Muestra de Física y Química 4 ESO. Proyecto 5 etapas.

4 E S O

Rafael Jiménez Prieto

Pastora M.ª Torres Verdugo

Rafael Jiménez Prieto Pastora M.ª Torres Verdugo

Las reacciones químicas. Reacciones de especial interés

¿QUÉ SABES DE...?

El cocinado de los alimentos es un ejemplo de cambio químico cotidiano. ¿Por qué?

Además del ejemplo anterior, ¿qué otros ejemplos del ámbito cotidiano piensas que son también cambios químicos?

Los ácidos y las bases son sustancias de gran importancia. ¿Podrías indicar algunos ejemplos?

¿Cómo definirías la oxidación como proceso químico?

¿TE HAS PREGUNTADO ALGUNA VEZ QUÉ OCURRE DURANTE UN CAMBIO QUÍMICO?

En esta unidad, aprenderás:

La reacción química: velocidad y energía

Las leyes de las reacciones químicas

Cálculos estequiométricos

La reacción química: velocidad y energía 1

Un trozo de madera arde, desprendiendo gases y dejando un residuo de cenizas; el petróleo se transforma en plásticos y fibras textiles; el hierro abandonado a la intemperie se oxida. Estos y otros ejemplos ponen de manifiesto los cambios que continuamente suceden en los sistemas materiales.

a ¿Recuerdas qué diferencia hay entre los procesos físicos y químicos?

b ¿A cuál de ellos corresponde la fusión de un cubito de hielo? ¿Y la oxidación del hierro?

Los procesos en los que se obtienen nuevas sustancias son cambios químicos y reciben el nombre más usual de reacciones químicas.

Una reacción química es un proceso en el cual unas sustancias iniciales, denominadas reactivos, se transforman total o parcialmente en otras diferentes, denominadas productos.

En una reacción química se obtienen nuevas sustancias. Por ejemplo, cuando se quema gasolina en el motor de un coche, ya que se obtiene dióxido de carbono y vapor de agua; sin embargo, no son reacciones químicas los cambios de estado, los cambios de forma o de posición ni los procesos de separación de mezclas.

Desde el punto de vista microscópico, sabemos que una reacción química tiene lugar cuando los átomos de los reactivos se reagrupan de forma diferente para dar los productos. Esto significa que se rompen los enlaces en los reactivos y se forman nuevos enlaces, que dan lugar a los productos de la reacción. H2

En esta reacción de formación del agua, los átomos de hidrógeno y oxígeno, inicialmente enlazados entre sí, se agrupan formando moléculas triatómicas de agua.

¿Qué tipos de reacciones químicas hay?

Existe una enorme cantidad de reacciones químicas, que se pueden clasificar atendiendo a varios criterios, como, por ejemplo, según los reactivos que intervienen o el tipo de proceso que tiene lugar.

De este modo, podemos diferenciar entre:

➜ Reacciones de formación: son aquellas en las que se forma un compuesto a partir de sus elementos constituyentes.

➜ Reacciones de descomposición: en estas reacciones un compuesto se descompone en otras sustancias más simples.

➜ Reacciones de sustitución: en este caso una parte de la molécula de algún reactivo es sustituida por otra, procedente de otro de los reactivos.

Otras reacciones de interés son las reacciones ácido-base, o de neutralización entre un ácido y una base, y las reacciones redox, que estudiarás al final de esta unidad.

De los numerosos procesos químicos que tienen lugar a nuestro alrededor, podemos encontrar algunos que transcurren muy rápidamente y otros que se producen con lentitud. Compara, por ejemplo, la detonación de un explosivo con la oxidación de una reja de hierro.

Además de los reactivos que intervienen y los productos que se forman, de una reacción química nos interesa conocer la rapidez con la que sucede, especialmente si esa reacción es la base de algún proceso industrial o tecnológico. La magnitud que mide esa rapidez es la velocidad de reacción. La velocidad de una reacción química depende, lógicamente, de la propia naturaleza de los reactivos.

Pero, para un mismo proceso, puede variar según las condiciones en las que este se produce. El estudio experimental de la velocidad de reacción ha puesto de manifiesto la influencia de diversos factores:

➜ Un aumento de temperatura produce, por lo general, un incremento de la velocidad a la que transcurre la reacción.

➜ La agitación y la mezcla eficaz de los reactivos también se traduce en una mayor velocidad del proceso.

➜ Si la reacción tiene lugar entre sustancias disueltas, la velocidad es mayor cuanto mayor sea la concentración de los reactivos. En el caso de reactivos en estado gaseoso, la velocidad se incrementa al hacerlo la presión a la que se encuentran. Si uno de los reactivos es sólido, la velocidad de la reacción aumenta al disgregarlo, es decir, al hacer mayor la superficie de contacto.

➜ La presencia de algunas sustancias distintas de los reactivos ‒los catalizadores‒ produce un notable incremento de la velocidad de ciertas reacciones.

La teoría de las colisiones

Esta teoría surge para explicar la distinta velocidad con la que transcurren las reacciones químicas y la influencia de los factores anteriores.

La hipótesis en la que se basa es que la reacción se produce por la colisión entre las partículas que forman los reactivos. De acuerdo con la teoría cinético-molecular, dichas partículas se encuentran en continuo movimiento, por lo que tendrán lugar choques entre ellas, que pueden dar lugar o no a la formación de productos.

De todos los choques que se producen, solo algunos –que se denominan choques eficaces–, tienen la orientación adecuada y la energía suficiente para que se rompan los enlaces entre los átomos de los reactivos y se formen los nuevos enlaces que darán lugar a los productos de la reacción.

La teoría de las colisiones es válida para justificar las observaciones experimentales. De acuerdo con esta teoría, la reacción transcurre más rápidamente si el número de choques eficaces aumenta. Por tanto:

➜ Un aumento de temperatura, según la teoría cinético-molecular, supone que las partículas se mueven más rápidamente. En consecuencia, tendremos mayor número de choques con la energía suficiente. La agitación y la mezcla eficaz de los reactivos también harán que se produzcan más choques.

➜ La mayor concentración, el incremento de la presión o el de la superficie de contacto, según el caso, servirá para que haya más proximidad entre las partículas, lo que significa más choques entre ellas.

Si la orientación es adecuada, ocurrirá un choque eficaz (arriba). De no ser así se producirá un choque no eficaz (abajo).

qué velocidad ocurre una reacción química?

¿Qué son los catalizadores?

Son sustancias que no se consumen en la reacción química, pero que aumentan significativamente su velocidad, aun estando en muy pequeña cantidad. Durante bastantes años, la forma en que un catalizador aumentaba la velocidad de una reacción no se conocía. Además, se da la circunstancia de que cada catalizador es específico de un proceso químico concreto. Actualmente sabemos algo más sobre la catálisis, que es un fenómeno bastante complejo. De un modo simplificado, podemos afirmar que el catalizador actúa enlazándose con los reactivos, favoreciendo de esta manera la ruptura de sus enlaces.

El resultado es que se requiere menos energía para que el choque sea eficaz y se formen los productos. Al final del proceso, el catalizador se regenera y vuelve a actuar sobre otras partículas de reactivos.

REACTIVOS

Catalizador PRODUCTOS

El catalizador se une a las moléculas de reactivo, debilitando sus enlaces. Así se facilita la obtención de los productos.

La catálisis es importantísima, tanto desde el punto de vista de la industria química como desde el punto de vista biológico. Así, numerosos procesos químicos que se llevan a cabo en la industria requieren el uso de catalizadores para que su velocidad sea adecuada y puedan ser rentables. Algunos ejemplos son la síntesis del amoníaco o la del ácido sulfúrico.

Sin embargo, donde los catalizadores adquieren un papel fundamental es en las reacciones biológicas, que serían muy lentas si no existiesen. Son catalizadores las enzimas y las vitaminas, sustancias necesarias en cientos de reacciones de los seres vivos.

e

1. ¿Por qué se conservan en buen estado los alimentos en el frigorífico o, aún mejor, en el congelador? Redacta una breve explicación, teniendo en cuenta lo que acabas de estudiar sobre la velocidad de reacción y los factores de los que depende.

2. Elabora un esquema sobre el mecanismo que explica la velocidad de reacción, partiendo de las respuestas a las siguientes cuestiones:

¿Qué se entiende, según la teoría de las colisiones, por choque eficaz?

¿Por qué se ha de producir un choque eficaz para que tenga lugar la reordenación de los átomos que da lugar a los productos?

¿Son eficaces todos los choques entre las partículas que forman los reactivos?

¿Qué debe ocurrir para que un choque sea eficaz?

3. Una cierta reacción química tiene lugar entre reactivos en estado gaseoso. ¿Cómo podríamos aumentar su velocidad? Justifica tu respuesta de acuerdo con la teoría de las colisiones.

4. Entre las distintas formas de aumentar la velocidad de una reacción química, ¿qué ventajas crees que tiene, desde el punto de vista práctico, el uso de un catalizador? Arguméntalo, buscando, si lo necesitas, información adicional en libros o en Internet.

➚ Catalizador de automóvil.

Además de formarse los productos a partir de los reactivos, en una reacción química también se produce un intercambio de energía entre el sistema formado por reactivos y productos y su entorno. Este intercambio de energía consiste en la cesión o la absorción de calor.

La razón hay que buscarla, una vez más, en el proceso que ocurre a escala microscópica. Se requiere un aporte energético para romper los enlaces en los reactivos; por otra parte, la formación de los enlaces en los productos libera una cierta cantidad de energía; la diferencia entre las dos cantidades de energía es la energía intercambiada durante la reacción.

En el transcurso de una reacción química tiene lugar un intercambio de energía en forma de calor entre el sistema y el medio. Si la reacción libera calor, se dice que es exotérmica; si, por el contrario, absorbe calor, se denomina endotérmica.

La cantidad de calor liberado o absorbido en una reacción dada es la misma para una cantidad fija de los reactivos, y recibe el nombre de calor de reacción. Por ejemplo, en la conocida reacción de formación del agua a partir de hidrógeno y oxígeno se desprenden 571,14 kJ por cada 4 gramos de hidrógeno que se combinan; por tanto, es una reacción exotérmica.

Diagramas de energía

Para representar los cambios energéticos que acompañan a una reacción química recurrimos a un diagrama de energía, en el que se indican los valores de energía correspondientes a distintas etapas del proceso, al principio (reactivos), durante y al final de la reacción (productos).

De acuerdo con la teoría de las colisiones, para que los choques entre las partículas de los reactivos sean eficaces, se debe alcanzar la energía de activación, que viene dada por la diferencia de energía entre la correspondiente a los reactivos y el máximo de la curva. Observa en esta figura cómo sería el diagrama de energía de una reacción exotérmica, en la que la energía de los productos es menor que la de los reactivos.

La diferencia de energía entre los reactivos y el máximo de la curva es la energía de activación.

La diferencia de energía entre los reactivos y los productos es la energía del proceso.

5. Analiza los siguientes diagramas de energía, y contesta razonadamente:

a) ¿A qué tipo de reacción corresponde cada uno, exotérmica o endotérmica?

b) ¿Cuál es el valor de la energía del proceso?

c) ¿Cuánto vale la energía de activación en cada caso?

reacciones químicas. Reacciones de especial interés

¿Qué energía se pone en juego en una reacción química?

Las leyes de las reacciones químicas 2

Las primeras leyes sobre las reacciones químicas ‒conocidas como leyes ponderales‒ fueron descubiertas en los albores de la química, entre los siglos xviii y xix, a partir de precisas mediciones de las masas de reactivos y productos en diversos procesos químicos. Puede considerarse, por tanto, un resultado evidente de la aplicación del método científico.

Ley de conservación de la masa

Enunciada por el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier en 1789, es considerada una ley fundamental de la química, pues, a pesar de su simplicidad, tiene una gran importancia para el estudio cuantitativo de las reacciones.

Ley de conservación de la masa. En toda reacción química, la masa total de los reactivos es igual que la masa total de los productos, es decir, la masa se conserva.

La ley de conservación de la masa se justifica considerando nuevamente que una reacción química es el resultado de una reordenación de los átomos de los reactivos; en el proceso no se pierden ni se crean átomos, solo se reagrupan. Por tanto, la masa total debe ser la misma antes y después de la reacción.

Ley de las proporciones definidas

Fue descubierta por el químico francés Joseph Louis Proust alrededor de 1800, cuando investigaba la proporción entre las masas de los reactivos consumidos en varios procesos químicos.

Ley de las proporciones definidas. Las masas de los elementos que se combinan para formar un determinado compuesto guardan siempre la misma proporción.

6. El carbono y el oxígeno reaccionan, en determinadas condiciones, para formar monóxido de carbono (CO). Partiendo de 60 g de carbono, se han formado 140 g de CO.

a) ¿Qué cantidad de oxígeno se ha consumido en la reacción? Aplica la ley de las reacciones químicas que corresponda en este caso.

b) Si en una experiencia posterior se obtienen 112 g de CO a partir de una cierta cantidad de carbono y de oxígeno, ¿cuá-

Esta ley se cumple en cualquier reacción de formación. Por ejemplo, en la reacción de formación del agua, aunque las cantidades de hidrógeno, oxígeno y agua varíen, la proporción entre ellas se mantiene constante.

H2 (g) + O2 (g) → H2O (g)

1 g +  8 g → 9 g

2 g + 16 g → 18 g

4 g + 32 g → 36 g

les habrán sido las cantidades de estos reactivos utilizadas? Justifica tu respuesta.

7. En la reacción de formación del trióxido de difósforo (P2O3) se combinan 31 g de fósforo (P) con 24 g de oxígeno (O2). Escribe, basándote en los datos anteriores, dos proporciones diferentes para las masas de los reactivos y el producto de esta reacción. ¿Qué ley de las reacciones químicas estamos aplicando en este ejemplo?

➚ La balanza tuvo un papel esencial en el desarrollo de las leyes de la química.

Como ya estudiaste el curso pasado, toda la información, tanto cualitativa como cuantitativa, sobre una reacción química se plasma en una ecuación química. En ella se representan los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha, mediante sus fórmulas respectivas, separados por una flecha que indica el sentido del proceso.

Además, se debe indicar el estado de agregación que tiene cada sustancia: sólido (s), líquido (l), gas (g) o en disolución (ac o aq). La ecuación puede incluir también el calor de reacción; en el caso de que sea exotérmica, el calor aparecerá como producto de la reacción. Si es endotérmica, se escribe junto a los reactivos.

Para que la ecuación química refleje el proceso real que tiene lugar a escala atómica, cada sustancia va precedida de un número ‒su coeficiente estequiométrico‒, de tal manera que el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos tiene que ser el mismo. En este caso, decimos que la ecuación está ajustada y podemos interpretarla tanto cualitativa como cuantitativamente.

Microscópicamente, diremos que por cada 2 moléculas de hidrógeno (H2) que reaccionan con 1 molécula de oxígeno (O 2 ), se forman 2 moléculas de agua (H2O).

A partir de los coeficientes estequiométricos, se puede realizar una interpretación microscópica, en términos de átomos y moléculas, o macroscópica, en términos de moles. Fíjate en este ejemplo, correspondiente a la reacción de formación del agua. Reactivos 2

De acuerdo con el calor de reacción, en este proceso se liberan 571,14 kilojulios. Se trata de una reacción exotérmica.

Macroscópicamente, se puede decir que por cada 2 moles de gas hidrógeno (H2) que reaccionan con 1 mol de gas oxígeno (O2), se forman 2 moles de agua (H2O).

La obtención de los coeficientes estequiométricos se basa, como recordarás, en un procedimiento de tanteo, que recibe el nombre de ajuste de ecuaciones químicas.

OBSERVA Y APRENDE

Ajusta la ecuación química correspondiente a la combustión de gas propano (C3H8) con oxígeno (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y vapor de agua (H2O).

Comenzamos escribiendo la ecuación sin ajustar:

C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)

Vemos que en los reactivos tenemos 3 átomos de carbono y 8 de hidrógeno, mientras que en los productos hay un solo átomo de carbono y 2 de hidrógeno. Por tanto, comenzaremos colocando un 3 como coeficiente estequiométrico del CO2 (para igualar los átomos de C) y un 4 al del H2O (para igualar los átomos de H):

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

Como en los productos tenemos 3 · 2 + 4 · 1 = 10 átomos de O, colocamos un 5 como coeficiente del O2, y la reacción ya queda ajustada:

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

La reacción está ajustada porque el número de átomos de cada elemento en reactivos y productos es el mismo. Microscópicamente nos informa de que por cada molécula de propano que reacciona con 5 moléculas de oxígeno se producen 3 moléculas de dióxido de carbono y 4 de agua.

8. Utilizando un procedimiento similar al del ejemplo, escribe y ajusta las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones de combustión de:

a) Etileno: C2H4, gas.

b) Pentano: C5H12, líquido.

c) Fenol: C6H6O, líquido.

d) Pent-1-eno: C5H10, líquido.

¿Cómo se interpreta una ecuación química?

Cálculos estequiométricos 3 e

En el siglo xix, el químico italiano Amedeo Avogadro introdujo uno de los conceptos más importantes de la química moderna: el mol, que cuantifica la cantidad de materia de cualquier sustancia en términos de partículas.

¿Por qué crees que es tan importante para la química poder establecer la relación entre el ámbito microscópico y el macroscópico? Debatidlo en clase.

Una ecuación química ajustada indica una proporción entre los reactivos y los productos que participan en el proceso químico en términos de moléculas. Esta proporción, que recibe el nombre de estequiometría, también puede expresarse, como veremos, en unidades de cantidad de materia, de masa o de volumen.

Cantidad de materia: mol y masa molar

La proporción entre moléculas no tiene interés práctico, pues nuestras medidas y observaciones se realizan a escala macroscópica y no molecular. Para establecer un puente entre el mundo microscópico ‒en el que ocurre el proceso‒ y el mundo macroscópico ‒en el que realizamos las medidas‒ se ha definido una unidad para medir la cantidad de materia (n), magnitud básica del Sistema Internacional.

Un mol es la cantidad de materia que contiene un número de partículas igual a 6,022 · 1023 (número de Avogadro, NA).

El mol se refiere a un número fijo de partículas, sean átomos, moléculas, iones o electrones. No es una unidad de masa, pues, según las partículas que tengamos, la masa de un mol será diferente. Así, la masa de 1 mol de hidrógeno es 8 veces menor que la de 1 mol de oxígeno, ya que la molécula de O2 tiene una masa molecular de 16 u frente a 2 u para la molécula de H2

¿Qué es la masa molar?

La definición del mol mediante el número de Avogadro permite establecer la correspondencia entre el número de partículas y la masa de sustancia, muy útil para realizar cálculos sobre reacciones químicas. Esa correspondencia se basa en la masa molar.

La masa molar (M) de una sustancia es la masa de 1 mol (6,022 · 1023 partículas) de dicha sustancia, que coincide con el valor de su masa molecular.

La masa molar se mide en g/mol y es una magnitud importante en los cálculos en los que intervienen moles y gramos. La relación entre la masa (m), el número de moles (n) y la masa molar (M) viene dada por la siguiente fórmula:

9. El sulfuro de calcio (CaS) es una sal binaria que se obtiene calentando el yeso con carbón.

a) Calcula la masa molecular y la masa molar del sulfuro de calcio. Interpreta los valores.

b) ¿Cuántas moléculas hay en un recipiente que contiene 3,5 moles de esta sal?

c) ¿Qué masa de esta sustancia hay en el recipiente anterior?

d) ¿Qué masa equivale a 4 moles de sulfuro de calcio? ¿Cuántos átomos de calcio contiene?

Cálculos estequiométricos en moles y en masa

Como ya sabes, una ecuación química ajustada proporciona una interpretación cuantitativa del proceso químico que representa, considerando los átomos y moléculas que participan.

A partir de esta primera relación cuantitativa, pueden obtenerse otras relaciones de estequiometría, utilizando magnitudes macroscópicas del sistema.

¿Cómo se obtiene la relación de estequiometría molar?

Si partimos de la relación de estequiometría molecular y multiplicamos por el número de Avogadro, obtenemos la relación de estequiometría molar. Fíjate en el ejemplo:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

2 moléculas H2 + 1 molécula O2 → 2 moléculas H2O

2 · NA 1 · NA 2 · NA

2 mol H2 + 1 mol O2 → 2 mol H2O

En esta reacción podemos afirmar que, por cada 2 moles de hidrógeno (H2) que reaccionan con 1 mol de oxígeno (O2), se forman 2 moles de agua (H2O). Observa que la relación de estequiometría molar coincide con la proporción entre las moléculas.

OBSERVA Y APRENDE

En la reacción de formación del agua, calcula la cantidad de oxígeno (O2) que se necesita para que reaccionen completamente 12,5 mol de hidrógeno (H2).

Teniendo en cuenta la relación de estequiometría molar:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

2 mol H2 + 1 mol O2 → 2 mol H2O

A partir de esta relación, y la cantidad de hidrógeno que reacciona, planteamos la correspondiente relación de proporcionalidad:

12,5 mol H2

2 mol H2 = x mol O2 1 mol O2 → x = 12,5 mol H2 ·

mol O2 2 mol H2 = 6,25 mol O2

Para que reaccionen 12,5 mol de H2, se requieren 6,25 mol de O2

¿Cómo se obtiene la relación de estequiometría en masa?

10. Utiliza las relaciones de estequiometría en moles y en masa para la reacción de formación del agua para calcular:

a) La masa de oxígeno necesaria para obtener 10 L (10 kg) de agua.

b) Los moles de agua que se forman al reaccionar 15 moles de oxígeno.

c) La masa de agua obtenida al reaccionar 13 moles de hidrógeno.

A partir de la relación de estequiometría molar, considerando la masa molar de reactivos y productos, obtenemos la relación estequiométrica en masa. Volvamos al ejemplo de la formación del agua:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)

2 mol H2 + 1 mol O2 → 2 mol H2O

2 · MH2 (2 g/mol)

1 · MO2 (32 g/mol) 2 · MH2O (18 g/mol)

4 g H2 + 32 g O2 → 36 g H2O

Es decir, por cada 4 g de hidrógeno (H2) que reaccionan con 32 g de oxígeno (O2) se forman 36 g de agua (H2O). Es importante recordar que esta relación de estequiometría puede expresarse con otras cantidades, siempre que guarden la misma proporción; por ejemplo, 1 g de H2 y 8 g de O2 para dar 9 g de H2O.

¿Qué ocurre si la reacción no es completa?

En muchas ocasiones, los procesos químicos no transcurren en su totalidad. Es decir, la transformación de los reactivos en los productos no se completa, quedando parte de los reactivos sin transformar. En estos casos, para realizar los cálculos de las cantidades de reactivos consumidas o de productos obtenidas, debemos considerar un nuevo parámetro.

El rendimiento de una reacción química, expresado en porcentaje, es el cociente entre la cantidad de producto obtenido realmente y la cantidad teórica (o máxima) de producto, multiplicada por 100.

Un rendimiento del 100 % significa que la reacción es completa. Un rendimiento inferior supone que quedan parte de los reactivos sin transformar, obteniéndose menos producto.

OBSERVA Y APRENDE

El amoníaco (NH3) es un gas que se obtiene a partir de la reacción entre el hidrógeno (H2) y nitrógeno (N2), también gases.

a)Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente a este proceso y deduce las relaciones de estequiometría molar y en masa.

b)Calcula el número de moles de H2 que se necesitan para que reaccionen completamente 4,2 moles de N2.

c)El proceso industrial de obtención del amoníaco (proceso Haber-Bosch) tiene un rendimiento máximo del 20 %. ¿Cuánto amoníaco se obtendrá a partir de 810 kg de hidrógeno?

a) A partir de la ecuación ajustada del proceso, escribimos directamente la relación de estequiometría molar: 3 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g) 3 mol H2 + 1 mol N2 → 2 mol NH3

Para obtener la relación de estequiometría en masa, consideramos los valores de las masas molares:

MH2 = 2 g/mol MN2 = 28 g/mol MNH3 = 17 g/mol

3 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g)

3 mol H2 · 2 g/mol + 1 mol N2 · 28 g/mol → 2 mol NH3 · 17 g/mol

6 g H2 + 28 g N2 → 34 g NH3

b)Aplicamos la relación de estequiometría molar:

4,2 mol N2

1 mol N2 = x mol H2 3 mol H2 → x = 4,2 mol N2 ·

3 mol H2

1 mol N2 = 12,6 mol H2

c) La cantidad de producto obtenida será un 20 % de la cantidad máxima, de acuerdo con el valor del rendimiento del proceso. Dicha cantidad máxima sería:

➚ La obtención de amoníaco es un importante proceso industrial.

11. Dada la siguiente reacción: SO2 (g) + O2 (g) → SO3 (g)

a) Ajusta la ecuación química y escribe las relaciones de estequiometría molar y en masa correspondientes a este proceso. Toma los datos que necesites de la tabla periódica.

x kg NH3

34 kg NH3 = 810 kg H2

6 kg H2 → x = 34 kg NH3 · 810 kg H2

6 kg H2 = 4 590 kg NH3

Por tanto, aplicando el rendimiento del 20 %, la cantidad real es de:

4 520 kg NH3 · 0,20 = 918 kg NH3

Al no completarse la reacción química en su totalidad, la cantidad de producto (amoníaco) obtenida es muy inferior a la cantidad máxima, dada por la estequiometría de la reacción.

b) Calcula los moles de O2 que reaccionarán y de SO3 que se producirán, cuando reaccionen completamente 3,75 mol de SO2

c) Repite los cálculos del apartado anterior, suponiendo que el rendimiento del proceso es del 60 %.

Reacciones en disolución: molaridad

Muchas reacciones tienen lugar entre reactivos que se encuentran en disolución. La concentración de una disolución es, como sabes, el cociente entre la cantidad de soluto y la de disolvente o disolución.

Hay varias formas de expresar la concentración de una disolución, como son el porcentaje en masa, el porcentaje en volumen o la masa por unidad de volumen, entre otras.

Además de estas, es muy frecuente usar la molaridad, una forma de expresar la concentración a partir de los moles de las sustancias disueltas.

La molaridad de una disolución se define como el cociente entre los moles de soluto disuelto y el volumen total de la disolución (en L). Su unidad es el mol/L.

Molaridad = n V

Si conocemos la masa de soluto disuelto, podemos calcular cuántos moles hay en la disolución a través de la masa molar y, a partir de este dato, obtener la molaridad de la disolución.

OBSERVA Y APRENDE

En un matraz de 250 mL colocamos 50 g de una sustancia cuya masa molar es de 40 g/mol y la disolvemos en agua, completando seguidamente hasta la marca de enrase. Calcula la molaridad de la disolución.

A partir de los datos, el primer paso es calcular el número de moles de soluto, dividiendo la masa entre la masa molar:

Masa del soluto = 50 g; Masa molar del soluto = 40 g/mol

n = m M = 50 g 40 g/mol = 1,25 mol

Con el número de moles ya calculado, obtenemos la molaridad:

Recuerda

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias, en la cual el componente mayoritario es el disolvente y el resto de componentes reciben el nombre de solutos.

Las disoluciones tienen gran importancia, tanto en el laboratorio como en la naturaleza. Algunos ejemplos son el agua del mar, el aire o las aleaciones metálicas.

Volumen = 0,25 L

Molaridad = n V = 1,25 mol 0,25 L = 5 mol/L

La concentración de la disolución es de 5 mol/L.

12. Hemos preparado una disolución de ácido clorhídrico (cloruro de hidrogeno, HCl, disuelto en agua) disolviendo 73 g de HCl en 2 L de agua. ¿Cuántos moles de ácido estamos disolviendo? ¿Cuál es la molaridad?

13. Calcula la molaridad de las siguientes disoluciones. Para obtener la masa molar, busca los datos necesarios en la tabla periódica:

a) 75 g de cloruro de sodio (NaCl) en 4 L de agua.

b) 4 kg de carbonato de sodio (Na2CO3) en 1 m3 de agua.

c) 300 mg de fluoruro de litio (LiF) en 100 mL de agua.

d) 35 g de nitrato de sodio (NaNO3) en 500 mL de agua.

14. A partir de 100 mL de una disolución de concentración 3 mol/L se han obtenido, evaporando completamente el disolvente, 12,6 g de soluto.

a) ¿Qué significa que la concentración es de 3 mol/L?

b) ¿Cuántos moles de soluto había en la disolución?

c) ¿Cuál es la masa molar del soluto? Calcúlala a partir de los datos anteriores.

➚ El agua del mar es una disolución.

Reacciones en fase gaseosa

Cuando los reactivos o los productos de una reacción química son gases, además del número de moles de las sustancias que reaccionan o se producen, intervienen otras magnitudes, como el volumen ocupado por los gases, la presión ejercida y la temperatura a la que dichos gases se encuentran.

Todas estas magnitudes están relacionadas mediante las leyes de los gases, que ya estudiaste en cursos anteriores. A su vez, estas leyes son casos particulares de otra ley más amplia: la ley de los gases ideales, que relaciona las cuatro magnitudes mediante las expresiones:

En estas fórmulas, n es el número de moles de gas y R es la constante de los gases ideales, cuyo valor es de 0,082 atm L/K mol. Por tanto, la presión debe ir en atmósferas, el volumen, en litros y la temperatura, en Kelvin.

OBSERVA Y APRENDE

Calcula el volumen que ocupan 5 moles de nitrógeno (N2) a una presión de 3 atm y una temperatura de 25 °C.

Partimos de la ecuación de los gases ideales, de la que vamos a despejar el volumen: p V

5 mol · 0,082 atm L/K mol · 298,15 K 3 atm = 40,7 L

El volumen correspondiente a 5 moles del gas en esas condiciones de presión y temperatura es de 40,7 L.

La hipótesis de Avogadro

A partir de la ley de los gases ideales, puede deducirse fácilmente que la naturaleza del gas no interviene en la relación existente entre n y V. En concreto, un mol de cualquier gas, si la temperatura es de 273,15 K (es decir, 0 °C), y la presión ejercida es de 1 atm, ocupa un volumen de 22,4 L.

Este volumen correspondiente a 1 mol de gas en estas condiciones, se conoce como volumen molar en condiciones normales (0 °C y 1 atm).

El hecho de que, con independencia de cuales sean, el volumen molar de dos gases diferentes sea el mismo si se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura, ya fue descubierto por Avogadro en el siglo xviii, quien lo formuló como hipótesis.

Hipótesis de Avogadro. En un mismo volumen de diferentes gases, medidos en idénticas condiciones de presión y temperatura, hay el mismo número de moléculas.

Esta hipótesis, ya validada, explica las relaciones de estequiometría en volumen descubiertas por Gay-Lussac, que puedes consultar en el código QR de esta misma página.

15. Un recipiente contiene gas argón (Ar) a una temperatura de 40 °C y 1,2 atm de presión. Teniendo en cuenta que el volumen del recipiente es de 4 L, ¿cuántos moles de gas hay en el recipiente?

16. La presión, en unidades del SI, se mide en pascales. No obstante, es habitual utilizar en química unidades como la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg).

a) Calcula la presión que ejercen 5 mol de gas nitrógeno (N2), en un recipiente de 10 L a una temperatura de 20 °C.

b) Investiga la equivalencia entre atm y mmHg, y expresa la presión calculada en mmHg.

➚En muchas reacciones químicas, los reactivos o productos son gases.

Cálculos con reactivos en disolución y en fase gaseosa

Para realizar cálculos estequiométricos, siempre partimos de la ecuación química ajustada y aplicamos la proporcionalidad que se deduce a partir de las relaciones de estequiometría que de ella se pueden obtener.

➜ La relación de estequiometría en moles –dada por los coeficientes estequiométricos– nos sirve para calcular el número de moles de reactivos o productos de la reacción, aplicando la correspondiente proporcionalidad.

OBSERVA Y APRENDE

➜ Si las sustancias se encuentran en disolución o son gases, un paso previo es determinar la cantidad en moles, a partir de la molaridad o de la ecuación de los gases ideales. En el caso de los gases, puede utilizarse la relación de estequiometría en volumen directamente, que coincide con la molar.

➜ La relación de estequiometría en masa es útil para calcular cantidades de reactivos o productos directamente a partir de sus masas.

El gas nitrógeno (N2) reacciona químicamente con gas oxígeno (O2) para formar tetraóxido de dinitrógeno (N2O4), también en estado gaseoso. Si se introducen en un recipiente 2 L de gas nitrógeno, a 3 atm de presión y una temperatura de 340 K, con una cantidad suficiente de oxígeno, ¿qué cantidad de N2O4, expresada en moles, se obtendrá una vez completada la reacción?

Comenzaremos escribiendo y ajustando la ecuación química del proceso. Una vez hecho esto, indicaremos la relación de estequiometría molar que se deduce de la ecuación ajustada:

Relación de estequiometría molar: N2 (g) + 2 O2 (g) → N2O4 (g) 1 mol N2 + 2 mol O2 → 1 mol N2O4

Para continuar, calculamos la cantidad de gas nitrógeno (N2) que reacciona, aplicando la ecuación de los gases ideales: p

Finalmente, como sabemos que reaccionan 0,22 mol de N2, calculamos la cantidad de N2O4 que se obtiene, considerando la proporcionalidad dada por la relación de estequiometría molar:

De acuerdo con la relación de estequiometría, en este proceso se obtendrán 0,22 mol de N2O4.

17. El etanol (o alcohol etílico, C2H6O) es un compuesto líquido inflamable, que arde fácilmente en presencia de oxígeno, formando dióxido de carbono y vapor de agua, ambos en estado gaseoso.

a) Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente a este proceso.

b) Calcula el número de moles de dióxido de carbono que se formarán, si reaccionan completamente 8,5 moles de etanol.

c) Calcula la presión que ejercerá el dióxido de carbono formado, si se introduce en un recipiente de 1,5 L, a 50 °C de temperatura.

18. Cuando el carbonato de sodio sólido (Na2CO3) reacciona con una disolución de ácido nítrico (HNO3), forma nitrato de sodio (NaNO3) y agua. Para llevar a cabo esta reacción, se han tomado 100 mL de una disolución de ácido nítrico de concentración 0,5 M.

a) Ajusta la ecuación química, y escribe su relación de estequiometría molar.

b) ¿Qué cantidad, en moles, de ácido nítrico ha reaccionado?

c) ¿Cuántos moles de nitrato de sodio se habrán formado, una vez finalizada la reacción?

Reacciones ácido-base y redox 4 e e

El mantenimiento de una piscina o de un acuario de peces tropicales requiere conservar el agua en condiciones óptimas. Para ello es necesario controlar el pH y, si no es el adecuado, debe regularse utilizando productos específicos.

a ¿Conoces alguna otra situación en la que aparezca o se nombre el pH?

b ¿Con qué crees que se relaciona este parámetro?

Los ácidos y las bases son sustancias ampliamente presentes en la vida cotidiana. Se caracterizan por unas propiedades físicas y químicas conocidas desde muy antiguo y que se recogen en la siguiente tabla:

Propiedades Ejemplos en nuestro entorno

Sabor ácido.

Corrosivos.

Ácidos

Reaccionan con los metales y atacan el mármol, desprendiendo gases.

Neutralizan a las bases.

Colorean de rojo la tintura de tornasol.

Sabor amargo.

Corrosivas y de tacto jabonoso.

Jugos de frutas y hortalizas (naranja, fresa, limón, tomate, etc.).

Vinagre. Refrescos de cola. Agua fuerte. Jugo gástrico.

Bases

Neutralizan a los ácidos.

Colorean de azul la tintura de tornasol.

Lejía y la mayoría de los limpiadores y desatascadores. Bicarbonato de sodio y otros antiácidos estomacales. Sangre.

En el laboratorio, la caracterización se lleva a cabo mediante indicadores ácido-base, que son unas sustancias que muestran un color cuando entran en contacto con un ácido y otro color, cuando reaccionan con una base.

¿Qué es la escala de pH?

Entre las sustancias ácidas y básicas existen algunas cuyas propiedades son muy intensas ‒los ácidos o bases fuertes‒ y otras de propiedades más atenuadas ‒los ácidos o bases débiles‒. Para cuantificar la fuerza de un ácido o una base, el químico danés Sören Peter Sörensen propuso, en 1909, la escala de pH.

Se trata de una escala que va del 0 al 14; una sustancia neutra (sin propiedades ácidas ni básicas) se sitúa en el 7. Los ácidos tienen un pH inferior a 7, más bajo cuanto más fuertes son. Las bases tienen un pH superior a 7, que aumenta a medida que lo hace su fuerza.

19. El pH es un parámetro importante en el ámbito de la cosmética y la higiene personal. Si observas las etiquetas de algunos productos, como lociones o champús, es frecuente encontrar la expresión «pH neutro». ¿Qué significa, en este contexto? Investiga en las fuentes de información y explícalo en un breve párrafo.

Baterías Zumo de limón Zumo de tomate Leche Plasma sanguíneoAntiácidosJabón Limpiador (sosa cáustica)

Jugos gástricos

VinagreCaféAguaBicarbonato de sodio AmoníacoLejía

Una de las propiedades características de los ácidos y las bases es que pierden su acidez o basicidad, respectivamente, cuando reaccionan entre sí. Esta reacción recibe, en consecuencia, el nombre de neutralización.

En una reacción de neutralización ácido-base los reactivos son un ácido y una base y los productos de la reacción son una sal y agua.

Observa el ejemplo de la reacción entre un ácido fuerte, el ácido sulfúrico (H2SO4), y una base fuerte, el hidróxido de potasio (KOH), que dan lugar a la formación de una sal ternaria u oxisal, el sulfato de potasio (K2SO4), y agua:

H2SO4 (ac) + 2 KOH (ac) → K2SO4 (ac) + 2 H2O (l) Ácido sulfúrico Hidróxido de potasio Sulfato de potasio Agua

La mayoría de las reacciones de neutralización se llevan a cabo con las sustancias disueltas en agua, como en este ejemplo. En el laboratorio, estas reacciones tienen una importante aplicación, ya que sirven para saber la cantidad de ácido o de base que hay en una disolución midiendo la cantidad de base o de ácido que necesitamos para neutralizarla. Esta técnica se llama valoración ácido-base, y es de las más usadas en el análisis químico cuantitativo.

¿Cómo ocurre la neutralización?

La primera teoría para explicar las propiedades de los ácidos y las bases fue propuesta por el químico sueco Svante Arrhenius en 1884.

Teoría de Arrhenius. Los ácidos se disuelven en el agua liberando iones H+, mientras que las bases lo hacen produciendo iones hidróxido, OH–

La fuerza de un ácido o de una base viene dada por la capacidad de liberar iones H+ o OH– en la disolución. Un ácido fuerte se disocia completamente, produciendo muchos iones H+, mientras que un ácido débil se disocia parcialmente, dando lugar a una concentración menor de iones H+

Arrhenius consideró la reacción de neutralización como la combinación de los iones H+ procedentes del ácido con los iones OH– liberados por la base, para formar agua. Por otro lado, el anión formado a partir del ácido y el catión originado a partir la base se combinan entre sí y forman la sal correspondiente, que generalmente permanece disuelta.

Ácido Base Sal Agua

HCl (ac) + KOH (ac) ⎯→ KCl (ac) + H2O (l)

20. Para neutralizar una cierta cantidad de ácido nítrico (HNO3), se han necesitado 56 g de hidróxido de sodio. Escribe la reacción de neutralización y utiliza la relación de estequiometría en masa para calcular la cantidad de ácido que ha sido neutralizado.

➚ Neutralización. Consiste en la combinación de los iones H+ y OH–, procedentes del ácido y de la base respectivamente, para dar agua.

21. El cloruro de hidrógeno (HCl) es un ácido fuerte y el hidróxido de potasio (KOH) es una base fuerte. Explica, de acuerdo con la teoría de Arrhenius, el carácter ácido o básico de cada sustancia y calcula, a partir de la ecuación química de la reacción de neutralización, la cantidad de hidróxido de potasio necesario para neutralizar 5 moles de HCl.

La reacción de neutralización ácido-base

es una reacción redox?

El término «oxidación» se suele utilizar como sinónimo de combinación con el oxígeno. Sin embargo, desde el punto de vista químico, la oxidación es un concepto más amplio, relacionado con el intercambio de electrones.

Una reacción de oxidación-reducción o redox es un proceso químico en el cual los reactivos intercambian electrones para formar los productos. El reactivo que pierde electrones se oxida y recibe el nombre de reductor, mientras el que gana electrones se reduce y es el oxidante.

Por tanto, la oxidación y la reducción tienen lugar simultáneamente, es decir, si una sustancia se reduce o, lo que es lo mismo, gana electrones, es porque al

mismo tiempo otra que se encuentra en sus proximidades se oxida (pierde electrones).

Al analizar un proceso redox, lo primero es identificar el oxidante y el reductor. Para ello debemos asignar los números de oxidación de los elementos que participan en la reacción, en reactivos y productos, siguiendo las reglas que puedes consultar en el anexo de formulación, ya que de este modo sabremos si han perdido o ganado electrones.

Si un elemento ha aumentado su número de oxidación, ha perdido electrones y, por tanto, ha sufrido un proceso de oxidación: es el reductor. Por el contrario, un elemento cuyo número de oxidación ha disminuido, ha ganado electrones y se ha reducido; en consecuencia, es el oxidante.

Numerosos procesos químicos que suceden en nuestro entorno, son reacciones redox. Entre ellas se encuentran las reacciones de combustión, en las que un reactivo –el combustible– se combina con el oxígeno, produciendo dióxido de carbono y agua, además de un gran desprendimiento de energía.

¿Qué aplicaciones tienen las reacciones redox?

En una reacción redox hay un trasvase de electrones entre los reactivos participantes en el proceso. Esto significa que, cuando sucede una reacción de este tipo, se produce un movimiento de electrones que forma, en su conjunto, una corriente eléctrica. Esta corriente se mantiene durante todo el tiempo que dura la reacción. El dispositivo formado por el recipiente en el que ocurre la reacción redox y los polos por los que salen y entran los electrones generados recibe el nombre general de celda galvánica.

Las reacciones redox en las celdas galvánicas ocurren espontáneamente, produciendo una corriente eléctrica. Pero a veces una reacción redox determinada nos interesa por alguno de los productos a los que da lugar, y solo ocurre si suministramos los electrones necesarios, aplicando una corriente eléctrica. Un ejemplo es la obtención de un metal puro, que recibe el nombre de reducción electrolítica. La reducción electrolítica es la base de la electrometalurgia, que comprende las diferentes técnicas de obtención de metales a partir de sus minerales mediante corriente eléctrica.

22. Consulta el código QR de esta página, y responde a las siguientes cuestiones sobre la pila Daniell:

a) ¿Qué nombres reciben los polos de la pila? ¿Cuál es el signo de cada uno de ellos?

b) ¿Qué proceso ‒oxidación o reducción‒ tiene lugar en el ánodo? ¿Está de acuerdo con su signo?

c) ¿Qué ocurre en el cátodo? ¿Explica esto el que sea este el polo positivo?

¿Qué

El hierro (Fe) pierde electrones y se oxida. Es el reductor.

El oxígeno (O2) gana los electrones del hierro y se reduce. Es un oxidante, que provoca la oxidación del hierro.

Hierro (Fe)

de hierro(III) (Fe2O3)

Oxígeno (O2)

Reacciones de interés industrial y medioambiental

La importancia de las reacciones químicas en prácticamente todos los ámbitos es indudable. Los procesos químicos, desde los más simples a los más complejos, se encuentran en la base de la industria química, la obtención de materias primas, la fabricación de fármacos, fibras, plásticos o fertilizantes, y asimismo son la clave de los procesos vitales que sustentan la vida.

Aunque se podrían citar numerosos ejemplos, destacaremos por su relevancia la síntesis industrial de algunos ácidos y bases, y el papel de algunas reacciones redox en el medioambiente.

Síntesis industrial de ácidos y bases

La industria química es un sector de gran peso económico en los países desarrollados. Dentro de la industria química de base, que obtiene las materias primas, destaca la producción de ácidos y bases a gran escala.

Por ejemplo, podríamos destacar la síntesis del amoníaco (NH3), sustancia fundamental para la obtención de multitud de productos derivados, especialmente fertilizantes nitrogenados. Su síntesis industrial se basa en el proceso Haber-Bosch, desarrollado a principios del siglo xx Consiste en la reacción química de formación del compuesto, entre el nitrógeno atmosférico (N2) y el hidrógeno (H2), llevada a cabo a presiones superiores a las 150 atm, y temperaturas de entre 200 y 300 °C, en presencia de un catalizador de hierro y óxidos metálicos.

También es muy importante la síntesis del ácido sulfúrico (H2SO4). Este se obtiene en un proceso más complejo en varias etapas, comenzando por la tostación de la pirita (mineral de disulfuro de hierro) o del azufre directamente, seguida por la oxidación catalítica del dióxido de azufre a trióxido de azufre, el cual se combina con agua para dar el ácido.

Además de estos dos ejemplos, hay otros ácidos y bases de interés industrial, como son el ácido clorhídrico (HCl en disolución acuosa) o la lejía (hipoclorito de sodio, NaClO, en disolución acuosa), que también se producen a gran escala.

Reacciones redox en el medioambiente

Las reacciones de oxidación-reducción ocurren en los seres vivos y en el medio natural de forma continua. Aunque podrían citarse varios ejemplos, nos centraremos en uno concreto, que tiene un destacado papel en el ciclo de la materia orgánica: la oxidación aeróbica.

Este proceso de vital importancia se desarrolla en las aguas naturales –ríos, lagunas, charcas, etc.– y tiene como protagonista fundamental al oxígeno (O2) del aire, que se disuelve parcialmente en el agua, actuando como agente oxidante, en presencia de microorganismos que facilitan la degradación de los residuos orgánicos, hasta obtener dióxido de carbono, CO2, y agua, H2O.

Para que tenga lugar, por tanto, es necesario que haya la mayor cantidad de oxígeno disuelto posible. Esta cantidad disminuye con la temperatura y también depende de los seres vivos que habitan el ecosistema acuático.

e23. El aluminio es uno de los metales más demandados por sus múltiples aplicaciones tecnológicas. Se obtiene a partir de un mineral, la bauxita. Investiga en libros o en Internet y resume en qué consiste el proceso que proporciona aluminio metálico a partir del mineral.

➚ El amoníaco (NH3) es la materia prima para la obtención de fertilizantes nitrogenados.

Cálculos estequiométricos con reactivo limitante

Aunque los reactivos de un proceso químico reaccionan de acuerdo con una determinada proporción, es frecuente que las cantidades de reactivos que realmente tenemos no se ajusten a esa proporción. En ese caso, queda algún reactivo sin consumir.

Cuando esto ocurre, denominamos reactivo limitante a aquel que se consume completamente; por ejemplo, si reaccionan 2 g de hidrógeno con 15 g de oxígeno, las cantidades no se ajustan a la proporción estequiométrica, que es 1 : 8. El reactivo limitante en este caso es el oxígeno, mientras que el hidrógeno se encuentra en exceso. En una situación como esta, los cálculos deben referirse siempre al reactivo limitante.

OBSERVA Y APRENDE

En la reacción entre el hidrógeno (H2) y el cloro (Cl2) para formar cloruro de hidrógeno (HCl), se introducen en un recipiente 6 g de H2 y 250 g de Cl2. Calcula cuál es el reactivo limitante y la cantidad de HCl que se obtendrá, teniendo en cuenta la relación de estequiometría en masa para esta reacción:

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

2 g H2 + 71 g Cl2 → 73 g HCl

Partiendo de la relación de estequiometría anterior, calculamos la cantidad de Cl2 que se necesita para que reaccionen completamente los 6 g de H2:

6 g H2

2 g H2 = mCl2 necesario 71 g Cl2 → mCl2 necesario = 71 g Cl2 · 6 g H2 2 g H2 = 213 g Cl2

Se necesitan 213 g de Cl2, pero se ha introducido en el recipiente una cantidad superior (250 g), por lo que este reactivo estará en exceso:

mCl2 sobrante = mCl2 inicial – mCl2 consumido → mCl2 sobrante = 250 g – 213 g = 37 g

Para calcular la cantidad de HCl que se obtiene, planteamos la proporcionalidad tomando como referencia el hidrógeno, que es el reactivo limitante:

6 g H2

2 g H2 = mHCl 73 g HCl ; mHCl obtenido = 73 g HCl · 6 g H2

2 g H2 = 219 g HCl

Se consumen completamente los 6 g de H2 y 213 g de Cl2, para producir 219 g de HCl. Sobran 37 g de Cl2 sin reaccionar.

24. En la reacción entre el butano (C4H10) y el oxígeno (O2), identifica el reactivo limitante, teniendo en cuenta que la relación de estequiometría en masa es:

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

116 g C4H10 + 416 g O2 → 352 g CO2 + 180 g H2O

y que reaccionan 14,5 g de gas butano con 61,5 g de oxígeno.

25. Deduce si, al mezclar 10 moles de hidrógeno (H 2) con 10 moles de oxígeno (O 2) para formar agua, alguno de los reactivos se encuentra en exceso. Halla

la cantidad de agua que se formará una vez finalizada la reacción.

26. Al mezclar en un recipiente 0,5 g de cloruro de bario (BaCl2) en disolución acuosa con 1 g de sulfato de sodio (Na2SO4), también en disolución, se obtienen un precipitado sólido de sulfato de bario (BaSO4) y cloruro de sodio (NaCl), que queda en disolución.

a) Ajusta la ecuación química del proceso, y detalla las relaciones de estequiometría molar y en masa para esta reacción.

b) Calcula cuál es el reactivo limitante y la cantidad de BaSO4 que se formará.

Comenzamos analizando el concepto de REACCIÓN QUÍMICA junto con los factores que influyen en su VELOCIDAD y la diferencia, según su energía, entre los procesos EXOTÉRMICOS y ENDOTÉRMICOS

En una reacción química cambian las sustancias iniciales (reactivos) para dar lugar a otras nuevas (productos). Las reacciones químicas transcurren a una velocidad que depende de una serie de factores, como la temperatura, la agitación, la concentración de los reactivos y la presencia de catalizadores. Microscópicamente, en un proceso químico se rompen y se forman enlaces, lo cual genera un intercambio de energía, diferenciando entre reacciones exotérmicas y endotérmicas.

Estudiamos el significado de las ECUACIONES QUÍMICAS y las leyes de CONSERVACIÓN DE LA MASA PROPORCIONES DEFINIDAS

Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, que deben estar convenientemente ajustadas. El estudio cuantitativo de los procesos químicos se fundamenta en leyes de gran importancia, descubiertas en los comienzos de la química, como la ley de conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas.

Vimos cómo obtener las RELACIONES DE ESTEQUIOMETRÍA y su aplicación a los CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Una ecuación química ajustada permite deducir las relaciones de estequiometría necesarias para hacer cálculos de cantidades de reactivos o productos en masa, en moles o en volumen, si se trata de gases. Para realizar estos cálculos, partimos de la relación de estequiometría adecuada y aplicamos la proporcionalidad; en ocasiones será necesario aplicar el concepto de molaridad de una disolución o la ecuación de los gases ideales.

Analizamos los conceptos de ÁCIDO BASE relacionados con la ESCALA DE PH y los de OXIDACIÓN REDUCCIÓN

De los diferentes tipos de reacciones que existen destacan, por su importancia y presencia en nuestra vida cotidiana, las reacciones de neutralización ácido-base, protagonizadas por los ácidos y las bases, sustancias con ciertas propiedades características, cuya fuerza se mide con la escala de pH. Otras reacciones no menos importantes son las reacciones de oxidación-reducción o redox, en las que un reactivo pierde electrones y sufre un proceso de oxidación, mientras que otro gana los electrones cedidos y experimenta una reducción. Varias reacciones de importancia industrial o medioambiental son de neutralización o redox.

reacciones químicas. Reacciones de especial interés

27. Lee los siguientes enunciados e indica si son correctos o no:

a) En todas las reacciones químicas hay tantos reactivos como productos.

b) Siempre tiene que haber, al menos, dos reactivos para que tenga lugar una reacción.

c) En una reacción se puede obtener un solo producto, aunque haya varios reactivos.

28. ¿Qué es la velocidad de reacción? Explica de qué modo influyen la temperatura, la agitación o la concentración de los reactivos en la rapidez con la que transcurre un proceso químico.

29. Responde brevemente a las siguientes cuestiones, explicando tus respuestas:

a) ¿Se produce reacción química siempre que ocurre un choque entre las partículas de los reactivos?

b) Además de la orientación, ¿qué otro factor influye de manera decisiva en que se produzca un choque eficaz?

c) ¿Por qué es necesario aplicar una cerilla o una chispa a un mechero de gas para que este comience a arder?

30. Un catalizador es una sustancia que se añade en pequeña cantidad a los reactivos durante una reacción química.

a) ¿Por qué aumenta la velocidad de la reacción?

b) ¿Sería correcto considerar el catalizador como un reactivo más del proceso? ¿Por qué?

31. En el siguiente diagrama se representa la energía puesta en juego en el proceso de formación de 10 g de una sustancia C, a partir de 6 g de A y 4 g de B:

33. ¿Verdadero o falso? Justifica tus respuestas:

a) La proporción entre los reactivos y los productos en una reacción química es fija porque la masa se conserva.

b) La ley de conservación de la masa solo es válida para reacciones en las que los reactivos y productos son sólidos.

c) La ley de las proporciones definidas se refiere solo a las reacciones de formación.

34. Realiza el ajuste de estas ecuaciones químicas:

a) NO (g) + O2 (g) → NO2 (g)

b) N2O5 (g) → NO2 (g) + O2 (g)

c) C6H14 (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)

d) Al2O3 (s) + HCl (ac) → AlCl3 (ac) + H2O (l)

e) NO2 (g) + H2O (l) → HNO3 (ac) + NO (g)

35. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas:

a) C2H6O (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)

b) C7H16 (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)

c) CaSiO3 (s) + HF (l) → SiF4 (g) + CaF2 (s) + H2O (l)

d) Fe(OH)2 (s) + HNO3 (ac) → Fe(NO3)2 + H2O (l)

36. Teniendo en cuenta la definición de mol, responde a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuántos moles corresponden a un número de moléculas de dióxido de carbono igual a 2,1077 · 1024?

b) ¿Cuántas moléculas hay en un recipiente que contiene 1,2 moles de agua?

c) En un trozo de cable de cobre hay 9,033 · 1022 átomos de este elemento metálico. ¿A cuántos moles corresponde este número de átomos?

37. El trióxido de azufre es un gas de fórmula SO3. ¿Cuántas moléculas habrá en un recipiente que contenga 4 moles de este gas? ¿Cuántos átomos de azufre contendrá? ¿Y de oxígeno?

38. En un recipiente hay 72,5 g de una sustancia A, cuya masa molar es de 29 g/mol. Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) En el recipiente hay 3 moles de A.

b) La masa de un mol de A es de 72,5 g.

a) ¿Podemos afirmar que este diagrama corresponde a una reacción exotérmica? ¿Por qué?

b) ¿Qué cantidad de energía se libera en el proceso?

c) ¿Qué energía de activación tiene esta reacción? ¿Cómo sería este diagrama si añadimos un catalizador que reduce la energía de activación a la mitad?

32. Deduce, aplicando la ley de conservación de la masa, la cantidad de dióxido de carbono que se formará al quemar 115 g de alcohol etílico con 240 g de oxígeno, si, además, se forman también 135 g de agua.

c) Hay 1,5055 · 1024 partículas de A en el recipiente.

39. Calcula la masa molecular y la molar de cada una de estas sustancias, y el número de moles que corresponde a las cantidades que se indican. Toma los datos necesarios de la tabla periódica.

a) 55 g de dihidruro de berilio, BeH2

b) 165 g de trióxido de disfósforo, P2O3

c) 119 g de nitrato de sodio, NaNO3

d) 34,26 g de dihidróxido de bario, Ba(OH)2.

40. La reacción entre el zinc (Zn) y el cloruro de hidrógeno (HCl) produce dicloruro de zinc (ZnCl2) y desprende hidrógeno (H2), de acuerdo con la siguiente ecuación:

Zn (s) + 2 HCl (ac) → ZnCl2 (ac) + H2 (g)

a) Obtén la relación de estequiometría en masa.

b) ¿Qué cantidad de hidrógeno se producirá si reaccionan 488 g de cloruro de hidrógeno?

c) Si se hacen reaccionar completamente 98,1 g de zinc, ¿qué cantidad de ZnCl2 se obtendrá tras la reacción?

41. El pentaóxido de dinitrógeno (N2O5) es un sólido incoloro, de aspecto cristalino y altamente inestable, que explota con facilidad y reacciona con el agua:

N2O5 (s) + H2O (l) → HNO3 (ac)

a) Calcula los moles de N2O5 que se necesitan para obtener 15 moles de ácido nítrico (HNO3).

b) ¿Qué masa de ácido nítrico se obtendrá a partir de 270 g de N2O5?

42. El componente principal de la gasolina es el octano (C8H18), el cual, al reaccionar con el oxígeno atmosférico, produce dióxido de carbono y agua:

2 C8H18 (l) + 25 O2 (g) → 16 CO2 (g) + 18 H2 O (g)

a) Calcula el número de moles de dióxido de carbono que se obtendrán al quemar 7,5 moles de octano, y la cantidad de oxígeno que habrá reaccionado con él.

b) Calcula la masa de octano que habrá reaccionado si, al quemarse en el motor, se han producido 880 g de dióxido de carbono. ¿Qué cantidad de vapor de agua se habrá producido también en este proceso?

43. Calcula la molaridad de las siguientes disoluciones:

a) 250 mmol de yoduro de potasio (KI) se disuelven en agua hasta un volumen final de 0,5 L.

b) En 30 mL de una disolución de sacarosa (C12H22O11) en agua hay disueltos 10 g de este compuesto.

44. El sulfuro de dihidrógeno (H2S) se puede obtener tratando sulfuro de hierro(II) (FeS) con una disolución de ácido clorhídrico (HCl): FeS (s) + HCl (ac) → FeCl2 (ac) + H2S (g)

a) ¿Qué cantidad de FeCl2, en moles, se obtendrá cuando se hacen reaccionar 30 mL de una disolución 0,25 M de HCl con una cantidad suficiente de FeS?

b) ¿Qué volumen de H2S se obtendrá a partir de 40 g de FeS, medido a 1 atm de presión y 80 °C de temperatura?

c) Si para llevar a cabo el proceso se añaden a una muestra de sulfuro de hierro(II) 50 mL de una disolución de HCl de concentración 1,2 M, ¿qué cantidad, en moles, de H2S se obtendrá, suponiendo que el rendimiento del proceso es del 90 %?

45. Ajusta la reacción de formación del amoníaco (NH3) y obtén todas las relaciones de estequiometría posibles, teniendo en cuenta que todas las sustancias son gases. ¿Cuántos litros de NH3 se formarán a partir de 3 moles de H2, medidos a 1 atm y a 25 °C, si el rendimiento es solo del 20 %?

46. El dióxido de azufre (SO2) reacciona con el oxígeno y se transforma en trióxido de azufre (SO3) en presencia de pentaóxido de divanadio (V2O5) como catalizador:

SO2 (g) + O2 (g) → SO3 (g)

a) Calcula los moles de SO3 que se obtienen a partir de 0,7 moles de O2

b) Si se recoge el SO3 obtenido en el apartado anterior en un recipiente de 1,5 L de volumen, a la temperatura de 40 °C, ¿qué presión ejercerá este gas en el recipiente?

47. Dada la reacción de formación del metano (CH4):

C (s) + H2 (g) → CH4 (g)

Calcula el volumen de gas metano, a 1,2 atm de presión y 25 °C de temperatura, que se obtendrá cuando reaccionen completamente 20 g de carbono (C), de acuerdo con el proceso indicado.

48. Los siguientes enunciados son erróneos. Identifica y explica el error, y reescríbelos, ya corregidos:

a) Los ácidos y las bases no reaccionan entre sí.

b) Los productos de una neutralización son un óxido y agua.

c) Una base produce iones H+ en disolución y un ácido, iones OH–.

49. Dadas las siguientes sustancias, identifica en cada caso cuál es el ácido y cuál la base, y escribe la reacción de neutralización que tendrá lugar entre ambas:

a) HNO3 (ac) + KOH (ac)

b) HBr (ac) + Ca(OH)2 (ac)

c) Fe(OH)2 (ac) + HCl (ac)

d) H3PO4 (ac) + NaOH (ac)

50. Explica la diferencia entre:

a) Oxidación y reducción.

b) Oxidante y reductor.

c) Oxidante y oxidación.

51. Las siguientes ecuaciones químicas representan procesos redox. Identifica el oxidante y el reductor.

a) Zn (s) + CuCl2 (ac) → ZnCl2 (ac) + Cu (s)

b) I2O5 (s) + 5 CO (g) → I2 (s) + 5 CO2 (g)

c) 4 FeS (s) + 7 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 4 SO2 (g)

d) 2 Na (s) + 2 H2O (l) → H2 (g) + 2 NaOH (ac)

52. En esta unidad has vuelto a estudiar y recordar los conceptos fundamentales relacionados con las reacciones químicas. Para afianzar tu aprendizaje, vas a elaborar un esquema propio, con las definiciones y aspectos que consideres más importantes. Puedes utilizar estos tópicos como guía:

¿Qué es una reacción química?

¿Cómo ocurre una reacción química a escala microscópica?

¿Qué es la velocidad de reacción?

¿Qué propone la teoría de las colisiones para explicar la distinta velocidad de las reacciones químicas?

¿Qué son las reacciones exotérmicas y endotérmicas?

¿Cómo se justifica el desprendimiento o la absorción de calor durante una reacción química?

¿Qué leyes cumplen las reacciones químicas?

¿Qué es la estequiometría?

¿Qué son las reacciones de neutralización y redox?

53. La cal viva es, desde el punto de vista químico, el óxido de calcio. Tradicionalmente se ha obtenido a partir de la roca caliza, triturándola y sometiéndola a un proceso de calentamiento a alta temperatura. Busca información en libros de química o en Internet sobre la composición química de la roca caliza y sobre la reacción química que se produce cuando se calienta este material en un horno a alta temperatura.

a) Representa la ecuación química del proceso. ¿De qué tipo de reacción química se trata?

b) ¿Qué interés tiene la obtención de cal viva a partir de la roca caliza? Explica qué usos tiene este producto.

a) Consulta libros de química orgánica o utiliza Internet para reescribir la ecuación química anterior con las correspondientes fórmulas desarrolladas. ¿Es una ecuación ajustada?

b) La refinería procesa 1 100 toneladas de cumeno en una jornada, con un rendimiento del 91 %. ¿Qué cantidades de fenol y de acetona se obtienen diariamente?

c) ¿Qué tipo de reacción química es la anterior? Justifícalo a partir de los números de oxidación.

55. Los ácidos y las bases son sustancias ampliamente presentes en el entorno cotidiano.

Trabajaréis por parejas. Debéis buscar cuatro productos –naturales o sintéticos– que se encuentren habitualmente en el entorno y sean o contengan ácidos o bases. Os puede ayudar la consulta de las fuentes de información.

Para cada uno de los productos elegidos, tendréis que establecer, comprobándolo experimentalmente, si se trata de un ácido o de una base. Para ello, podéis utilizar la tabla de propiedades que habéis estudiado, con apoyo de algún indicador ácido-base o el peachímetro de vuestro laboratorio escolar. Una vez sepáis qué tipo de sustancias son, tendréis que elaborar una ficha para cada una, caracterizando su carácter ácido o básico, indicando si es fuerte o débil y explicando qué usos se le dan a partir de esas propiedades ácidas o básicas.

54. En un proceso catalítico en varias etapas, el cumeno (C9H12), un hidrocarburo que se obtiene del petróleo, se transforma en fenol (C6H6O) y acetona (C3H6O), dos productos de amplio uso industrial. El proceso, que tiene lugar en las refinerías, se resume en esta ecuación química:

C9H12 (l) + O2 (g) → C6H6O (l) + C3H6O (l)

56. Los indicadores son sustancias de gran importancia en el laboratorio de química. Vamos a investigar un poco más sobre ellos.

a) Un indicador clásico es la disolución de fenolftaleína. ¿Cómo funciona? Búscalo en cualquier libro de química o en Internet y explícalo en un breve párrafo.

b) Muchos pigmentos naturales, presentes en las frutas y hortalizas, son indicadores ácido-base. Uno de ellos se puede obtener a partir de la col lombarda. Indica de qué sustancia se trata, de qué manera se extrae y cómo funciona.

c) La reacción de neutralización se utiliza en valoraciones para determinar la cantidad de un ácido o una base que tenemos en una disolución. ¿Qué papel desempeñan los indicadores en las valoraciones? Puedes encontrar la información en libros de química o en Internet.

Efectos de los ácidos y las bases

¿Qué pretendemos?

Vamos a comprobar experimentalmente las propiedades que definen a los ácidos y a las bases, en las que nos basamos para caracterizar estos tipos de sustancias.

¿Cómo lo llevamos a cabo?

Tu profesor o profesora te entregará dos frascos que contienen, respectivamente, una disolución de ácido clorhídrico (HCl) y una disolución de hidróxido de sodio (NaOH). Como son un ácido y una base fuertes, deberás tener mucho cuidado al manejarlos.

 Ensayo 1. Coloca 3 tubos de ensayo en una gradilla y añade unos 2 mL de agua al primer tubo, 2 mL de ácido al segundo tubo y 2 mL de base al tercero. Deposita con cuidado un pequeño trozo de mármol en cada uno de los tubos y anota lo que ocurre en cada caso.

 Ensayo 2. Vuelve a preparar otros 3 tubos con agua, ácido y base. Coloca un pequeño trozo de zinc metálico en cada tubo y, tras dejar actuar durante unos minutos, anota lo que observas.

 Ensayo 3. En una placa de porcelana para ensayos, añade 2 gotas de agua a una de las cavidades, 2 gotas de ácido a otra y 2 gotas de base a una tercera. Sobre cada una de estas, añade ‒con cuidado de no manchar el cuentagotas‒ una gota del indicador fenolftaleína, y anota lo que ocurre.

 Ensayo 4. Finalmente, en la placa de ensayos anterior, vuelve a colocar 2 gotas de agua, 2 gotas de ácido y 2 gotas de base en cavidades diferentes. Con tres tiras de papel indicador, comprueba lo que ocurre para cada sustancia.

Analiza los resultados

Anota, después de cada ensayo, tus observaciones y construye una tabla como la siguiente, en la que deberás incluir tres filas: para el agua, para el ácido y para la base:

Comportamiento frente a

Sustancia Mármol Zinc Fenolftaleína Papel indicador

Agua

Ácido

Base

Elabora un informe

Redacta un informe científico, en el que expliques el objetivo de la experiencia, el procedimiento que has seguido y las conclusiones a las que has llegado para cada uno de los ensayos realizados.

¿Qué necesitamos?

➜ Gradilla y tubos de ensayo.

➜ Frascos con cuentagotas.

➜ Placa de ensayos con cavidades.

➜ Disolución de ácido clorhídrico 1 M (36,5 g/L).

➜ Disolución de hidróxido de sodio 1 M (40 g/L).

➜ Zinc (granalla).

➜ Indicador (fenolftaleína).

➜ Papel indicador.

➜ Trozos pequeños de mármol.

Tenlo muy en cuenta

➜ Los ácidos y las bases son sustancias corrosivas. Debes manejarlas con cuidado.

➜ Si se derrama o cae algo de las disoluciones de trabajo en la mesa, límpialo de forma inmediata.

➜ Cuando finalices, deja el material limpio y tu sitio recogido y ordenado.

➜ Presta mucha atención a las indicaciones de tu profesor o profesora.

Frasco con cuentagotas.

La metalurgia es el conjunto de técnicas, algunas de ellas muy antiguas, que permiten obtener metales con mayor o menor pureza a partir de sus fuentes minerales naturales. Estas técnicas se basan en todos los casos en procesos químicos diversos. Dentro de la metalurgia en general, destaca la siderurgia, cuyo fin es la obtención del hierro y sus aleaciones, principalmente aceros de distintos tipos. Hoy en día, la siderurgia es una de las industrias químicas de base de mayor implantación mundial y con más peso económico.

El hierro es un metal bastante abundante en la corteza terrestre, ya que se estima que representa casi un 5 % de su masa. Sin embargo, no se encuentra libre, sino formando compuestos con otros elementos en diversos minerales. ¿De qué compuestos se trata? Busca la información en Internet y anota sus nombres, fórmulas y los minerales de los que forman parte.

Teniendo en cuenta las fórmulas de los compuestos anteriores y sabiendo que debemos obtener hierro metálico, ¿qué tipo de reacción química deberá utilizarse para ello? Considera lo que has aprendido en esta unidad y compara los números de oxidación del hierro en estos compuestos y del hierro metálico.

La obtención del hierro y de los aceros se lleva a cabo en los altos hornos. En uno de estos, se utilizan como materias primas coque, hematita, piedra caliza y aire caliente, que se inyecta por la parte inferior del horno. Una de las reacciones que tiene lugar ocurre entre el oxígeno del aire y el carbono del coque. ¿Puedes determinar su ecuación química ajustada? Consulta las fuentes de información, si es necesario.

El producto de la reacción anterior reacciona con la hematita y produce el hierro metálico. Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente. Si se han utilizado 8 340 kg de mineral con una pureza de óxido del 90 %, ¿qué cantidad de hierro se habrá obtenido? Realiza el cálculo de acuerdo con lo que has estudiado en esta unidad.

La proximidad de una zona industrial es algo que suele causar bastante rechazo social. La industria química, en particular, es catalogada de forma muy negativa, por su alto impacto medioambiental. ¿Crees que podría prescindirse de este tipo de industria? ¿Qué beneficios aporta y qué perjuicios ocasiona? Debátelo con tus compañeros y compañeras de clase.

Obtención de metal en un alto horno.

Para llevar a cabo esta experiencia, necesitas una pequeña vela o un candil, un plato, un bol de vidrio o cerámica (de unos 10 cm de profundidad y unos 25 cm de diámetro), vinagre y bicarbonato de sodio. Sitúa en el centro del bol el plato invertido y coloca el candil encendido sobre él, de modo que la llama quede elevada unos 2 o 3 cm sobre el fondo del recipiente. A continuación, añade al bol aproximadamente 50 mL de vinagre, y sobre este, una cucharada de bicarbonato de sodio. Procura hacer la experiencia en un lugar sin corrientes de aire. ¿Qué ocurre? ¿Por qué al poco tiempo de producirse la efervescencia se apaga la llama de la vela? Ten en cuenta que el vinagre tiene carácter ácido, y que ha reaccionado con el bicarbonato de sodio. Busca la información que necesites en libros o en Internet para explicar lo ocurrido. Redacta, de acuerdo con las fases del método científico, un breve informe sobre esta experiencia, incluyendo al final tus conclusiones.

e1 ¿Cuál no sería una afirmación correcta para cualquier reacción química?

a Aparecen nuevas sustancias.

b Se mantiene constante la masa.

c Es un proceso muy lento.

2 Según la teoría de las colisiones, ¿qué características tiene un choque eficaz?

a Es muy difícil que ocurra.

b Tiene la energía y la orientación adecuadas.

c Ninguna, basta con que dé el producto.

3 ¿Qué no ocurre nunca en una reacción endotérmica?

a Un desprendimiento de energía.

b La emisión de gases.

c La formación de un precipitado.

4 El ajuste de ecuaciones químicas se basa en:

a La ley de las proporciones definidas.

b Las relaciones de estequiometría.

c La ley de conservación de la masa.

5 La relación de estequiometría que corresponde a la ecuación Al2O3 + 6 HCl (ac) → 2 AlCl3 (ac) + 3 H2O (l) es:

a 1 g Al2O3 + 6 g HCl → 2 g AlCl3 + 3 g H2O

b 102 g Al2O3 + 218 g HCl → 267 g AlCl3 + 55 g H2O

c 102 g Al2O3 + 219 g HCl → 267 g AlCl3 + 54 g H2O

6 En 100 mL de una disolución de ácido sulfúrico (H2SO4) hay 490 mg de ácido. Por tanto:

a Su molaridad es 0,05 mol/L.

b Su molaridad es 0,49 mol/L.

c Su molaridad es 5 mol/L.

7 La relación de estequiometría molar:

a Se basa en la ley de conservación de la masa.

b Equivale a la relación estequiométrica en masa.

c Viene dada por los coeficientes estequiométricos.

8 Si una sustancia es un ácido, ¿cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

a Libera iones OH– en disolución.

b Colorea de azul el papel indicador.

c Su pH es inferior a 7.

9 La reacción de neutralización entre un ácido y una base:

a Da lugar a una sal y otro ácido más débil.

b Solo ocurre entre ácidos y bases fuertes.

c Produce una sal y agua.

10 Una reacción redox se define como aquella en la que:

a Actúa el oxígeno como reactivo.

b Se genera un óxido metálico.

c Ocurre un intercambio de electrones entre los reactivos.

➚ La llama de una vela solo arde en presencia de oxígeno.

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