos más?

Establecemos una proporción: como tiene un 15 % de impurezas, significa que su riqueza es del 85 %, es decir, que por cada 100 g que cojamos del bote, solo 85 g son de Zn y los otros 15 g son impurezas, o dicho de otra manera, que por cada 85 g que necesitemos de Zn, hemos de coger 100 g del bote.

Por tanto, ¿cuánto tenemos que coger si necesitamos 57,2 g de Zn?

?57,2 g de Zn85 g de Zn

100 g del bote = 67,3 g

67,3 g hemos de coger del bote de Zn si queremos obtener 120 g de ZnCℓ2.

ℓℓ

ℓ

ℓℓ

PROBLEMA RESUELTO



5


Riqueza de un reactivo

FICHA 3




5


FICHA 3


Cobre + Nitrato de plata " Plata + Nitrato de cobre(II)

Cu + AgNO3 " Ag + Cu(NO3)2

SOLUCIÓN


Cu + 2 AgNO3 " 2 Ag + Cu(NO3)2

b) Si queremos obtener 300 g de sal Cu(NO3)2, ¿cuántos gramos tendremos que emplear del bote de la sal AgNO3,

si sabemos que contiene un 8 % de impurezas?

Masas atómicas: Cu = 64 u; Ag = 108 u; N = 14 u; O = 16 u.

1. Halla la cantidad de sustancia (moles) de producto que se quiere obtener.

3

3

3

M ? ?[ ( ]n

n

64 2 14 3 16

300

) g/mol

gCu(NO

Cu(NO

Cu(NO

2

2

2

= =+ +

=))

) 1,6 mol de Cu(NO3)2

2. Calcula cuántos gramos de reactivo AgNO3 son necesarios para obtener la cantidad de sustancia (moles)

calculada de producto Cu(NO3)2 sin tener en cuenta las impurezas del reactivo.

?1,6 mol de Cu(NO )1 mol de Cu(NO )

2 mol de AgNO3 2

3 2

3= 3,2 mol de AgNO3

Esto es:

?m n MAgNO AgNO AgNO3 3 3= = 3,2 mol ? (108 + 14 + 16 ? 3) g/mol = 543 g de AgNO3 necesitamos

3. Considera el dato de que el bote de AgNO3 contiene impurezas.

Riqueza del 92 %:

?5 392

10004 g 59 g=

Hemos de coger del bote 590 g de AgNO3 si queremos obtener 300 g de Cu(NO3)2.

c) Deduce intuitivamente, sin hacer los cálculos anteriores, qué cantidad de AgNO3 hubiésemos tenido que coger si su riqueza hubiese sido.

• Del 1 %:

Una riqueza del 1 % significa que de cada parte que necesite he de coger 100:

543 g ? 100 = 54 300 g de AgNO3

• Del 25 %:

Una riqueza del 25 % significa que de cada parte que necesite he de coger cuatro:

543 g ? 4 = 2172 g de AgNO3

• Del 50 %:

Una riqueza del 50 % significa que tendré que coger el doble:

543 g ? 2 = 1086 g de AgNO3

• Del 75 %:

Una riqueza del 75 % significa que de cada tres partes que necesite he de coger cuatro. Eso es multiplicar por 3

4.

?5433

4g = 724 g de AgNO3

Fíjate que por cada 75 g (tres partes de 25 g) hemos de coger 100 (cuatro partes de 25 g).


Recuerda que…

A menudo en una reacción química, al intentar obtener una cantidad de un producto poniendo a reaccionar a los reactivos, nos encontramos que en la práctica se obtiene menos cantidad de la que se calcula teóricamente. Esto es debido a que el rendimiento no es del 100%. El rendimiento es la comparación entre lo obtenido en la práctica y lo que se debería obtener teóricamente. Se expresa en %:

Rendimiento = ?

óCantidad de producto te rico



CaO + 3 C " CaC2 + CO

Si se consumen 48 g de C, ¿cuántos gramos de CaC2 se forman si el rendimiento de la reacción es del 80 %?

Masas atómicas: Ca = 40 u; O = 16 u; C = 12 u.

SOLUCIÓN

1. Hallamos los moles que se gastan de C:

nM

m

12 g/mol

48 gC

C

= = =C 4 mol se gastan de C

2. Calculamos los gramos que se obtendrán de CaC2 si el rendimiento fuese del 100 %.

?4 mol de C3 mol de C

1mol de CaC2 = 1,33 mol de CaC2 "

" n ?m MCaC CaC2 2 2=CaC = 1,33 mol ? (40 + 2 ? 12) g/mol = 85,12 g de CaC2

3. Tenemos en cuenta que el rendimiento es del 80%. Lo más sencillo es hallar el 80 % de 85,12 " 68,1 g de CaC2.

PROBLEMA RESUELTO


FeS + HCℓ " FeCℓ2 + H2S

SOLUCIÓN

a) Ajusta la reacción.

FeS + 2 HCℓ " FeCℓ2 + H2S

b) Si se gastan 146 g de HCℓ, ¿cuántos gramos de FeCℓ2 se obtendrán si el rendimiento de la reacción es del 90 %? Masas atómicas: Fe = 56 u; S = 32 u; H = 1 u; Cℓ = 35,5 u.

nHCℓ = mHCℓ

MHCℓ

(1 35,5) g/mol

146 g=

+= 4 mol de HCℓ " ?4 mol de HC

2 mol de HC

1mol de FeC 2= 2 mol de FeCℓ2 "

" mFeCℓ2 = nFeCℓ2 ? MFeCℓ2 = 2 mol ? (56 + 35,5 ? 2) g/mol = 254 g de FeCℓ2

Como el rendimiento es del 90 % " 90 % de 254 g = 228,6 g de FeCℓ2 se obtendrán.

c) Si hubiésemos obtenido 200 g de FeCℓ2, ¿cuál hubiese sido el rendimiento?

Rendimiento = ? ?

Cantidad de producto teórica


254

200100= = 78,7 %

O bien: ? ?200 g de FeC254 g de FeC

100 % rendimiento

254

2001002

2

= = 78,7 %

ℓℓ

ℓ

ℓℓ



5


Rendimiento de una reacción química

FICHA 4



PROBLEMAS RESUELTOS

5

ACTIVIDADES

1 Ajusta las siguientes reacciones químicas:

a) CuO + H2SO4 " CuSO4 + H2O

b) Ca(OH)2 + HCℓ " CaCℓ2 + H2O

c) C3H8 + O2 " CO2 + H2O

d) C4H10 + O2 " CO2 + H2O

2 Escribe y ajusta las siguientes reacciones químicas:

a) Plata + sulfuro de hidrógeno " sulfuro

de plata + hidrógeno

b) Pentaóxido de dinitrógeno + agua " ácido nítrico

c) Cinc + ácido clorhídrico " cloruro de cinc +

+ hidrógeno

Sol.: a) 2 Ag + H2S " Ag2S + H2

b) N2O5 + H2O " 2 HNO3

c) Zn + 2 HCℓ " ZnCℓ2 + H2

3 Ajusta la ecuación química siguiente e indica toda

la información contenida en ella:

Aℓ (s) + S (s) " Aℓ2S3 (s)

Sol.: 2 Aℓ (s) + 3 S (s) " Aℓ2S3 (s)

Dos moles de aluminio reaccionan con tres moles

de azufre, resultando un mol de sulfuro de aluminio

4 Escribe la ecuación química ajustada correspondiente

a las siguientes transformaciones:

a) Sulfuro de cobre(II) + oxígeno " óxido

de cobre(II) + dióxido de azufre

b) Plomo + nitrato de plata " nitrato

de plomo(II) + plata

Sol.: a) 2 CuS + 3 O2 " 2 CuO +2 SO2;

b) Pb + 2 AgNO3 " Pb(NO3)2 +2 Ag

5 En la ecuación química:

C3H6 + 2

9 O2 " 3 CO2 + 3 H2O

Podemos interpretar que:

a) 1 molécula de C3H6 reacciona con 4,5 moléculas

de O2

b) 1 gramo de C3H6 reacciona con 4,5 g de O2

c) 1 mol de C3H6 reacciona con 4,5 mol de O2

d) 1 mol de C3H6 reacciona con 9 mol de O2

Sol.: La c)

Ajusta e interpreta la ecuación química siguiente:

Fe2O3 (s) + CO (g) " Fe (s) + CO2 (g)

Planteamiento y resolución

En primer lugar, y para ajustar la ecuación, debemos conseguir que haya el mismo número de átomos de cada especie en cada uno de los dos miembros de la ecuación.

Como hay dos átomos de Fe en el primer miembro, el coeficiente del Fe en el segundo miembro debe ser dos.

Para conseguir igualar el oxígeno, el coeficiente del monóxido de carbono (CO) y del dióxido de carbono (CO2) debe ser tres.

Así, la ecuación química ajustada sería:

Fe2O3 (s) + 3 CO (g) " 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)

Esta ecuación nos informa acerca de:

1. Las fórmulas de las sustancias que participan en la reacción y su estado físico.

2. El número de átomos que intervienen en la reacción.

3. La relación en moles entre las sustancias que intervienen en la reacción.

PROBLEMA RESUELTO 1



PROBLEMAS RESUELTOS

5

ACTIVIDADES

1 ¿Qué cantidad de SO2 en gramos hay en 0,5 mol

de esa sustancia?

Sol.: 32 g

2 Calcula el número de moles y moléculas que hay

en 72 g de H2O.

Sol.: 4 moles y 2,4 ? 1024 moléculas

3 ¿En cuál de las siguientes muestras hay mayor

número de moléculas?

a) 34 g de H2S

b) 40 g de SO3

c) 36 g de H2O

d) 66 g de CO2

Sol.: La c)

4 Se tienen 2 moles de CO2.

a) ¿Cuántos gramos son?

b) ¿Cuántas moléculas son?

Sol.: a) 88 g; b) 1,2 ? 1024 moléculas

5 Si tenemos 1,5 mol de H2SO4, tenemos una masa

en gramos de:

a) 98 g

b) 147 g

c) 196 g

d) 49 g

Sol.: La b)

6 En 72 gramos de agua tengo un número

de moléculas de:

a) 6,02 ? 1023

b) 3,01 ? 1023

c) 9,03 ? 1023

d) 2,41 ? 1024

Sol.: La d)

Nota: usa en cada problema los datos de masas atómicas que sean necesarios.

Masas atómicas: S = 32 u; O = 16 u; H = 1 u; C = 12 u.

Se tiene una muestra de 34 gramos de NH3.

Calcula:

a) La cantidad de sustancia que contiene la muestra.

b) El número de moléculas que contiene la muestra.

c) El número de átomos de N y H que contiene la muestra.

Datos: masas atómicas: N = 14 u; H = 1 u.


a) En primer lugar calculamos la masa molar:

M(NH3) = 1 ? 14 + 3 ? 1 = 17 g/mol

La cantidad de sustancia la calculamos dividiendo la masa en gramos entre la masa molar:

n = 17 g/mol

34 g = 2 mol de NH3

b) Como cada mol tiene un número de moléculas igual al número de Avogadro, en los dos moles tendremos:

n.o moléculas = 2 ? 6,022 ? 1023 = = 1,204 ? 1024 moléculas de NH3

c) Para calcular el número de átomos de cada especie basta con ver la relación en una mo lécula.

Esto es, en cada molécula hay un átomo de N y tres átomos de H, por lo que el número de átomos sería:

n.o de átomos de nitrógeno:

n.o átomos N = 1 ? 1,204 ? 1024 = = 1,204 ? 1024 átomos de N

n.o de átomos de hidrógeno:

n.o átomos H = 3 ? 1,204 ? 1024 = = 3,612 ? 1024 átomos de H

PROBLEMA RESUELTO 2



PROBLEMAS RESUELTOS

5

ACTIVIDADES

1 En 1 litro de disolución 0,5 M de H2SO4 tengo

una masa de ácido de:

a) 196 g

b) 147 g

c) 49 g

d) 98 g

Sol.: La c)

2 Calcula la molaridad de una disolución preparada

disolviendo 28 g de CaO en medio litro de disolución.

Sol.: 1 M

3 ¿Cuántos gramos de una disolución al 8 % de Na2SO4

necesito si deseo una cantidad de Na2SO4 de 2 g?

Sol.: 25 g

4 ¿Cuál sería la concentración expresada en g/L

de una disolución que contiene 25 g de soluto

en 250 mL de disolución?

Sol.: 100 g/L

5 La concentración expresada en % en masa de una

disolución que contiene 10 g de soluto y 90 g

de disolvente es:

a) 11 %

b) 10 %

c) 20 %

d) 15 %

Sol.: La b)

6 La concentración en g/L de una disolución que

contiene 5 g en 100 mL de disolución es:

a) 500 g/L

b) 50 g/L

c) 5 g/L

d) 0,05 g/L

Sol.: La b)

Nota: usa en cada problema los datos de masas

atómicas que sean necesarios.

Masas atómicas: H = 1 u; S = 32 u; O = 16 u;

Ca = 40 u; Na = 23 u.

Calcula la molaridad de una disolución sabiendo que contiene 80 gramos de NaOH en 500 mL

de disolución.

Dato: masa molar de NaOH = 40 g/mol.


La molaridad es una forma de expresar la concentración

de una disolución y se define como el número de moles

que hay en cada litro de disolución.

Así:

M = n. moles

litros de disolución

o

Calculamos previamente el número de moles que

corresponden a 80 gramos de NaOH.

n.º moles = mol r

gramos deNaOH

masa a =

n.º moles = 40 g/mol

80 g = 2 mol

Sustituimos en la ecuación de la molaridad teniendo

la precaución de poner los 500 mL de disolución

expresados en litros:

500 mL = 0,5 L

Por tanto:

,M

0 5

2mol/L=

M = 4 mol/L

PROBLEMA RESUELTO 3



EXPERIENCIAS

5

CUESTIONES

1 El cinc reacciona con el ácido clorhídrico formando la sal cloruro de cinc y desprendiendo hidrógeno

(habrás observado las burbujas). Escribe y ajusta la ecuación química.

2 Calcula la velocidad media de reacción, según la ecuación: velocidad = masa/tiempo.

Influencia de la concentración del ácido clorhídrico

• Prepara dos tubos de ensayo, perfectamente limpios y secos.

• Añade en uno de ellos 5 mL de ácido concentrado y en otro el mismo volumen de ácido diluido.

• Pesa dos trozos de cinc que tengan la misma masa.

• Agrega un trozo de granalla de cinc en cada uno de los tubos donde se encuentran los ácidos.

3 Calcula la velocidad media de reacción, según la ecuación: velocidad = masa/tiempo.

Influencia del grado de división del cinc

• Prepara dos tubos de ensayo perfectamente limpios y secos.

• Añade en cada uno de ellos 5 mL de ácido concentrado.

• Pesa dos cantidades iguales de cinc, una en un solo trozo, y la otra lo más finamente dividido que puedas. Añádelos en cada tubo de ensayo.

4 Describe lo que ocurre en ambos tubos de ensayo. ¿A qué crees que se debe la diferencia?

(Si se prefiere, se pueden recoger también los tiempos en cada experiencia y calcular la velocidad en todos los casos).

PROCEDIMIENTO

1. Coge un trozo de granalla de cinc, pésala y anota su masa.

2. Echa con cuidado un poco de ácido clorhídrico concentrado en un tubo de ensayo.

3. Añade el trozo de granalla que has pesado.

4. Mide con el cronómetro el tiempo que tarda en «desaparecer» el cinc.

5. Repite los pasos anteriores con el fin de reducir el error experimental, y rellena la siguiente tabla:

Masa de cinc (g) Tiempo (s)

Experiencia 1

Experiencia 2

• Calcular la velocidad media de una reacción.

• Observar y describir la influencia de algunos factores en la velocidad de reacción.

• Escribir y ajustar una ecuación química.

OBJETIVO

Velocidad de reacción: algunos factores que influyen en ella

Material

• Gradilla con tubos de ensayo.

• Cronómetro.

• Ácido clorhídrico.

• Granalla de cinc.

FICHA 1


Comprobar la presencia de dióxido de carbono en el aire que exhalamos.

OBJETIVOMaterial

• Vaso de precipitados.

• Hidróxido de calcio.

• Agua.

• Filtro de papel.

• Erlenmeyer.

• Pajita de refresco.


EXPERIENCIAS

5

PROCEDIMIENTO

En el proceso de respiración, el oxígeno que respiramos es captado y transportado por la hemoglobina de la sangre; al llegar a los distintos tejidos se intercambia por CO2, que se elimina por la respiración.

G

G

GG

Aire rico en O2

Aire rico en CO2

Pulmones SangreCO2

Oxígeno

Para comprobar este fenómeno:

1. Prepara agua de cal. Para ello, en un vaso de precipitado, disuelve hidróxido de calcio en agua.

2. Llena hasta la mitad un Erlenmeyer con agua de cal.

3. Empieza a soplar en el interior del Erlenmeyer por medio de una pajita de refresco.

Al burbujear el dióxido de carbono de nuestros pulmones, el agua irá adoptando un aspecto opaco y lechoso, debido a la formación del carbonato de calcio insoluble.

4. Si seguimos soplando más tiempo, se observará con sorpresa que el agua recupera su nitidez. ¿Por qué ocurre esto? Porque el exceso de gas ha provocado la formación de bicarbonato de calcio soluble.

CUESTIONES

1 Escribe y ajusta la reacción química que tiene lugar en el Erlenmeyer cuando soplamos a través

de la pajita de refresco.

2 Calcula la cantidad de CO2 necesario para formar 10 g de carbonato de calcio.

3 Calcula el volumen que ocupará esta cantidad de dióxido de carbono en condiciones normales de presión

y temperatura.

Dato: un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura ocupa 22,4 L.

El aire que exhalamos

FICHA 2


recursos 4º eso fis qui -...

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