Reacciones químicas y el equilibrio

Reacciones químicas y el
equilibrio

Reacciones químicas y el equilibrio

C.Q.1.5 Aplica el concepto mol para calcular fórmulas empíricas, moleculares y de
hidratos, relaciones estequiométricas, y para expresar la concentración de una solución.
C.Q.1.6 Identifica relaciones estequiométricas y calcula el rendimiento teórico y el por
ciento de rendimiento en ecuaciones químicas balanceadas.
C.Q.3.1 Explica que una reacción química ha llegado al equilibrio cuando las
reacciones directas e inversas (reversible) ocurren con igual rapidez.
C.Q.3.2 Explica que hay equilibrios que se rompen cuando se perturban más allá de su
límite de tolerancia.
C.Q.3.3 Identifica sistemas en equilibrio que al perturbarse logran espontáneamente una
nueva situación de equilibrio al aplicar el principio de Le Châtelier.
E.Q.2.3 Utiliza y explica el funcionamiento de un calorímetro para medir energía
absorbida y liberada.
NC.Q.2.9 Evalúa los riesgos de fabricar y manipular explosivos tales como petardos y
bombas caseras.

C.Q.1.5 Aplica el concepto mol para calcular fórmulas empíricas, moleculares y de
hidratos, relaciones estequiométricas, y para expresar la concentración de una solución.

● Los químicos necesitan un método adecuado para contar con
exactitud el número de átomos, moléculas o fórmulas unitarias
de la muestra de una sustancia.
● Como sabes los átomos y las moléculas son extremadamente
pequeños.
● Hay tantos de ellos, incluso en la muestra más pequeña, que es
imposible contarlos realmente; esa fue la razón por la que los
químicos crearon su propia unidad de conteo, llamada mol.

¿Qué es un mol?

● Mol es la unidad básica del SI utilizada para medir la cantidad
de una sustancia.
● Es el número de partículas representativas, átomos de carbono
que hay exactamente en 12 gramos de carbono-12 puro.
● A través de años de experimentación, se ha establecido que un
mol de cualquier sustancia contiene 6.0221367 x 10^23
partículas representativas.
● Estas partículas pueden ser de cualquier clase, como átomos,
moléculas, fórmulas unitarias, electrones o iones.

^ este símbolo significa elevado a la ___ potencia.

Número de Avogadro
● 6.0221367 x 10 ^23 se le conoce como número de Avogadro
en honor al físico que determinó el volumen de un mol de un
gas.
● Se redondea a 6.02 x 10^23
● La partícula representativa del mol de agua es la molécula de
agua; la del mol de cobre es el átomo de cobre y la del mol de
cloruro de sodio es la fórmula unitaria (fórmula más simple).

Convertir moles a partículas y
partículas a moles
● Factor de conversión:
● 12 rosas/1 docena
● 3.5 docenas de rosas= ____rosas
● 3.5 docenas 12 rosas =
1 docena

● 42 rosas

Factor de conversión
● Sabes que un mol contiene 6.02 x 10^23
partículas representativas.
● Factor de conversión:

6.02 x 10 ^23 partículas representativas
1 mol

Ejemplo: Sacarosa (azúcar)
● Determina el número de moléculas
3.50 moles de sacarosa 6.02 x 10^23
moléculas sacarosa

Ejercicios de Práctica
1. Determina el número de átomos en 2.50 moles de Zn.
2. Dados 3.25 moles de AgNO3 determina el número de
fórmulas unitarias.
3. Calcula el número de moléculas en 11.5 moles de H2O

Inverso del número de Avogadro
● Supón que deseas saber cuántos moles hay en un
determinado número de partículas representativas.

1 mol = 6.02 x 10^23 partículas representativas

Conversión del número representativo de partículas a
moles
● El zinc se utiliza para evitar en el hierro y acero la
corrosión. Calcula el número de moles que hay en 4.50
x 10^24 átomos de zinc (Zn).
Datos conocidos:
4.50 x 10^24 átomos Zn
1 mol Zn = 6.02 x 10 ^23 átomos Zn
Desconocido:
Mol Zn = ? mol

Ejercicios de práctica

Determina cuántos moles hay
a) 5.75 x 10^24 átomos de Al
b) 3.75 x 10^24 moléculas de CO2

c) 3.58 x 10^23 fórmulas unitarias ZnCl2

d) 2.50 x 10^20 átomos de Fe

La masa de un mol
● La masa en gramos de un mol de cualquier sustancia se
conoce como masa molar.
● La masa molar de cualquier elemento es
numéricamente igual a su masa atómica y tiene las
unidades g/mol
● Ejemplo: un átomo de manganeso
● Masa molar de Mn: 54.94 uma
● La masa atómica en la tabla periódica es 54.94 uma
que es igual a la masa molar que es 54.94 g/mol

Ejemplo: Convertir mol a masa

● El cromo se utiliza para evitar la corrosión.
Calcula la masa en gramos de 0.0450 moles
de Cromo.
● Datos conocidos:
● 0.0450 moles de Cr
● Masa molar Cr = 52.00 g/mol Cr
● Datos desconocidos
● 0.0450 moles = ? gramos

Ejemplo: mol a masa
● 0.0450 moles de Cr
● Masa molar Cr = 52.00 g/mol Cr
● Datos desconocidos
● 0.0450 moles = ? Gramos

0.0450 moles de Cr 52.00 g Cr
1 mol Cr
=

Ejercicios: Conversión mol a
masa
11. Determina la masa en gramos de cada una
de las sustancias
a) 3.57 moles Al =____ g Al
b) 42.6 moles Si = _____g Si
c) 3.45 moles Co = ____g Co
d) 2.45 moles Zn = ____g Zn

Ejemplo:Conversión de masa a mol

● Calcio elemento muy reactivo siempre está combinado
con otros elementos. ¿Cuántos moles de calcio hay en
525 gramos de calcio (Ca).
● Masa = 525 g Ca
● Masa molar = 40.08 g / mol de Ca
● Desconocido:
● Número de moles Ca

Ejemplo:Conversión de
masa a mol
● Masa = 525 g Ca
● Masa molar = 40.08 g / mol de Ca
● Desconocido: Número de moles Ca

Conversión mol a masa
Determina el número de moles en:
a) 25.5 g Ag = ___ moles Ag
b) 125 g Zn
c)100 kg Fe

Ejemplo:Conversión de masa en átomos

● El oro está en los llamados metales de acuñación
(cobre, plata y oro). ¿Cuántos átomos de oro hay en
una pepita de oro puro que tiene una masa de 25.0 g?
Conocido:
25.0 g Au
Masa molar Au = 196.97 g/mol Au
Desconocido: # átomos

25 g Au 1 mol Au 6.02x10^23 átomos Au

196.967 g Au 1 mol
Au

22
= 7.65 x 10^ átomos Au

¿Cuántos átomos hay en cada una de las muestras?
a. 55.2 g de Li = _____átomos Li
b. 0.230 g de Pb = ____átomos Pb
c. 11.5 g de Hg = ____átomos Hg
d. 45.6 g de Si =____átomos Si
e. 0.120 kg de Ti =____ átomos Ti

Conversión de átomos a masa

El helio es un gas noble no reactivo que con frecuencia, se
encuentra en dispositivos subterráneos mezclado con
metano. Esta mezcla gaseosa se separa por enfriamiento
hasta que todo se haya licuado, exceptuando el helio. Un
globo para una fiesta contiene 5.50 x 10^22 átomos de helio
gaseoso.¿ Cuál es la masa en gramos del helio?

5.50 x 10^22 1 mol He 4.00 g He

átomos He
6.02 x 10^23 1 mol He
átomos He

= 0.366 g He

¿Cuál es la masa en
gramos?
a. 6.02 x 10^24 átomos Bi = _____g Bi
b. 1.00 x 10^24 átomos Mn = ___g Mn
c. 3.40 x 10^22 átomos He = ___g He
d. 1.50 x 10^15 átomos N ___g N
e. 1.50 x 10^15 átomos U ___g U

Moles de compuestos:
Fórmulas químicas y mol
● Recuerda que la fórmula química de un compuesto
indica los tipos de átomos y el número de estos que
hay en una unidad del compuesto.
● En algunos cálculos químicos puede ser necesario
convertir los moles de un compuesto a moles de átomos
individuales del compuesto y viceversa.

Ejemplo: Relaciones del mol de una fórmula química

● El óxido de aluminio (Al2O3) llamado también alúmina,
es la principal materia prima en la producción de
aluminio y se encuentra en los minerales corindón y
bauxita. Determina los moles de iones de aluminio (Al3+)
en 1.25 moles de óxido de aluminio.

Ejemplo: Relaciones del mol de una fórmula química

● Datos conocidos
Número de moles = 1.25 moles de Al2O3
Desconocido:
Número de moles = ? moles de iones de (Al3+)

1.25 moles Al2O3 2 moles iones Al3+

1 mol Al2O3

● Determina el número de moles de iones de cloruro que
hay en 2.50 moles de ZnCl2.
● Calcula el número de moles de cada elemento
presentes en 1.25 moles de glucosa (C6 H12 O6)
● Calcula el número de moles de iones sulfato presente
en 3.00 moles de sulfato de hierro (III) (Fe2(SO4)3).
● ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 5.00
moles de Pentóxido de difósforo (P2O5)?Calcula el
número de moles de átomos de hidrógeno existentes en
11.5 moles de agua ( H2O)

Masa molar de un compuesto

● La masa de un mol de un compuesto es
igual a la suma de las masas de cada
partícula del compuesto.
# de moles x masa molar = # gramos

Ejemplo: Calcula la masa molar K2CrO4

2.000 moles K x (39.10 g K / 1 mol K) = 78.20 g K
1.000 moles Cr x (52.00 g Cr / 1 mol Cr)= 52.00 g Cr
4.000 moles O x ( 16.00 g O / 1 mol O) = 64.00 g O +
Masa molar del compuesto K2CrO4 = 194.20 g K2CrO4

Mol a masa en compuestos
Olor del ajo por el compuesto sulfuro de alilo [(C3H5) 2S]. ¿
Cuál es la masa de 2.50 moles de sulfuro de alilo?
Dato conocido: 2.50 moles de (C3H5) 2S
Dato desconocido:
Masa molar (C3H5) 2S = ?g/mol (C3H5) 2S
Masa = ? g (C3H5) 2S

Ejercicios
● ¿Cuál es la masa de 3.25 moles de ácido sulfúrico (H2SO4)?
● ¿Cuál es la masa de 4.35 x 10^-2 moles de cloruro de zinc (ZnCl2)?
● ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio hay en 2.55 moles?

Ejemplo:
Conversión de masa a moles en un compuesto

● El hidróxido de calcio (Ca(OH) 2) se usa para remover el
dióxido de azufre de los gases de escape emitidos por
plantas de energía y para ablandar el agua mediante la
eliminación de iones Ca2+ y Mg2+. Calcula el número de
moles de hidróxido de calcio en 325 g.

Ejemplo:
Conversión de masa a moles en un compuesto
Calcula la masa molar del Ca(OH) 2
Datos conocidos:
Masa 325 g Ca(OH)2
Datos desconocidos:
Masa molar = ? g/mol Ca(OH)2
Número de moles Ca(OH) 2

Ejercicios de Práctica
Determina el número de moles en:
a) 22.6 g AgNO3
b) 6.50 g ZnSO4
c) 35.0 g HCl
d) 25.0 g Fe2O3
e) 254 g PbCl4

Conversión:
masa de un compuesto a partículas

El cloruro de aluminio (AlCl3) se usa para refinar el
petróleo y en la fabricación de caucho y lubricantes.
Una muestra de esta sustancia tiene una masa de
35.6 g.
1. ¿Cuántos iones de aluminio contiene?
2. ¿Cuántos iones de cloro posee?
3. ¿Cuál es la fórmula unitaria del cloruro de
aluminio?

Ejercicio de práctica

Una muestra de cromato de plata (AgCrO4) tiene
una masa de 28.5 gramos.
1. ¿Cuántos iones Ag+ contiene?
2. ¿Cuántos iones CrO42- posee?
3. ¿Cuál es la masa en gramos de una formula
unitaria de cromato de plata?

Porciento de composición de un
compuesto
El trabajo de un químico analítico es identificar los
elementos que forman un compuesto y determinar
su porciento por masa.
Ejemplo: una muestra de 100 g de un compuesto
contiene 55 g elemento X y 45 g elemento Y.
El porciento por masa = (masa elemento/masa
compuesto) x 100

Porciento de composición de un
compuesto
% masa = (masa elemento/masa compuesto) * 100

% masa = (55 g elemento X / 100 g compuesto)* 100 =

55% X

% masa = (45 g elemento Y / 100 g compuesto) * 100 =

45% Y

Ej: Porciento de composición del agua
(H2O), H y O

% masa = (2.02 g H / 18.02 g H2O) * 100 = 11.2 % H
% masa = (16.00 g O / 18.02 g H2O) * 100 = 88.80% O

% masa elemento = [masa elemento * (1 mol compuesto/
masa molar compuesto)] * 100 =

Fórmulas empíricas y moleculares

1. Determina el porciento por masa de cada
elemento en el cloruro de calcio.
2. Calcula el porciento de composición del sulfato
de sodio.
3. Entre el H2SO4 y el H2S2O8, ¿Cuál tiene el mayor
porciento por masa de azufre?
4. ¿Cuál es el porciento de composición del ácido
fosfórico H3PO4?

Fórmula empírica

La fórmula empírica de un compuesto es la razón molar con el
número entero más pequeño de los elementos y puede ser igual o
no a la fórmula molecular real.
Si las dos fórmulas son diferentes, la fórmula molecular siempre
será un múltiplo simple de la fórmula empírica.
Ejemplo: Peróxido de hidrógeno
Fórmula empírica = HO
Fórmula molecular = H2O2 La razón entre oxígeno en ambas
fórmulas es 1:1

Calcular fórmula empírica a partir del
porciento de composición
Compuesto óxido de azufre
Porciento de composición
40.05% S
59.95% O
Convierte de gramos a moles los elementos.
Hay 40.05 g S y 59.95 g O.
40.05 g S x (1mol S/ 32.07 g S) = 1.249 moles S
59.95 g O x ( 1mol O / 16.00 g O) 3.747 moles O
La razón molar es 1.249 : 3.747

Calcular fórmula empírica a partir del porciento de composición

La razón molar es 1.249 : 3.747
¿Cómo convertir la razón molar a números enteros?
Escoge el elemento con menos moles azufre (S) y divide ambas
cantidades por este número.
1.249 moles S/ 1.25 = 1 mol S
3.747 moles O/ 1.25 = 3 moles O
La razón molar más pequeña entre S y O es 1:3.
La fórmula empírica del óxido de azufre es SO3

Ejemplo Calcular fórmula empírica a partir del
porciento de composición
● Determina la fórmula empírica: 48.64% C, 8.16
% H y 43.20% O.

● La fórmula molecular específica el número de átomos reales
de cada elemento en una molécula o fórmula unitaria de la
sustancia.
● CH- acetileno
● CH-benceno
● Compuestos diferentes.
● Tienen la misma formula empírica.
● Fórmula molecular acetileno C2H2
● Fórmula molecular del benceno C6H6

Describe el concepto estequiometría

Estequiometría es el estudio de las relaciones
cuantitativas entre las cantidades de reactivos
utilizados y los productos formados por una
reacción química.

Escribe relaciones derivadas a partir de
una ecuación química balanceada.
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)

Relaciones derivadas a partir de una ecuación química balanceada
Hierro + Oxígeno → Óxido de hierro (III)
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
4 átomos de Fe + 3 moléculas de O2 → 2 fórmulas unitarias de
Fe2O3
4 moles de Fe + 3 moles de O2 → 2 moles de Fe2O3
223.4 g de Fe + 96.0 g de O2 → 319.4 g de Fe2O3
319.4 g de reactivos → 319.4 g de productos

Ejemplo de ecuación química balanceada en
términos de partículas, moles y masa
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
La masa de los reactivos puede calcularse de esta manera:
4 moles de Fe * (55.85 g de Fe / 1 mol de Fe) = 223.4 g de Fe

3 moles de O2 * (32.00 g de O2 / 1 mol de O2) = 96.00 g de O2

La masa total de los reactivos = 319.4 g

De igual forma, la masa del producto es
2 moles de Fe2O3 * (159.7 g de Fe2O3 / 1 mol de Fe2O3) = 319.4 g

¿Qué es una razón molar?

Una razón molar es aquella que se da entre los
números de moles de dos sustancias
cualesquiera en una ecuación química
balanceada.

Escribe una ecuación química y
ejemplos de razones molares.
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
a. 2 moles Al / 3 moles de Br2 y 2 moles Al / 2 moles AlBr3
b. 3 moles de Br2 / 2 moles Al y 3 moles de Br2 / 2 moles
AlBr3
c. 2 moles AlBr3 / 2 moles Al y 2 moles AlBr3 / 3 moles de
Br2

¿Para que se necesita una ecuación química balanceada en la
solución de cálculos estequiométricos?

Supón que un químico necesita obtener cierta cantidad de
producto a partir de una reacción. ¿Cuánto reactivo debe
utilizarse? O, supón que el químico desea saber cuánto producto
se formará si se utiliza cierta cantidad de reactivo. Los químicos
utilizan los cálculos estequiométricos para responder estos
interrogantes.

Enumera los cuatro pasos utilizados en la solución de problemas
estequiométricos

Pasos para los cálculos estequiométricos
1. Escribe una ecuación química balanceada.
2. Determina los moles de la sustancia dada utilizando una
conversión de masa a mol.
3. Determina los moles de la sustancia desconocida a partir
de los moles de la sustancia dada.
4. A partir de los moles de la sustancia desconocida,
determina la masa de la sustancia desconocida utilizando una
conversión de masa a mol.

¿Por qué se detienen las reacciones?
Cuando una reacción química se ejecuta en el
laboratorio, generalmente, hay uno o más reactivos
en exceso, y uno es limitante.
¿Qué es un reactivo limitante?
El reactivo limitante limita el grado de reacción, y
por ende determina la cantidad del producto.
¿Qué es un reactivo en exceso?
Los reactivos en exceso son los demás reactivos que
permanecen después de que la reacción se detiene.

¿Qué es el porciento de rendimiento?

El porciento de rendimiento del producto es la razón
del rendimiento real y el rendimiento teórico
expresado como porciento.

¿Cómo puedes determinar cuál reactivo
es limitante?

Para determinar el reactivo limitante, la razón
real de moles de los reactivos disponibles debe
compararse con la razón de los reactivos
obtenidos a partir de los coeficientes en la
ecuación química balanceada.

¿Por qué se utiliza un exceso de un
reactivo?
Los químicos han descubierto que al utilizar un
exceso de un reactivo –con frecuencia el
menos costoso- se pueden continuar las
reacciones hasta que todo el reactivo limitante
se agote. Al utilizar un exceso de un reactivo
también se puede acelerar una reacción.

¿Qué es el rendimiento real?

El rendimiento es la cantidad de producto que
se obtiene realmente cuando se realiza la
reacción química en un experimento.

¿Cómo se calcula el porciento de
rendimiento?

¿Cómo se calcula el porciento de
rendimiento?
Cuando se agrega cromato de potasio (K2CrO4)
a una solución que contiene 0.500g de nitrato
de plata (Ag2NO3), se forma cromato de plata
sólido (Ag2CrO4)
a. Determina el rendimiento teórico del
precipitado cromato de plata.
b. Si se obtiene 0.455 g de cromato de plata,
calcula el porciento de rendimiento.

Equilibrio químico

Equilibrio químico

Una reacción reversible es aquella que puede ser directa o
inversa.
Directa N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Inversa N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Cuando el sistema ha alcanzado el estado de equilibrio significa
que procesos opuestos están ocurriendo simultáneamente y a la
misma rapidez.
El equilibrio químico es un estado en el cual las reacciones
directa e inversa se equilibran entre sí porque ocurren a igual
rapidez.
Rapidez de la reacción directa = Rapidez de la reacción inversa
Reacción en equilibrio N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)

Equilibrio químico

Reacción reversible es aquella donde la reacción ocurre en
ambos sentidos (↔). Generalmente se lleva a cabo en un
sistema cerrado, entonces los productos que se forman
interactúan entre si para reaccionar en sentido inverso (←) y
regenerar los productos. Luego de cierto tiempo, la velocidad de
reacción directa (→) e inversa (←) se igualan, estableciéndose
entonces el equilibrio químico.
Ejemplos:
1. CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)
2. N2(g) + 3H2(s) ↔ 2NH3(g)
3. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g)

Principio de Le chȃtelier
C.Q.3.2 Explica que hay equilibrios que se rompen cuando se perturban más allá de su
límite de tolerancia.

Si se aplica una fuerza a un sistema en equilibrio, el
sistema se desplaza en la dirección que alivia la
fuerza.
Una fuerza es cualquier cambio que perturba un
sistema en equilibrio.
Si se disminuye el volumen de una sustancia en un
frasco de reacción a una temperatura constante
aumenta la presión interior o contrario si aumento el
volumen la presión disminuye.

PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

Este principio establece que si una reacción en
equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema
evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de
dicha perturbación.
Con las palabras del propio Le Châtelier:

“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un
cambio de temperatura, presión o concentración de uno
de sus componentes, el sistema desplazará su posición
de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la
perturbación”


· Según la concentración de reactivos o
productos:
Si aumentamos la concentración de un sistema que
se encontraba originalmente en equilibrio químico,
el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de
la ecuación que ha sido afectado mientras que si la
disminuimos ésta se desplazará hacia el lado de la
ecuación que ha sido afectado. Así que:


· Según la temperatura
Exotérmica
Aumenta hacia la izquierda y disminuye hacia la derecha
Endotérmica
Aumenta hacia la derecha y disminuye hacia la izquierda
· Según el volumen
Disminuye
Aumenta
· Según la presión
Al aumentar la presión del sistema hace que el equilibrio se desplace
hacia el lado de la ecuación química que produce menos cantidad de
moles gaseosos. En el proceso contrario, al disminuir la presión el
equilibrio se desplaza hacia el lado que produce la mayor cantidad de
moles gaseosos.


EJEMPLO DEL PRINCIPIO DE CHÂTELIER
CON RESPECTO A LA PRESION Y AL VOLUMEN

CO (g) + CI 2 (g) <------> COCI 2 (g)
2 volúmenes 1 volumen

Al aumentar la presión en este sistema de equilibrio, se
desplazara hacia la derecha, es decir donde existe menos
volumen. En sentido contrario, si existiera una disminución de
presión, el equilibrio se ira donde hay mas volumen, o sea hacia
los reactantes, y estableciéndose un nuevo equilibrio
seguidamente.


Efecto de la Catálisis
El principio de Le Chatelier ignora la presencia del catalizador. Lo que
sucede es que la velocidad de reacción aumenta con la acción del
catalizador porque el abrevia el tiempo necesario para que el sistema
alcance el equilibrio. El no modifica la posición de equilibrio, pues
tanto la reacción directa como la inversa son catalizadas en la misma
extensión ya que el no sufre una transformación permanente en el curso
de la reacción. El participa de la reacción formando sustancias
intermedias que reaccionan inmediatamente regenerando el catalizador.
Esto puede ser demostrado por las ecuaciones.
A + X à AX
AX + B à AB + X X = catalizador
Recuperado de http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/principio-de-le-chatelier#ixzz2Pp5hwFUx

Calorímetro

Calorímetro
El calorímetro es un instrumento que sirve
para medir las cantidades de calor
suministradas o recibidas por los cuerpos.
En un caso ideal de transferencia de calor se
puede hacer una simplificación: que
únicamente se consideren como sustancias
intervinientes a las sustancias calientes y frías
entre las que se produce la transferencia de
calor y no los recipientes, que se considerarían
recipientes adiabáticos ideales, cuyas paredes
con el exterior serían perfectos aislantes
térmicos (calorímetro); el caso real más
parecido sería un termo o un saco de dormir
con relleno de plumas.

Conexión con tu ambiente:
Riesgos de fabricar y manipular explosivos.
NC.Q.2.9 Evalúa los riesgos de fabricar y manipular explosivos tales como petardos y bombas caseras.

Un explosivo es aquella sustancia que por alguna causa externa (roce, calor, percusión,
etc.) se transforma en gases; liberando calor, presión o radiación en un tiempo muy
breve.
Deflagrantes son los explosivos en los que la reacción se inicia por mecanismos
químicos tradicionales: activación termocinética. La velocidad de éstos no supera la
velocidad del sonido (medida en el medio explosivo, que siendo sólido o líquido, es
muy superior a la del aire). La barrera del sonido atempera la energía cedida por éste,
de modo que no son muy potentes.
Su interés es escaso: pirotecnia y algunas aplicaciones en las que se requiera baja
energía.
En esta línea, los propelentes son considerados un subgrupo de los explosivos
deflagrantes.
● Pólvora negra
● Otras pólvoras o explosivos que utilicen de oxidante el Nitrato de Potasio y
Clorato de Potasio por lo general son deflagrantes.


La reacción en detonantes se autoabastece por una onda de
choque, supersónica (en el medio que recorre), que inicia al
explosivo a medida que esta transcurre. Dada la alta velocidad de
la reacción son explosivos muy potentes. Dentro de esta clase se
pueden incluir todos las sustancias explosivas mencionadas a
continuación.
Actualmente las dinamitas se han inclinado por mezclas de
nitroglicol, de mayor estabilidad, junto con nitrocelulosa. En
adición, comprenden otros ingredientes como aluminio (aumenta
el calor y potencia), que le otorga una apariencia grisácea y
aceitosa al tacto.
En términos generales son consideradas unos explosivos muy
potentes (comparado con la pólvora, el fulminato de mercurio y
otros explosivos débiles.


Al manejar explosivos son muchos los riesgos que
se pueden correr con estos, por lo que solo pueden
operarse por el personal capacitado, ya que pueden
ocurrir desde quemaduras leves, hasta la perdida de
un miembro o la muerte por los diferentes tipos de
lesiones que puede causar una explosión.

Clasificación de las reacciones
I.Q.4.2 Clasifica reacciones químicas e identifica las características que las distinguen.

Práctica: Escribe la ecuación química y clasifícala.
1. Los sólidos aluminio y azufre reaccionan para
producir sulfuro de aluminio.
2. El agua y el pentóxido de dinitrógeno gaseoso
reaccionan para producir nitrato de hidrógeno
acuoso o ácido nítrico.


Práctica: Escribe la ecuación química y clasifícala.
1. Los gases dióxido de nitrógeno y oxígeno reaccionan para
producir pentóxido de dinitrógeno gaseoso.
2. El gas etano (C2H6) arde en el aire, produciendo dióxido de
carbono gaseoso y vapor de agua.


Reacción de descomposición: Un solo compuesto se
divide en dos o más elementos o compuestos nuevos.
Ejemplos:

1. AB → A + B
2. NH4NO3 (S)→ N2O (g) + 2H2O (g)
3. NaN3 (s) → 2Na(s) +3N2 (g)


Práctica: Escribe la ecuación química.
1. El óxido de aluminio (s) se descompone cuando la
electricidad pasa a través de él.


Práctica: Escribe la ecuación química.
2. El hidróxido de níquel (II)(s) se descompone para
producir óxido de níquel (II)(s) y agua.

3. Al calentar el carbonato ácido de sodio o
bicarbonato de sodio (s) se produce carbonato de
sodio(ac), dióxido de carbono (g) y agua.


Reacción de sustitución: Implica sustituir un
elemento de un compuesto o un metal sustituye otro
metal. compuestos nuevos. Ejemplos:

1. A + BX → AX + B
2. 2Li (S)→ 2H2O (l) + 2LiOH (ac) +H2 (g)
3. Cu (s) + 2AgNO3 (ac) → 2Ag(s) +Cu(NO3) 2 (ac)

Un metal no puede reemplazar ningún otro metal sobre él

Litio Sodio Hierro Plata
Más reactivo
Rubidio Magnesio Níquel Platino

Potasio Aluminio Estaño oro

Calcio Manganeso Plomo
Menos reactivo
Zinc Cobre

Un halógeno no puede reemplazar ningún otro
metal sobre él

Flúor Más reactivo

Cloro

Bromo Menos reactivo

Yodo

Ejemplo: Un halógeno no puede reemplazar otro más
reactivo.

F2 (g) + 2NaBr(ac)→ 2 NaF (ac) + Br2 (I)

Br2 (g) + 2NaF(ac)→ NR (No reaccionan)


Ejemplo: Reacción de sustitución simple
Predice el producto

1. Fe (s) +CuSO4 →
2. Br2 (l) + MgCl2 (ac) →
3. Mg (s) + AlCl3 (ac) →


Práctica: Si ocurre, escribe la ecuación balanceada.

Ejemplo: Predice el producto
1.K (s) +ZnCl2 (ac) →
2.Cl2 (g) + HF (ac) →
3.Fe (s) + Na3 PO4 (ac) →


Reacciones de desplazamiento doble o sustitución doble
implica intercambio de iones entre dos compuestos. Ej:

1. AX + BY → AY + BX
2. Ca(OH) 2 (ac) + 2HCl (ac) → CaCl2 (ac) + 2H2O (l)
3. 2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) →2NaCl (ac) + Cu(OH)2 (s) Precipitado
4. Li2S (ac) + 2HBr (ac) → 2LiBr (ac) + H2S (g)


Práctica: Escribe la ecuación química balanceada
1. El yoduro de litio acuoso y el nitrato de plata
acuoso reaccionan para producir yoduro de plata
sólido y nitrato de litio acuoso.

Reacciones en
soluciones acuosas
No está en mapa curricular

Reacciones en soluciones acuosas

1. Una solución contiene una o más sustancias
disueltas en el agua llamadas soluto.
2. El agua es el disolvente
3. Una solución acuosa es aquella en la cual el
disolvente es agua.

Algunos solutos existen como moléculas en el
agua.

Sucrosa

Etanol (alcohol)

Otros forman iones cuando están disueltos en el
agua

Ejemplo:

HCl (g)→ H+ (ac) + Cl- (ac)

NaOH (ac)→ Na+ (ac) + OH- (ac)

Reacciones que forman precipitados

Ejemplo:

2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) → 2NaCl (ac) + Cu(OH)2 (s) Precipitado

Na y Cl permanecen disueltos en el agua.

Ecuación iónica

2 Na+ (ac) + 2OH- (ac) + Cu2+ (ac) + 2Cl- (ac)→ 2Na+ (ac) + 2Cl- (ac) + Cu(OH)2 (s)

Ecuación iónica completa

Una ecuación iónica que muestre todas las partículas
de una solución como existen en realidad.


Iones espectadores, no participan en la reacción.

Na y Cl son espectadores.

Ecuaciones iónicas netas

Los iones espectadores no aparecen.

2OH- (ac) + Cu2+ (ac) → Cu(OH)2 (s)

Ejemplo: Reacción que forma precipitado

Solución acuosa del nitrato de bario y el carbonato de
sodio que forman el carbonato de bario precipitado.

Escribe la ecuación química

Escribe la ecuación iónica completa

Escribe la ecuación iónica neta

Práctica: Ecuaciones química, ecuaciones iónicas y
netas

2. Las soluciones acuosas de fosfato de amonio
y sulfato de sodio se combinan. No se forma
ningún precipitado o gas.




Práctica: Ecuaciones química, ecuaciones iónicas
y netas

3. Las soluciones acuosas de cloruro de aluminio e
hidróxido de sodio se mezclan formando el
precipitado hidróxido de aluminio.




y netas

4. Las soluciones acuosas de sulfato de litio y nitrato
de calcio se combinan formando el precipitado
sulfato de calcio.




y netas

5. Las soluciones acuosas de carbonato de sodio y
cloruro de manganeso (V) se mezclan formando el
precipitado carbonato de manganeso (V).




Reacciones que forman agua

● Aumenta el disolvente al producirse agua.
● No se observan como otras por el agua que no tiene color ni olor.
● HBr (ac) + NaOH (ac) → H2O (l) + NaBr (ac)
● H+ (ac) + Br- (ac) + Na (ac) + OH- (ac) →H2O (l) + Na+ (ac) + Br-
(ac)
● H+ (ac) + OH- (ac) →H2O (l)


● Problema de ejemplo:
● Escribe las ecuaciones química, iónica completa e
iónica neta de la reacción entre ácido clorhídrico e
hidróxido de litio acuoso, la cual produce agua.


1. Ácido sulfúrico (H2SO4) e hidróxido de potasio
acuoso.



1. Ácido clorhídrico (HCl) e hidróxido de calcio
acuoso.



1. Ácido nítrico (HNO3) e hidróxido de amonio
acuoso.



1. Ácido sulfhídrico (H2S) e hidróxido de Calcio
acuoso.



1. Ácido fosfórico (H3PO4) e hidróxido de magnesio
acuoso.


Reacciones que forman gases

2 HI (ac) + Li2S (ac) → H2S (g) + 2 LiI (ac)

Ecuación iónica completa:
2H+ (ac) + 2I- (ac) + 2Li+ (ac) + S2- (ac) → H2S (g) + 2Li+ (ac) + 2I- (ac)

Ecuación iónica neta:

2H+ (ac) + S2- (ac) → H2S (g)

Reacción de desplazamiento y descomposición

Ejemplo:

HCl (ac) + NaHCO3 (ac) → H2CO3 (ac) + NaCl (ac)

Entonces, H2CO3 (ácido carbónico) se descompone rápido en

H2CO3 (ac) → H2O (l) + CO2 (g)

Ejemplo: Reacciones que forman gases

Reacción entre ácido clorhídrico y sulfuro de sodio acuoso que
produce sulfuro de hidrógeno gaseoso.

Ecuación química:




El ácido perclórico (HClO4) reacciona con carbonato de potasio
acuoso.

Ecuación química:




El ácido sulfúrico (H2SO4) reacciona con cianuro de
sodio acuoso.

Ecuación química:




El ácido bromhídrico (HBr) reacciona con carbonato
de amonio acuoso.

Ecuación química:




El ácido nítrico (HNO3) reacciona con sulfuro de
rubidio de potasio acuoso. Ecuación química:



Reacciones ácido-base y
su aplicación
I.Q.4.3 Explica las reacciones ácido - base y su aplicación en
los procesos químicos y biológicos.

Reacciones ácido-base
I.Q.4.3 Explica las reacciones ácido - base y su aplicación en los procesos químicos y
biológicos.

● Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)
es mayor que la de iones hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En
cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya
concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Acido_base.htm

hidróxilo.
● Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno
es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en
ella [H+] = [OH–]. (Ver: Ionización del agua)
● La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de
1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que
pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-),
respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues
existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo

biológicos.
● Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted
y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella
que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a
diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede
aceptar protones.

● Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert
Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un
par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

Reacciones ácido-base Los ácidos y las bases se caracterizan por:
Ácidos Bases
Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc). Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)
En disolución acuosa enrojecen la tintura o En disolución acuosa azulean el papel o
papel de tornasol tintura de tornasol
Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las Enrojecen la disolución alcohólica de la
bases fenolftaleína
Producen efervescencia con el carbonato de Producen una sensación untuosa al tacto
calcio (mármol)
Reaccionan con algunos metales (como el Precipitan sustancias disueltas por ácidos

cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno
Neutralizan la acción de las bases Neutralizan la acción de los ácidos
En disolución acuosa dejan pasar la corriente En disolución acuosa dejan pasar la corriente
eléctrica, experimentando ellos, al mismo eléctrica, experimentando ellas, al mismo
tiempo una descomposición química tiempo, una descomposición química
Concentrados destruyen los tejidos Suaves al tacto pero corrosivos con la piel
biológicos vivos (son corrosivos para la piel) (destruyen los tejidos vivos)
Enrojecen ciertos colorantes vegetales Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
Disuelven sustancias Disuelven grasas y el azufre
Pierden sus propiedades al reaccionar con Pierden sus propiedades al reaccionar con
bases ácidos
Se usan en la fabricación de jabones a partir
de grasas y aceites

biológicos.

● Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en
productos usados en la vida cotidiana, para la industria y la
higiene, así como en frutas y otros alimentos, mientras que el
exceso o defecto de sus cantidades relativas en nuestro

organismo se traduce en problemas de salud.

biológicos.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted
● Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los
compuestos o iones capaces de ceder protones
(H+) al medio y bases son los que pueden aceptar

protones del medio.
● Cuando una molécula o anión puede tomar un H+
(base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido
conjugado"

biológicos.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted
Base Protón que gana Ácido conjugado
OH- H+ H2O
NH3 H+ NH4+

CO3-2 H+ CO3H-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base
conjugada".
Ácido Protón que Base conjugada
pierde
ClH H+ Cl-
SO4H2 H+ SO4H-
NO3H H+ NO3-

biológicos.

Fuerza de los ácidos y las bases
La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su
tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse
en fuertes (ClH, SO4H2, NO3H, etc.) y débiles (PO4H2–,
CH3COOH, CO3H2, etc.). Las moléculas de los primeros se
disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los
segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas.
De aquí que, para una misma concentración de ácido, la
concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de
ácidos fuertes que en las de los débiles.

biológicos.

Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca
(OH)2, etc.) y débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las
primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para
ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles
(KB) reflejan el grado de ionización.
Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares
ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil
y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido
conjugado es débil.

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