ACTIVIDAD TIPOS DE RECEPTORES: Aquí Para completar la información del libro de texto, responded a las siguientes preguntas. Las respuestas la encontraréis en los vídeos.
La vista
1. ¿De qué son responsables los conos? ¿Y los bastones? 2. ¿Qué enfermedades afecta a la visión?
El oído
1. ¿Qué es una vibración? ¿Se trata de un estímulo físico o químico? 2. ¿Por qué oímos? Explica el mecanismo de la audición.
1. ¿Qué tipo de estímulo recibe el olfato: físico o químico?
2. ¿Qué es la volatilidad?
El gusto
1. Realiza un dibujo donde se especifique qué parte o partes de la lengua tiene que ver con cada sabor.
2. ¿Qué tipo de estímulo (físico o químico) recibe este sentido?
3. ¿Por qué crees que cooperan el sentido de la vista y del olfato con el del gusto?
El tacto
1. ¿A qué estímulos responden los distintos receptores que se hayan en la piel? Pon ejemplos. 2. ¿Cómo se transmite al cerebro la información recogida por los receptores de la piel?
4.1. ¿Qué es una reacción química? - Teoría de las colisiones. - Factores que afectan a la velocidad de reacción. 4.2. LA ECUACIÓN QUÍMICA - Ley de conservación de la masa (Lavoisier) - Ajuste de ecuaciones químicas 4.3. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS. 4.4. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. - Unidad de masa atómica - La masa molecular - El mol. La masa molar. - Disoluciones: Molaridad
4.1.
¿Qué es una reacción química?
Definición:
Se denomina reacción
química a la transformación de unas sustancias en otras
diferentes si se ponen en contacto en determinadas condiciones (de
presión, temperatura, etc.).
En los cambios químicos,
a diferencia de los cambios físicos en los que no cambia la fórmula
química (cambio de estado, disoluciones), se modifica la naturaleza
de la sustancia; es decir, cambian las fórmulas químicas.
En una transformación
química se denominan REACTIVOS a las sustancias que reaccionan y
PRODUCTOS a las que se obtienen. Los reactivos y productos tienen
fórmula diferente. Hay reacciones químicas que van acompañadas de
cambios muy notorios: explosiones, aparición de humo,
desprendimiento de luz, formación/desaparición de un sólido, etc.
La teoría de
las colisiones.
Es una teoría que nos
permite explicar las reacciones químicas.
Tomemos de ejemplo la
reacción de formación del agua:
Se rompen los enlaces H-H
y O-O que mantienen unidos a los reactivos y se forman nuevos enlaces
en los productos. Según la teoría de las colisiones, la reacción
química se produce cuando las partículas de los reactivos chocan
entre sí de manera eficaz y se rompen los enlaces. Estos átomos libres se
reorganizan formando las nuevas sustancias: los productos.
Ejemplo: Formación ácido yodhídrico.
La rotura y formación de
enlaces hacen que se produzca un intercambio de energía en forma de
calor:
Si en el proceso
global de la reacción se desprende energía, la reacción se llama
EXOTÉRMICA. Ejemplo: formación del ácido clorhídrico.
Sin embargo, si para
que tenga lugar la transformación se necesita un aporte de energía
(por ej., en forma de calor), la reacción se denomina ENDOTÉRMICA. Ejemplo: Descomposición del H2O.
Cinética
química o la velocidad de una reacción química. Factores que
influyen.
Se denomina velocidad de
una reacción química a la rapidez con que los reactivos se transforman en productos. Así hablamos de reacciones lentas como la
oxidación de un trozo de hierro o rápidas como una combustión.
¿Cómo podríamos
aumentar la velocidad de una reacción química? FACTORES:
Aumentando la
temperatura, a mayor energía de los reactivos más fácilmente se
romperán los enlaces pues ocurrirán mayor número de choques
eficaces.
Aumentando la
concentración de los reactivos, más fácil es que las partículas
se encuentren y choquen entre sí.
Aumentando el grado
de disociación. Si en una reacción interviene un sólido, se
facilita que se produzca cuanto más pequeñas sean sus partículas
o si están en disolución ya que sus partículas están separadas.
Añadiendo
catalizadores, son sustancias que disminuyen la energía de
activación, no intervienen en la reacción (no reaccionan) pero las
facilita.
A veces, interesa
ralentizar una reacción química, como ocurre en la conservación
de los alimentos, en la oxidación de metales, etc. Para ello,
reducimos la temperatura (frigorífico) o protegemos con una capa
de pinturas. También existen catalizadores que disminuyen la velocidad de las reacciones químicas (inhibidores).
4.2.
LA ECUACIÓN QUÍMICA
¿Qué es?
Para describir las
reacciones químicas se emplean las ecuaciones químicas, una
representación simbólica del proceso de transformación:
A
la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos, a la derecha
las de los productos, y entre ambas, una flecha que indica la
transformación y se lee "para dar".
Delante
de cada fórmula se escribe un número (coeficiente estequimétrico),
que indica la proporción en moléculas o en moles en la que
interviene esa sustancia en la reacción.
Detrás
de cada fórmula y entre paréntesis se indica el estado en que se
encuentra la sustancia que reacciona y que se obtiene: sólido (s),
líquido (l), gaseoso (g) o en disolución acuosa (aq)
La
reacción del ejemplo se lee: "2
moles de ácido clorhídrico en disolución acuosa reaccionan con 1
mol de hidróxido de calcio en disolución acuosa para dar 1 mol de
cloruro de calcio en disolución acuosa y 2 moles de agua en estado
líquido".
VIDEO: ¡CUIDADO!: En lugar de reactante, decir reactivo. En lugar de rompimiento, decir rotura (de enlaces). En lugar de colisiones efectivas, choques eficaces.
La
ley de la conservación de la masa de
Antoine Laurant Lavoisier
(1772):
"En una
reacción química la materia ni se crea ni se destruye, solo se
transforma".
En consecuencia, la masa total de los reactivos es igual a la masa
total de los productos. Ley muy importante y a tener en cuenta para
la realización de cálculos estequiométricos. En una reacción se
conserva el número de átomos de cada elemento y la masa, solo
cambian las sustancias. Por eso los reactivos y productos tienen
fórmula distinta.
Masa
total reactivos = Masa total productos
El
ajuste de las ecuaciones químicas.
Ajustar
o equilibrar una ecuación química es encontrar los coeficientes
estequiométricos de cada una de las sustancias de la reacción para
que se cumpla que el número de cada elemento químico en los
reactivos sea el mismo que en los productos.
Ejemplo
de reacción ajustada, la ecuación de formación del amoniaco: N2(g)
+ 3 H2(g)
→
2NH3
(g)
El
ajuste de ecuaciones químicas sencillas se realiza "por tanteo", el de
ecuaciones más complicadas por el "método algebraico o
matemático". Este último, nunca falla.
Ejemplo de ambos métodos en el siguiente vídeo:
4.3. TIPOS DE REACCIONES
QUÍMICAS.
Existen
distintos tipos de reacciones químicas, algunos ejemplos son:
a)
Reacción de formación o de síntesis: la combinación de 2 o más
sustancias (elementos o compuestos) para formar un solo compuesto.
A
+ B → C
Ejemplo:
4 Al (s) + 3O2
(g) → 2Al2O3
(s)
b)
Reacciones de descomposición: Se forman 2 o más sustancias a partir
de un solo compuesto.
A
→ B + C
Ejemplo:
2 KClO3 (s)
→ 2 KCl(s) + 3 O2
(g) que se produce
al calentar el clorato de potasio.
c)
Reacciones de desplazamiento sencillo: un elemento químico reemplaza
a otro similar menos reactivo.
AB
+ C → AC + B
Ejemplo:Mg
(s) + CuSO4
(ac)
→MgSO4
(ac)
+ Cu (s)
d)
Reacción de doble desplazamiento químico: Los reactivos
intercambian átomos, normalmente, iones.
AB
+ CD → AD + CB
Un
ejemplo son las reacciones
de neutralización. Cuando reaccionan entre sí, los ácidos y bases
para dar lugar a una sal y agua.
H2SO4
(aq)
+ 2 NaOH (aq) →
2
H2O
(l) + Na2SO4(aq)
Otro
ejemplo de doble desplazamiento en el que el hidrógeno remplaza a la
plata.
AgNO3(aq)
+ HCl (ac) →
HNO3
(aq)
+ AgCl (s)
e)
Reacciones de combustión: Son reacciones químicas en las que una
sustancia llamada combustible (hidrocarburo formado por H y C),
reacciona con otra, llamada corburente (normalmente el oxígeno del
aire) desprendiéndose gran cantidad de energía y, siempre, dióxido
de carbono y agua.
Recuerda que el CO2
es uno de los principales responsables del efecto invernadero.
En
el ajuste de estas reacciones por el método de tanteo se sigue el
siguiente orden: 1º el carbono, 2º el hidrógeno y 3º el oxígeno
para el final.
Ejemplo 1:
la combustión de la glucosa: C6H12O6
+
O2
→
CO2
+
H2O
(Ajústala)
Ejemplo 2:
la combustión del gas butano: 2C4H10
(g) + 13 O2
(g) →
8 CO2
+
10 H2O
La
reacciones de combustión son un tipo de reacción de
óxido-reducción. En las que uno de los reactivos se reduce y el
otro se oxida.
NOTA:
Los procesos radiactivos (la radiactividad) no son procesos químicos.
Es un proceso que experimentan algunos núcleos atómicos de emisión
de forma natural (isótopos radiactivos del uranio, radón, carbono,
…) o artificial (bombardeo de isótopos de cobalto, plutonio, …)
de radiación: alfa (los rayos α
son núcleos de helio), beta (los rayos β
son electrones) y radiación gamma (rayos γ
o radiacción electromagnética).
EJERCICIOS PROFUNDIZACIÓN sobre tipo de reacciones químicas: Aquí
4.4. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.
Los
cálculos que se refieren a las cantidades de sustancias que
intervienen en una reacción química se denominan cálculos
estequiométricos.
1º.
Ajustamos la ecuación química.
2º.
Anotamos debajo de cada sustancia los datos que conocemos (enunciado)
o realizamos una tabla. En el casoen el que la tengamos disoluciones
la cantidad de una sustancia se suele determinar a partir de la
concentración de la disolución y el volumen del mismo.
3º.
Expresamos en mol la cantidad de esas sustancias.
4º.
Establecemos la proporción en mol tomando los coeficientes
estequiométricos (ajustados).
5º.
Expresamos las cantidades obtenidas de las sustancias en las unidades
que nos pidan:
a)
En gramos.
b)
En volumen. Para los cálculos en volumen tendremos en cuenta el
volumen molar: "1
mol de cualquier sustancia gaseosa en condiciones normales de presión
y temperatura (1 atm y 0º C) ocupa siempre 22,4 L".
Recuerda
también que pV = nRT
Para
los cálculos estequiométricos necesitamos conocer:
UNIDAD
DE MASA ATÓMICA (u): La masa del átomo coincide con la suma de su
número de protones y neutrones (nucleones).
MASA MOLECULAR (M): Es la suma de la masa atómica de cada uno de los elementos de un compuesto.
Ejemplo: Amoníaco. La masa molecular del amoníaco se calcula con las masas atómicas de H y N:
M (NH3 ) = A (N) + 3. A (H) = 14 + 3.1 = 17 u.
La masa molecular del amoniaco es 17 u
La masa molar (la masa de un mol de sustancia) del amoniaco es 17 g (Recuerda 17g → 1 mol)
Ejercicio:
Calcula la masa molar de a)
HNO3
b)
H2SO4
c)
O2
d)
H2
e)
NH3
f)
C6H12O6
EL
MOL: Un mol es la cantidad de sustancia (pueden ser átomos,
moléculas, iones, cristales, ...) que representa su masa atómica
expresada en gramos. En 1811 el químico italiano Amadeo Avogadro
estableció la siguiente hipótesis: "En un mol de cualquier
sustancia siempre hay el mismo número de partículas". Medio
siglo más tarde, el físico británico Rayleigh determinó lo que
llamo número de Avogadro (NA) como 6,022.1023.
Ejemplo: Un átomo de
aluminio tiene masa 27 u, ¿cuántos gramos son 3 moles de aluminio?
1º Podemos escribir 27
g/mol
2º Utilizamos factor de
conversión para calcularlo: 27 g/mol . 3 mol = 81 g es la masa del
Al
Así, podemos decir que 1
átomo de oxígeno tiene la masa atómica de 16 u y su masa molar (la de 1 mol de oxígeno) son 16 g.
Un mol de sustancias es
una cantidad equivalente a la que representa su masa molecular
expresada en gramos. En 1 mol de sustancias hay NA
moléculas de esa sustancia.
Ejercicio: Tenemos 30 g de
amoníaco: a) ¿Cuántos moles tenemos? (Sol: 1,76 mol) b) ¿Cuántas
moléculas? (1,06.1024 moléculas) c) Cuántos moles de H
tenemos? (5,28 moles de H) d) ¿Cuántos átomos de H tenemos?
(3,18.1024 átomos de H) e) ¿Cuántos gramos de H
tenemos? (5,29g) f) ¿Cuántos gramos de NH3 necesitamos
para tener 5 g de H? (28,33 g) g) Si tenemos 5,1024
moléculas de NH3, ¿cuántos gramos de H tenemos? (24,91
g)
Ejercicio: El ozono es una molécula formada por tres átomos de oxígeno. Está considerada como un contaminante cuando se encuentra en la baja atmósfera, en cambio en la estratosfera nos protege de los rayos UV del Sol. Si en una muestra de laboratorio hay 96 g de ozono, calcula: a) La masa molecular del Ozono; b) El número de moles; c) El número de moléculas; d) El número de átomos de oxígeno. (Sol: 48 u; 2 mol; 1,204.10^24 moléculas de O3; 3,613.10^24 átomos de O)
DISOLUCIONES: Son mezclas
homogéneas de dos o más sustancias, la que está en menor
proporción se llama soluto, y la que se encuentra en mayor
proporción disolvente. En el trabajo del laboratorio es muy útil
expresar la concentración indicando la masa de soluto en mol. Así,
surge la MOLARIDAD (M) de una
disolución que indica los moles de soluto por litro de disolución
(mol/L).
Ejemplo: ¿Cuál es la
molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 5 g de sal
(NaCl) en agua hasta obtener 100 mL de disolución?
M(NaCl) = 23 + 35,5 =
58,5 g/mol
5 g de NaCl. (1 mol de
NaCl / 58,5 g de NaCl) = 8,5. 10-2 mol de NaCl
Molaridad = Moles de
soluto / Volumen disolución (L)
M = 8,5.10-2
mol / 0,1 L = 0,85 mol/L
ACTIVIDADES DE SÍNTESIS DEL TEMA:
ENTREGAR DEL 1 AL 8 EN LA FECHA PACTADA:
1. a) Diferencias entre cambio físico y cambio químico. Pon ejemplos. 2. ¿Qué es una reacción química?¿Cómo se representa? 3. Explica en qué consiste la teoría de las colisiones con un ejemplo. 4. ¿Qué diferencia hay entre un proceso o una reacción exotérmica y endotérmica? (Utiliza la representación gráfica para explicarlo). 5. ¿Cómo podemos aumentar la velocidad de una reacción química? Entendiendo como velocidad en una reacción química, la velocidad en la que los reactivos se transforman en productos. 6. Enuncia la ley de la conservación de la masa de Lavoisier. 7. Resume los tipos de reacciones químicas.
8. ¿Qué es un mol? ¿Y la masa molar? (Explicar...) 9. ¿Cuántos moles de HCl hay en 125 mL de una disolución 0,5 M? ¿Cuántas moléculas? 10. Sabiendo que la densidad de una disolución de ácido clorhídrico concentrado es de 1,19 kg/m3 y que las masas atómicas del cloro y del hidrógeno son, respectivamente, 35,5 u y 1 u, ¿cuántos moles de HCl hay en 125 mL?
REFUERZO AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS:
ACTIVIDAD INICIAL
Según el ejemplo anterior, representa con el modelo de las esferas las siguientes reacciones químicas. Nombra los reactivos y los productos que conozcas. Recuerda que las ecuaciones químicas tienen que estar ajustadas.
* La masa de un elemento químico viene determinada por su número másico o masa atómica (A), que se obtiene sumando el número de protones (Z) y el de neutrones que hay en un núcleo de dicho elemento. Como el número de neutrones que hay en el núcleo es variable, las masas atómicas que figuran en los sistemas periódicos son la media ponderada de las masas de los isótopos del elemento.
* Puesto que los átomos son muy pequeños y, por tanto, su masa también lo es, para expresar la masa atómica se emplea, por comodidad, una unidad especial: la unidad de masa atómica (u en el SI, antes se empleaba uma), que equivale a 1,66.10-27 kg.
* La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos que forman una molécula.
* No hay que olvidar que los subíndices que aparecen en las fórmulas junto a los símbolos de los elementos nos indican el número de átomos de ese elemento que hay en la molécula o la proporción en la que aparecen los átomos en las redes cristalinas. La ausencia de subíndice indica que sólo hay un átomo de dicho elemento. Un subíndice detrás de un paréntesis señala que todo lo contenido dentro del paréntesis está repetido tantas veces como indica el número. Aunque conceptualmente sea incorrecto, también lo aplicaremos a los compuestos que no forman moléculas.
* La masa molecular, al igual que las masas atómicas, se expresa en u (unidades de masa atómica)
* Por ejemplo: La masa molecular del agua es 18 u:
M(H2O) = 2x1 + 1x16 = 18 u
1) Calcula la masa molecular de los siguientes compuestos:
a) HNO3
b) H2SO4
c) O2
d) H2
e) NH3
f) C6H12O6
Mol
* Los átomos y las moléculas son demasiado pequeños como para poder trabajar con ellos en el laboratorio. Incluso las muestras más pequeñas de una sustancia contienen cantidades ingentes de átomos. Sin embargo, los químicos tienen necesidad de utilizar cantidades de sustancia que guarden las mismas proporciones de masa que los átomos o moléculas individuales.
* El mol es la unidad de cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de unidades y se define como la cantidad de sustancia de un sistema que tiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kilogramos (12 g) de carbono 12; su símbolo es el "mol".
* Cuando se emplea el mol, las entidades elementales deben ser especificadas y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, y otras partículas o agrupamientos especificados de tales partículas.
* Experimentalmente se ha determinado que el número de átomos que hay en esa cantidad de C-12 es de 6,022·1023(seiscientos dos mil trillones de átomos) y, por lo tanto, un mol de cualquier sustancia contiene ese número de partículas (átomos, iones, moléculas, …). Por ejemplo: 1 mol de átomos de C-12 = 6,022·1023átomos de C-12
1 mol de moléculas de H2O = 6,022·1023moléculas de H2O 1 mol de iones NO3¯ = 6,022·1023iones NO3¯
Este número se conoce como número de Avogadro, en honor al científico italiano Amadeo Avogadro (1776 – 1856).
* El mol es una unidad algo peculiar porque no tiene siempre la misma masa, sino que depende de la sustancia a la que nos estemos refiriendo. Al estar basada en un conteo de átomos o moléculas, la cantidad de masa total dependerá de cuánta masa tenga cada molécula. Así, un mol de hidrógeno molecular (H2) tiene 2 gramos de masa, mientras que un mol de agua (H2O) contiene 18 gramos de masa.
* La masa de un mol, o masa molar, de cualquier sustancia expresada en gramos coincide numéricamente con la masa molecular de dicha sustancia expresada en u (unidades de masa atómica) y contiene el número de Avogadro de átomos o moléculas.
* HIPOTESIS DE AVOGADRO: En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases contiene el mismo número de partículas. Experimentalmente se puede comprobar que 22,4 L de cualquier gas a 0ºC y 1 atm (condiciones normales de presión y temperatura) contienen6,022·1023 (número de Avogadro) moléculas de gas.
Molaridad
Una forma muy habitual de expresar cantidades en química es el mol y, por lo tanto, una forma frecuente de expresar la concentración es indicando el número de moles que hay en cada litro de disolución, que es lo que se conoce como molaridad. nº de moles de soluto
Molaridad (M) = moles de soluto / volumen disolución (L)
Las unidades de la molaridad son moles/litro, sin embargo se expresa con la letra mayúscula M. Una concentración 2 M indica que hay 2 moles de soluto en cada litro de disolución.
