5. Aspectos energéticos y cinéticos de las reacciones químicas t. 5 4º ESO.pdfde las reacciones químicas ACTIVIDADES 1. Interpreta estas ecuaciones termoquímicas y clasifícalas

2 Aspectos energéticos y cinéticos | Unidad 5

5. Aspectos energéticos y cinéticos de las reacciones químicas

ACTIVIDADES

1. Interpreta estas ecuaciones termoquímicas y clasifícalas como exotérmicas o endotérmicas:

a) C(s) + O2(g) → CO2(g) + 393 kJ

b) CO2(g) + 6 H2O + 2800 kJ → C6H12O6(s) + 6 O2(g)

a) Un mol de carbono en estado sólido se combina con un mol de oxígeno en estado gaseoso para formar un mol de dióxido de carbono en estado gaseoso; en esta reacción exotérmica se desprenden 393 kJ.

b) Seis moles de dióxido de carbono en estado gaseoso se combinan con seis moles de agua para formar un mol de glucosa en estado sólido y seis moles de oxígeno en estado gaseoso; en esta reacción endotérmica se absorbe energía por valor de 2800 kJ.

2. A partir del ejercicio anterior:

a) Calcula la cantidad de energía que se desprenderá durante la combustión de cinco moles de carbono.

b) Calcula la cantidad de glucosa que podrá formarse en la fotosíntesis al absorber 140 kJ de energía.

a) (393 kJ)(5 mol de C) 1965 kJ(1mol de C)

E∆ = ⋅ =

b) 6 12 66 12 6 6 12 6

(1mol de C H O )(C H O ) (140 kJ) 0,050 mol de C H O(2800 kJ)

n = ⋅ =

3. En la combustión de un mol de metano, CH4, se desprenden 890 kJ.

a) Escribe la ecuación termoquímica correspondiente.

b) Dibuja el diagrama energético de esta reacción.

c) ¿Cuántos moles de CH4 se deben quemar para obtener 100 kJ?

a) CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) + 890 kJ

b) Diagrama energético de la combustión del metano:

c) 44 4

(1mol CH )(CH ) (100 kJ ) 0,11mol CH(890 kJ)

n = ⋅ =

Unidad 5 | Aspectos energéticos y cinéticos 3

4. A partir de la ecuación termoquímica:

2 CO2 + 1132 kJ → 2 CO + O2

a) Indica si la reacción es exotérmica o endotérmica.

b) Dibuja el diagrama energético.

c) Calcula la energía necesaria para formar 10 g de CO.

a) La reacción es endotérmica, ya que en ella se absorbe energía.

b) Diagrama energético:

c) Calculamos primero los moles de CO que hay en 10 g:

(1mol de CO)(CO) (10 g de CO) 0,36 mol de CO(44 g de CO)

n = ⋅ =

Después, hallamos la cantidad de energía necesaria para producirlos:

2(1132 kJ)(0,36 mol de CO) 2,0 10 kJ(2 mol de CO)

E∆ = ⋅ = ⋅

5. Calcula en mol/s y en mol/(Ls) la velocidad media de la descomposición del bicarbonato de sodio (84 g/mol) del experimento anterior en un volumen de disolución de 500 mL.

33

43 3

(1mol de HNaCO )(2 g de HNaCO )(84 g de HNaCO ) mol de HNaCO4,0·10

(60 s) sv −

⋅= =

3

4 3

mol de HNaCO0,0240,5 L mol de HNaCO8,0·10

60 s L sv −

= =

6. Calcula la velocidad media de la descomposición del agua oxigenada, en oxígeno y agua, sabiendo que en 5 min se desprenden 0,1 moles de oxígeno.

( ) ( ) 2 2 2 212 2 2 22

(0,2 mol de H O ) mol de H OH O l H O (l) O g 0,04(5 min) s

v→ + ⇒ = =


7. ¿Qué importancia puede tener para la industria química aumentar la velocidad de una reacción?

En la industria química, desde un punto de vista económico, interesa obtener las materias primas lo más rápido posible, con el fin de reducir el gasto de energía y los costes asociados al proceso de producción.

8. Razona en qué caso se producirá a mayor velocidad una reacción: cuando los reactivos están en estado sólido o cuando se encuentran en disolución.

Cuando los reactivos se encuentran en disolución presentan un “grado de división” superior a cuando se encuentran en estado sólido (de hecho, su “grado de división” es máximo); por lo tanto, habrá más choques eficaces entre las partículas y, como resultado, la velocidad de reacción será mayor.

9. ¿En qué zonas crecerá más rápido la vegetación, en las cálidas tropicales o en las frías de la tundra?

El crecimiento de las plantas se debe a muchas reacciones químicas, como, por ejemplo, la fotosíntesis, en la que el dióxido de carbono y el agua actúan como reactivos. En las zonas donde la temperatura ambiental es elevada, las moléculas adquieren mayor velocidad y energía cinética, lo cual favorece que haya mayor número de choques eficaces entre ellas y, como consecuencia, la velocidad de reacción aumenta. Por tanto, en las zonas tropicales la vegetación crecerá a mayor velocidad que en las de la tundra, regiones que se encuentran a menor temperatura.

10. Determina la velocidad de reacción del magnesio (g/s) para cada experiencia.

Experiencia [HCl] (15 mL) Mg (0,05 g) Temperatura (°C) Tiempo (s)

1 12 M Cinta 20 5

2 2 M Cinta 20 70

3 2 M Limaduras 20 10

4 2 M Cinta 80 35

2 4 3 31 2 3 4

0,05 g 0,05 g 0,05 g 0,05 g10 g/s, 7 10 g/s, 5 10 g/s, 1,4 10 g/s5 s 70 s 10 s 35 s

v v v v− − − −= = = = ⋅ = = ⋅ = = ⋅

11. Escribe las conclusiones sobre la influencia de cada factor en la velocidad de reacción al comparar las experiencias:

a) 1 y 2 b) 2 y 3 c) 2 y 4

b) En las experiencias 1 y 2 se analiza la influencia de la concentración en la velocidad de la reacción. Se observa que al aumentar la concentración de HCl disminuye el tiempo de la reacción, esto es, aumenta la velocidad de reacción.

c) En las experiencias 2 y 3 se analiza la influencia del grado de división de uno de los reactivos. Se observa que cuando el magnesio se encuentra pulverizado reacciona en menos tiempo que al emplear la cinta de magnesio; por lo tanto, la velocidad de reacción es mayor con el magnesio en polvo.

d) En las experiencias 2 y 4 se analiza la influencia de la temperatura sobre la velocidad de la reacción. Se observa que al aumentar la temperatura, el tiempo de reacción disminuye, es decir, aumenta la velocidad de reacción.

12. Explica las conclusiones obtenidas a partir de la teoría de colisiones.

Según la teoría de colisiones, aquellos factores que, como la temperatura, aumentan la energía cinética de las partículas de los reactivos, así como aquellos que favorecen los choques, como la concentración y el grado de división, incrementan la velocidad de reacción.


13. Clasifica las siguientes reacciones como exotérmicas o endotérmicas.

a) C2H2(g) + 5⁄2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(l) + 1300 kJ

b) 1⁄2 N2(g) + O2(g) + 33 kJ → NO2(g)

c) CH3OH(l) + 3⁄2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) + 726 J

d) 2 NH3(g) + 92 kJ → N2(g) + 3 H2(g)

a) Exotérmica: se desprenden 1300 kJ por cada mol de etino (acetileno) quemado.

b) Endotérmica: se absorben 33 kJ por cada mol de dióxido de nitrógeno formado.

c) Exotérmica, se desprenden 726 kJ por cada mol de metanol quemado.

d) Endotérmica, se absorben 92 kJ por cada dos moles de amoniaco descompuesto.

14. Interpreta el siguiente diagrama energético de una reacción química.

a) ¿Representa una reacción exotérmica o endotérmica?

b) ¿Cuál es la variación de energía que se produce en la reacción?

c) Dibuja el diagrama energético de la reacción inversa.

a) Absorbe energía, luego es endotérmica.

b) En la reacción química se absorben 250 kJ

c) Diagrama energético de la reacción inversa:


15. Dibuja el diagrama energético de cada una de las reacciones indicadas.

a) SO3(g) + 99 kJ → SO2(g) + 1⁄2 O2(g)

b) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) + 92 kJ

c) CaCO3(s) + 1207 kJ→ CaO(s) + CO2 (g

d) P4(s) + 5 O2(g) → P4O10(s) + 3013 kJ

a) Reacción endotérmica

b) Reacción exotérmica

c) Reacción endotérmica

d) Reacción exotérmica


16. Observa el diagrama energético de la formación del cloruro de hidrógeno a partir de sus elementos.

a) Escribe la ecuación representada y clasifica la reacción.

b) Indica la variación de energía producida al formarse un mol de HCl.

c) Calcula la energía necesaria para que se formen 146 g de HCl.

d) Si se liberan 23 kJ, ¿cuántos moles de HCl se habrán formado?

a) Se trata de una reacción de síntesis: H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl + 184 kJ.

b) (184 kJ)(1mol de HCl) 92 kJ(2 mol de HCl)

E∆ = ⋅ =

c) (1mol de HCl) (92 kJ)(146 g de HCl) 368 kJ(36,5 g de HCl) (1mol de HCl)

E∆ = ⋅ ⋅ =

d) (1mol de HCl)(HCl) (23 kJ) 0,25 mol de HCl(92 kJ)

n = ⋅ =

17. Actividad resuelta en el libro del alumno.

18. El hidrógeno reacciona con el oxígeno para formar agua, según la reacción:

a) Indica qué enlaces se rompen y cuáles se forman.

b) Calcula la energía de la reacción.

Datos: las energías de los enlaces H–H, O=O y O–H son, respectivamente, 436, 498 y 463 kJ/mol.

a) Se rompen dos enlaces sencillos H–H y un enlace doble O=O; se forman cuatro enlaces O–H.

b) –H H O O O H–2 4 2 436 kJ 498 kJ 4 463 kJ 482 kJE E E E=∆ = + ⋅ + ⋅ −=− = −


19. En la formación de dos moles de amoniaco a partir de sus elementos se liberan 86 kJ.

a) Indica qué enlaces se rompen y cuáles se forman.

b) Calcula el valor de la energía del enlace N–H.

Datos: las energías de los enlaces H–H y N≡N son, respectivamente, 436 y 944 kJ/mol.

a) Se rompen tres enlaces H–H y un enlace triple N≡N; se forman seis enlaces N–H.

b) H H N N N H N H N H86 kJ 3 6 3 436 kJ 944 kJ 8· 282 kJE E E E E E− ≡ − − −∆ = − = = ⋅ ⇒ =−+ − +


21. El etanol (CH3–CH2OH) es un combustible alternativo a los combustibles fósiles. La energía que se desprende en la combustión de un mol de etanol es de 1367 kJ.

a) Calcula la energía liberada en la combustión de 1 L de etanol. (Dato. Densidad del etanol = 791 kg/m3)

b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se genera en la combustión de 1 L de etanol a 27 °C y 0,9 atm?

c) ¿A qué se llama “bioetanol” y cómo se obtiene?

d) ¿Qué ventajas tiene el etanol frente a los combustibles fósiles?

a) 2 5 2 5 2 5(791kg) (1000 g) (1mol)(C H O) (1L de C H O) 17,2 mol de C H O(1000 L) (1kg) (46 g)

n = ⋅ ⋅ ⋅ =

42 5

1367 kJ(17,2 mol de C H O) 2,35 10 kJ1mol

E∆ = ⋅ = ⋅

b) 22 2 5 2

2 5

(2 mol de CO )(CO ) (17,2 mol de C H O) 34,4 mol de CO(1mol de C H O)

n = ⋅ =

2

atmL(34,4 mol) 0,082 (300 K)molKRR 940,3 L de CO

(0,9 atm)n TpV n T V

p

⋅

= ⇒ = = =

c) El bioetanol es el mismo compuesto que el etanol (alcohol etílico) y, por tanto, tiene la misma composición química. La diferencia se encuentra en el proceso de obtención: el bioetanol no se obtiene del petróleo, sino que, en general, procede de la fermentación de hidratos de carbono que contienen los vegetales (maíz, trigo, caña de azúcar, etc.).

d) El bioetanol es una fuente renovable de energía utilizada como alternativa a otros combustibles derivados del petróleo (gas-oil y gasolinas). Es un combustible más limpio porque emite menor cantidad de gases con efecto invernadero que los combustibles fósiles, reduce la lluvia ácida y mejora la calidad del aire.


22. La energía que proporciona una golosina de glucosa (C6H12O6) es la misma si la digerimos en nuestro cuerpo que si la quemamos en el aire; la única diferencia está en lo rápido que se libera la energía y, en consecuencia, la temperatura que se alcanza.

a) Escribe la ecuación termoquímica de la combustión de un mol de glucosa si en esta se liberan 2800 kJ.

b) Calcula la energía que proporciona una golosina que contiene 18 g de glucosa.

c) ¿Por qué los médicos recomiendan evitar un consumo excesivo de golosinas?

a) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) + 2800 kJ

b) 6 12 6

6 12 6

(1mol de C H O ) (2800 kJ)(18 g) 280 kJ(180 g) (1mol de C H O )

E∆ = ⋅ ⋅ =

c) Las golosinas y chucherías se caracterizan por su alto contenido energético. Por tanto, su excesivo consumo contribuye a que las personas engorden o a que reduzcan el consumo de otros alimentos más saludables. Cuando la energía aportada por los alimentos (calorías) supera a la energía gastada, se produce un exceso de grasa en el cuerpo, que puede llegar a originar obesidad.

23. La hidrazina (N2H4) es un líquido que se emplea para propulsar cohetes espaciales. Dicho propelente reacciona en la cámara de combustión con el comburente, tetraóxido de dinitrógeno en estado líquido, produciendo nitrógeno, hidrógeno y agua. Estos gases, al ser expulsados a elevada presión y temperatura, producen el empuje necesario para acelerar el cohete.

a) Escribe la ecuación termoquímica ajustada sabiendo que por cada mol de combustible se desprenden 525 kJ.

b) Calcula la energía liberada al reaccionar 140 g de hidrazina.

c) Calcula el volumen de nitrógeno que se desprende a 1000 °C de temperatura y 5 atm de presión.

a) 3 N2H4 (l) + N2O4 (l) → 4 N2 (g) + 2 H2 (g) + 4 H2O (g) + 1575 kJ

b) 2 42 4 2 4 2 4

2 4

(1mol de N H )(N H ) (140 g N H ) 4,38 mol de N H(32 g de N H

n)

= ⋅ =

32 4

2 4

(525 kJ)(4,38 mol de N H ) 2,30 10 kJ(1mol de N H )

E∆ = ⋅ = ⋅

c) 22 2 4 2

2 4

(4 mol de N )(N ) (4,38 mol de N H ) 5,84 de mol N(3 mol de N H )

n = ⋅ =

2

atm L(5,84 mol) 0,082 (1273 K)mol KRR 122 L de N

(5 atm)n TpV n T V

p

= ⇒ = = =


24. La dinamita es un explosivo inventado en 1867 por Alfred Nobel, al empapar nitroglicerina (1,2,3-trinitroxipropano) líquida en un material absorbente. Cuando explota, se libera una gran cantidad de energía, según la ecuación:

4 C3H5(NO3)3(l) → 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + 6 N2(g) + O2(g) + 5700 kJ

a) Clasifica la reacción química e indica la energía que se desprende por cada mol de nitroglicerina.

b) Calcula la energía que se desprende al explotar un cartucho que contiene 100 g de nitroglicerina.

c) Determina la cantidad emitida de dióxido de carbono a la atmósfera en condiciones estándar.

d) Averigua otras aplicaciones de la nitroglicerina.

a) Es una reacción exotérmica, en la que por cada mol de C3H5(NO3)3 se desprende:

( )( )3 5 3 3

3 5 3 3

(5700 kJ)(1mol de C H NO ) 1425 kJ(4 mol de C H NO )

E∆ = ⋅ =

b) ( )( ) ( ) ( )( )

( )3 5 3 33 5 3 3 5 3 3 5 33 3 3

3 5 3 3

(1mol de C H NO )C H NO (100 g de C H NO ) 0,44 mol de C H NO

(227 g de C H NO )n = ⋅ =

( )( )3 5 3 3

3 5 3 3

(1425 kJ)(0,44 mol de C H NO ) 627 kJ(1mol de C H NO )

E∆ = ⋅ =

c) ( )( )

22 3 5 3 23

3 5 3 3

(12 mol de CO )(CO ) (0,44 mol de C H NO ) 1,3 de mol de CO(4 mol de C H NO )

n = ⋅ =

2 2 22

(22,7 L)(CO ) (1,3 mol de CO ) 30 L de CO(1mol de CO )

V = ⋅ =

d) La nitroglicerina tiene muchas aplicaciones industriales (minería, demoliciones, etc.) por ser un explosivo muy potente. Por casualidad, los médicos observaron que algunos trabajadores que la manipulaban sentían dolores de cabeza, hecho que llevó a descubrir los efectos terapéuticos de esta sustancia. La nitroglicerina se utiliza también como medicamento contra la hipertensión por sus propiedades vasodilatadoras, ya que actúa relajando arterias y venas, así como para la insuficiencia cardiaca, pues reduce el gasto energético del músculo cardiaco.

25. El carburo de calcio, CaC2, es un sólido que al reaccionar con el agua produce acetileno (un combustible gaseoso) e hidróxido de calcio.

a) Escribe la ecuación ajustada.

b) ¿Qué procedimiento seguirías en el laboratorio para medir la velocidad media de esta reacción?

a) CaC2(s) + H2O(l) → C2H2(g) + Ca(OH)2(aq)

b) Para medir la velocidad de la reacción se coloca un tubo de desprendimiento de gases en un recipiente (tubo de ensayo o matraz) donde tenga lugar la reacción y se introduce el extremo de salida del tubo en el interior de una probeta invertida que se encuentra sumergida en un recipiente con agua. De esta forma se puede medir el volumen de acetileno generado y el tiempo transcurrido.


26. Una cinta de magnesio de 0,15 g tarda 10 s en arder con oxígeno. Escribe la ecuación y calcula la velocidad media de la reacción expresada en g/s y en mol/s.

La reacción de combustión es:

Mg(s) + 1⁄2 O2(g) → MgO (s)

y esta transcurre a una velocidad:

2 2 4(0,15 g) (1mol)1,5·10 g/s, o bien (1,5·10 g/s) 6,25·10 mol/s(10 s) (24 g)

v v− − −= = = ⋅ =

27. Al añadir un trozo de 10 g de carbonato de calcio en ácido clorhídrico se observa que al cabo de quince minutos su masa se ha reducido a la cuarta parte. Calcula la velocidad media, en mol/s y g/min, de:

a) La descomposición del carbonato de calcio.

b) La formación del dióxido de carbono.

a) La descomposición que tiene lugar es:

CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l)

y ocurre a una velocidad media:

3 3

10 g 10 g(7,5 g de CaCO ) g de CaCO4 0,5

(15 min) (15 min) minv

− = − = =

que expresada en mol/s es:

53 3 3

3

g de CaCO (1mol de CaCO ) mol de CaCO(1min)0,5 8,3 10min (100 g de CaCO ) (60 s) s

v − = ⋅ ⋅ = ⋅

b) La cantidad de CaCO3 que se descompone es:

33 3 3

3

1mol de CaCO(CaCO ) 7 5 g de CaCO 0 075 mol de CaCO100 g de CaCO

n , ,= ⋅ =

por lo cual, la cantidad de CO2 formado será:

22 3 2

3

(1mol de CO )(CO ) (0,075 mol de CaCO ) 0,075 mol de CO(1mol de CaCO )

n = ⋅ =

La velocidad media, en mol/s, a la que se forma es:

52 2(0,075 mol de CO ) mol de CO8,3 10(900 s) s

v −= = ⋅

que en g/min resulta ser:

5 2 2 2

2

mol de CO (44 g de CO ) g de CO(60 s)8,3 10 0,22s (1mol de CO ) (1min) min

v − = ⋅ ⋅ ⋅ =


28. Considera los coeficientes estequiométricos de la ecuación de síntesis del amoniaco:

N2 + 3 H2 → 2 NH3

¿Qué relación entre las velocidades es la correcta?

a) La velocidad de reacción del nitrógeno es el triple que la del hidrógeno.

b) La velocidad de reacción del nitrógeno es el doble que la velocidad de formación del amoniaco.

c) La velocidad de reacción del hidrógeno es mayor que la velocidad de formación del amoniaco.

a) Incorrecta: la reacción ajustada indica que un mol de nitrógeno reacciona con tres de hidrógeno, por lo que la velocidad de reacción del hidrógeno es tres veces mayor que la del nitrógeno, es decir:

2 2H N3v v=

b) Incorrecta: por cada mol de nitrógeno se forman dos moles de amoniaco; por tanto, la velocidad de formación del amoniaco es el doble que la de reacción del nitrógeno, o sea:

3 2NH N2v v=

c) Correcta: por cada tres moles de hidrógeno se forman dos moles de amoniaco, así que la velocidad de reacción del hidrógeno es 3/2 mayor que la de formación del amoniaco, esto es:

2 3

3H NH2v v=

29. Los datos de la tabla muestran la variación de la concentración de un reactivo respecto al tiempo.

Tiempo (s) 0 40 80 120

Concentración (mol/L) 3 2 1,5 1,2

a) Calcula la velocidad de reacción media para cada intervalo de tiempo.

b) ¿Por qué no son iguales los valores medios obtenidos?

c) Si se disminuye la temperatura a la que se produce la reacción, ¿ocasionará algún cambio en la velocidad?

a) La velocidad de reacción media para cada intervalo de tiempo es:

2 2 31 2 3

(2 3) mol/L mol (1,5 2) mol/L mol (1,2 1,5) mol/L mol2,5 10 1,25 10 7,5 10(40 0) s L s (80 40) s L s (120 80) s L s

v v v− − −− − −= − = ⋅ = − = ⋅ = − = ⋅

− − −

b) La velocidad de reacción no es constante a lo largo de toda la reacción porque depende de la concentración y esta disminuye durante el proceso.

c) Al bajar la temperatura, disminuye la velocidad (energía cinética) de las partículas de los reactivos y, como consecuencia, se reduce el número de choques eficaces, por lo cual la velocidad de reacción será menor.



32. ¿Cómo podrías acelerar el proceso de disolución de una pastilla de vitamina C efervescente en agua?

Dos formas de acelerar el proceso de disolución de una pastilla efervescente serían, por ejemplo:

• Aumentar la superficie de contacto entre los reactivos mediante la fragmentación o pulverización de la pastilla.

• Calentar el agua.


33. Razona de qué formas podrías aumentar la velocidad de reacción entre un metal, como el cinc, y el ácido sulfúrico.

Todos los factores que incrementen la energía cinética de los reactivos y/o el número de colisiones aumentarán los choques eficaces y la velocidad de la reacción; por ejemplo:

• Elevar la concentración del ácido sulfúrico (aumenta el número de choques).

• Elevar la temperatura de los reactivos (aumenta la energía cinética y el número de choques).

• Aumentar el grado de división fragmentando o pulverizando el metal (aumenta el número de choques).

34. El yoduro de potasio y el nitrato de plomo reaccionan muy rápido cuando se encuentran en disolución. ¿Cómo crees que lo harían si los mezcláramos pulverizados en estado sólido? ¿Por qué?

La reacción entre reactivos sólidos generalmente se produce muy lentamente porque la superficie de contacto entre ellos es pequeña. Por el contrario, cuando alguno de los reactivos se encuentra en disolución, la superficie de contacto entre ellos aumenta y la reacción se produce a mayor velocidad.

35. Infórmate sobre el trabajo que realizan los entomólogos forenses y su relación con la velocidad de reacción.

Los entomólogos forenses analizan las larvas de insectos depositadas en el cuerpo de una persona encontrada sin vida con el fin de identificar las especies y diagnosticar cuánto tiempo han estado creciendo en este. Así, se puede determinar el instante del fallecimiento, ya que los entomólogos han determinado previamente el tiempo que tarda cada especie de insecto en alcanzar diversos tamaños, así como sus etapas de crecimiento en condiciones de temperatura controlada. Por ejemplo, en el laboratorio, para que un huevo de cierta especie a 25 ºC se transforme en larva han de transcurrir ocho horas.

Cuando los entomólogos forenses llegan a la posible escena de un crimen buscan la estación meteorológica más cercana con el fin de obtener información sobre la temperatura de la zona. Es necesario tenerla en cuenta para determinar el tiempo que ha estado el cuerpo en descomposición, ya que las velocidades de las reacciones químicas que controlan el crecimiento de las larvas de los insectos dependen de la temperatura.

36. Señala las opciones correctas relativas a los catalizadores.

a) Aceleran las reacciones químicas.

b) Reaccionan con los reactivos para formar los productos.

c) No se consumen durante la reacción.

d) Actúan aumentando la energía desprendida en la reacción.

e) Sirven para todas las reacciones en general.

a) Correcta: aumentan la velocidad de reacción.

b) Incorrecta: no reaccionan con los reactivos, solo facilitan que estos se transformen en los productos.

c) Correcta: dado que no reaccionan, la cantidad inicial y final del catalizador es la misma.

d) Incorrecta: disminuyen la energía de activación de la reacción.

e) Incorrecta: son específicos para cada reacción.


37. La normativa establece un control de la emisión de gases contaminantes en todos los vehículos.

a) ¿Qué productos se originan en la combustión completa de los hidrocarburos de la gasolina?

b) ¿Qué gases tóxicos formados en el motor se emiten por los tubos de escape?

c) ¿Qué función tienen los catalizadores de los vehículos?

d) ¿Por qué el catalizador está extendido sobre un soporte en forma de panal?

a) En la combustión completa de los hidrocarburos se producen dióxido de carbono y agua.

b) Por los tubos de escape se emiten óxidos de nitrógeno (NOx) y monóxido de carbono (CO).

c) Los catalizadores aceleran la transformación de los contaminantes emitidos en productos menos peligrosos; por ejemplo, transforman el NO2 y el CO en dióxido de carbono y nitrógeno:

4 CO + 2 NO2 → 4 CO2 + N2

d) El conjunto del catalizador consta de un soporte cerámico en forma de panal, una especie de “colmena” constituida por millares de minúsculos canales con una superficie de contacto equivalente a tres campos de futbol. Ello favorece la actuación de las sustancias catalizadoras (platino, rodio y paladio) extendidas sobre la capa superficial de dicho soporte, acelerando así la transformación de los contaminantes.

38. Infórmate sobre el peligro del monóxido de carbono en la salud de las personas y en el medioambiente.

El monóxido de carbono (CO) es un gas muy tóxico (incoloro, inodoro e insípido) producido en las combustiones incompletas (con poco oxígeno) de carbón e hidrocarburos producidas en ambientes mal ventilados (estufas y calderas en mal estado, tabaco,…). Al respirar, este gas se combina a través de los pulmones con la hemoglobina de la sangre y provoca daños irreparables, incluso en pequeñas concentraciones.

Los motores de combustión interna emiten CO a la atmósfera. En zonas muy transitadas se puede alcanzar una elevada concentración, ocasionando complicaciones respiratorias y otros problemas de salud en las personas, por lo que algunos Ayuntamientos han decidido limitar el uso del automóvil durante los días que se registran mayores concentraciones de monóxido de carbono.

Como precursor del dióxido de carbono y del ozono, el monóxido de carbono contribuye a aumentar el efecto invernadero y los daños que provoca el ozono sobre la salud (problemas respiratorios), la vegetación y los cultivos.

39. El dióxido de azufre y el dióxido de nitrógeno son dos gases responsables de la lluvia ácida.

a) ¿En qué tipo de reacciones se generan?

b) ¿Qué ácidos se forman al disolverse en la lluvia?

c) Calcula los moles que se producen de dichos ácidos a partir de 10 g de cada uno de los óxidos.

d) Indaga acerca de los problemas medioambientales que origina la lluvia ácida y exponlos en clase.

a) Los óxidos de azufre (SOx) se forman como producto secundario en determinados procesos industriales, así como en las centrales térmicas, al quemar combustibles que contienen impurezas de azufre:

SO(g) + 1⁄2 O2(g) → SO2(g)

SO2 (g) + 1⁄2 O2(g) → SO3(g)

El dióxido de nitrógeno (NO2) es emitido por los motores de combustión interna a través de los tubos de escape, como producto de la reacción que tiene lugar entre el oxígeno y el nitrógeno del aire a elevada temperatura:

NO(g) + 1⁄2 O2(g) → NO2(g)


b) Los principales ácidos que se forman al disolverse en la lluvia son el sulfúrico (H2SO4) y el nítrico (HNO3):

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)

4 NO2(g) + 2 H2O(l) + O2(g) → 4 HNO3(aq)

c) Según la estequiometría de las reacciones involucradas y las correspondientes masas moleculares:

2 2 42 4 2 2 4

2 2

2 33 2 3

2 2

1mol de SO 1mol de H SO(H SO ) 10 g de SO 0,16 mol de H SO64 g de SO 1mol de SO

1mol de NO 1mol de HNO(HNO ) 10 g de NO 0,22 mol HNO46 g de NO 1mol de NO

n

n

= ⋅ ⋅ =

= ⋅ ⋅ =

d) El principal problema medioambiental causado por la lluvia ácida consiste en la acidificación de suelos, lagos y ríos. Por otro lado, afecta también a monumentos históricos que fueron construidos a partir de materiales pétreos que contienen carbonato de calcio (CaCO3):

H2SO4(aq) + CaCO3(s) → CaSO4(s) + CO2(g) + H2O(l)

El sulfato de calcio (CaSO4), o yeso, producido es soluble en agua y el material se va deshaciendo.

40. El ozono (O3) se produce en las capas altas de la atmósfera por reacción entre el oxígeno molecular y el oxígeno atómico, gracias a la acción catalítica de la radiación ultravioleta. Por cada mol de ozono formado se desprenden 106 kJ.

a) Realiza el diagrama energético e indica las sustancias que intervienen.

b) ¿Qué efecto protector tiene la capa de ozono para la salud de las personas?

c) Busca información sobre el agujero en la capa de ozono y realiza una exposición que responda a las siguientes preguntas: ¿qué es?, ¿cómo se ha originado?, ¿qué medidas se han tomado para controlarlo?

a) Diagrama energético de la formación del ozono:

b) La capa de ozono ocupa una franja situada en la estratosfera y protege a la Tierra y sus habitantes de las dañinas radiaciones ultravioleta (UV-B) procedentes del Sol. Un aumento en las radiaciones ultravioleta que llegan hasta la Tierra provocaría en las personas un mayor riesgo de cáncer de piel y cataratas; asimismo, reduciría los niveles de fitoplancton, base de la pirámide alimenticia en los océanos, y afectaría de manera negativa al crecimiento de las plantas y a la producción agrícola.

c) El “agujero” en la capa de ozono consiste en la reducción del grosor de dicha capa, debido a la emisión de compuestos clorofluorocarbonados (CFCs), presentes en los espráis, sistemas de refrigeración y aires acondicionados. Este problema fue detectado por los científicos sobre la Antártida en la década de 1960. En la actualidad se ha limitado el uso de tales compuestos químicos, que han sido sustituidos por otros menos nocivos, y existe un acuerdo medioambiental, suscrito por numerosos países, para reducir en más de un 95 % las sustancias que destruyen la capa de ozono y recuperar progresivamente los niveles adecuados.


PONTE A PRUEBA

Deshidratación del azúcar de mesa

El azúcar común, o de mesa, se obtiene de la caña de azúcar y de la remolacha azucarera. Está compuesto por sacarosa, C12H22O11, un glúcido, o carbohidrato, presente en numerosos alimentos. Con ayuda de tu profesor: • Introduce 100 mL de ácido sulfúrico, H2SO4, concentrado en un vaso de precipitados de 250 mL. • Deposita 50 g de sacarosa en otro vaso de precipitados alargado. • Vierte con cuidado el ácido sulfúrico en el vaso que contiene la sacarosa.

1. Esta reacción se denomina de “carbonización” o “deshidratación”. a) ¿Qué elemento químico es el sólido negro que se forma? b) ¿Qué otros productos crees que se desprenden en los vapores blancos que observas?

2. Toca el exterior del vaso donde tiene lugar la reacción. a) ¿Se desprende o se absorbe energía? b) Indica si la reacción es exotérmica o endotérmica.

1.

a) En la deshidratación de la sacarosa por el ácido sulfúrico, este le “roba” en su totalidad (suponiendo que se parte de la suficiente cantidad de ácido) a aquella las “moléculas de agua” que contiene (de ahí el término “deshidratación”), gracias a la capacidad deshidratante que posee el ácido sulfúrico. De forma muy simplificada, podríamos escribir este proceso como:

C12H22O11 + 11 H2SO4 → 12 C + 11 H2SO4 ∙ H2O

Queda claro, por tanto, que el sólido negro formado es carbono puro amorfo, es decir, carbón.

Este poder deshidratante del ácido sulfúrico ataca así muchas sustancias y materiales, en especial aquellos que contienen agua (tejidos, papel, piel, mucosas…), por lo cual hay que manejarlo con mucho cuidado. En la industria química, el ácido sulfúrico tiene una gran utilidad como agente deshidratante en multitud de procesos.

b) La reacción general anterior solo muestra cómo la sacarosa se convierte en carbón, pero no da cuenta de qué gases se están desprendiendo durante el proceso. Los vapores blancos que se observan son, de hecho, una mezcla de dióxido de carbono, CO2; dióxido de azufre, SO2, y vapor de agua. La reacción química detallada que tiene lugar es la siguiente:

C12H22O11 (s) + H2SO4 (l) + 1/2 O2 (g) → 11 C (s) + CO2 (g) + 12 H2O (g) + SO2 (g)

Hay que tomar precauciones con respecto al dióxido de azufre, ya que es un gas tóxico y peligroso.

Vemos, por tanto, que el ácido sulfúrico sí se consume durante este proceso y que la sacarosa carboniza por completo (si se parte de la suficiente cantidad de ácido, claro); aunque en realidad un átomo de carbono de la sacarosa inicial pasa a formar parte de cada molécula de dióxido de carbono desprendido y el resto, 11 átomos de carbono, formarán carbón.

2.

a) Al tocar el vaso se observa que la temperatura ha aumentado considerablemente; por tanto, se debe estar desprendiendo una gran cantidad de energía.


b) El proceso es, pues, exotérmico, ya que va acompañado de un desprendimiento de energía.

¿El hierro arde?

Todos los metales se oxidan en presencia de oxígeno y forman óxidos metálicos, excepto los metales nobles, como el oro o el platino, que lo hacen tan lentamente que, a efectos prácticos, puede considerarse que no se oxidan.

El hierro expuesto al aire reacciona con el oxígeno y se oxida al cabo del tiempo; además, en determinadas condiciones, es posible que el hierro se oxide tan rápidamente que origine una reacción de combustión.

Investigación 1

• Enciende un mechero Bunsen y coloca sobre la llama algún objeto de hierro por unos segundos.

• Repite la experiencia, pero arroja esta vez sobre la llama hierro pulverizado.

Investigación 2

• Acerca la llama de una cerilla, o una pila de 9 V, a un estropajo normal de acero.

• Repite la experiencia con un estropajo de lana de acero extrafina.

1. Indica la diferencia que existe entre las dos primeras experiencias.

a) ¿A qué se deben los distintos fenómenos que observas?

b) Explica el efecto a partir de la teoría de las colisiones.

2. Indica en qué se distinguen los estropajos de ambas experiencias.

a) ¿Qué diferencia hay al acercar la llama, o la pila, a cada estropajo?

b) Explica el efecto a partir de la teoría de las colisiones

1. Investigación 1:

a) Cuando el metal se encuentra pulverizado, la superficie de contacto entre el hierro y el oxígeno del aire aumenta, produciéndose como resultado una rápida oxidación del metal, es decir, una combustión.

b) Uno de los factores que incrementan la velocidad de una reacción es el aumento de la superficie de contacto entre los reactivos, puesto que ello favorece las colisiones entre las partículas que los constituyen. En consecuencia, se producen más choques eficaces entre estas y la velocidad de la reacción es mayor.

2. Investigación 2:

a) Cuando se acerca la llama o la pila al estropajo normal no se observa ningún cambio; sin embargo, con el estropajo extrafino, que se encuentra dividido de manera más fina, se produce una llama como resultado de la rápida oxidación del metal, o sea,, de su combustión).

b) Como en la investigación anterior, el aumento de la superficie de contacto entre los reactivos favorece las colisiones entre sus partículas, que sufrirán más choques eficaces; por consiguiente, se incrementa la velocidad de la reacción.


Ralentizar reacciones químicas indeseables

En ocasiones no interesa acelerar las reacciones químicas, sino ralentizarlas, para lo cual se emplean sustancias llamadas inhibidores. En el caso de las reacciones que originan productos perjudiciales para las propiedades y el aspecto de los alimentos, se recurre a inhibidores que retrasan su descomposición y oxidación: los conservantes alimentarios y antioxidantes.

• Secciona un cuarto de manzana, frota con el jugo de un limón una de las superficies que resultan del corte y deja el trozo expuesto al aire.

• Observa las dos superficies del trozo de manzana tras un par de horas.

1. ¿Qué diferencias encuentras entre ambas superficies de la manzana?

2. ¿Qué efecto produce el jugo de limón sobre la manzana?

3. ¿Qué sustancias químicas contiene el limón que actúan como conservante y antioxidante?

4. Indica otras formas capaces de ralentizar la oxidación de una manzana cortada.

1. La superficie de la manzana expuesta al aire sufre una oxidación que se manifiesta por el oscurecimiento de la misma. Sin embargo, el trozo de manzana cuya superficie ha sido frotada con el jugo de un limón no experimenta ningún cambio de color apreciable.

2. El jugo de limón protege a la manzana de la oxidación.

3. El jugo de limón contiene diversos ácidos, como el cítrico y el ascórbico (vitamina C), que actúan a modo de antioxidantes, es decir, inhiben el proceso de oxidación.

4. Otras formas de ralentizar la oxidación de una manzana son, por ejemplo, meterla en el frigorífico para disminuir la temperatura o taparla con papel de aluminio para evitar el contacto con el oxígeno del aire.


5.

AUTOEVALUACIÓN

1. Corrige las frases que sean incorrectas:

a) La energía de una reacción química es la suma de la energía de los reactivos y de los productos.

b) Al romper un enlace químico se desprende energía.

c) Si los productos tienen más energía que los reactivos, el proceso es exotérmico.

d) Un proceso es endotérmico si la energía liberada al formar nuevos enlaces es menor que la energía absorbida al romper los enlaces de los reactivos.

a) incorrecta: la energía de una reacción química es igual a la suma de las energías de los enlaces que se rompen menos la suma de las energías de los enlaces que se forman; b) incorrecta: al romper un enlace químico se absorbe energía; c) incorrecta: si los productos tienen más energía que los reactivos, el proceso es endotérmico.

2. ¿Endotérmico o exotérmico?

a) H2O (s) → H2O (l)

b) C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)

c) CaCO3 (s) + 179 kJ → CaO (s) + CO2 (g)

d) 4 Fe + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 1648 kJ

a) y c) son endotérmicos; b) y d) son exotérmicos.

3. Al cabo de medio minuto, 4 g de una sustancia reaccionan y su cantidad se reduce a la mitad. ¿Cuál es la velocidad media de la reacción?

(Dato: masa molar = 2 g/mol)

a) 4 mol/s

b) 4 g/min

c) 2 mol/min

d) 4 mol/min

b) y c)

4. Justifica qué afirmaciones acerca de la velocidad de una reacción química son correctas:

a) Mide el aumento en la cantidad de reactivos por unidad de tiempo.

b) Es inversamente proporcional al número de colisiones moleculares.

c) Es independiente de la naturaleza de los reactivos.

d) Puede ser modificada añadiendo determinadas sustancias químicas.

a) incorrecta: mide el aumento en la cantidad de productos por unidad de tiempo.; b) incorrecta: es directamente proporcional al número de colisiones moleculares; c) incorrecta: depende de la naturaleza de los reactivos; d) correcta: los catalizadores/inhibidores aceleran/ralentizan la velocidad de una reacción química.

5. ¿En qué casos aumenta el número de choques eficaces entre partículas y la velocidad de reacción?

a) Al elevar la concentración de los reactivos.

b) Al disminuir la superficie de contacto entre los reactivos.

c) Al aumentar la temperatura.

d) Al añadir el catalizador adecuado.

a), c) y d)

6. Indica cómo puedes disminuir la velocidad de descomposición de un alimento.

a) Rociándolo con agua.

b) Poniéndolo al sol.

c) Cortándolo en trozos pequeños.

d) Envolviéndolo en papel de aluminio.

d)

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5. Aspectos energéticos y cinéticos de las reacciones químicas t. 5 4º ESO.pdfde las reacciones químicas ACTIVIDADES 1. Interpreta estas ecuaciones termoquímicas y clasifícalas