Saltar navegación

Reacciones Químicas 4º ESO

Ajuste de pantalla

El ajuste de pantalla se aprecia al ver el vídeo en pantalla completa. Elige la presentación que más te guste:

Subido el 18 de julio de 2023 por José R.

9 visualizaciones

Reacciones QUímicas 4º ESO

Más información Transcripción

Descargar la transcripción

Bueno, vamos a comenzar con el tema de las reacciones químicas y de este queometría 00:00:00
en reacciones químicas. Las reacciones químicas son aquellos procesos en los cuales cambian 00:00:05
las sustancias que intervienen en dichos procesos. Es decir, ya sabemos la diferencia entre cambios 00:00:08
físicos y químicos. Un cambio físico es aquel cambio en el cual no cambia la sustancia 00:00:12
y además es reversible. Por ejemplo, yo congelo agua y sigue siendo agua. Yo puedo evaporar 00:00:17
agua y sigue siendo agua. Y un proceso químico es aquel que es irreversible. Por ejemplo, 00:00:23
quemo papel y no puedo dar la vuelta. Y además cambia la sustancia. No es lo mismo el papel 00:00:27
que tenía antes que las cenizas que tengo después. Bien, lo importante sobre todo de 00:00:31
esta reacción, que es una reacción a lo mejor un poco más complicada, es simplemente 00:00:38
que tengáis claro que esta parte de aquí se llama reactivos y esta parte de aquí se 00:00:40
llama productos. Vamos a hablar de los reactivos o de las sustancias que originan la reacción 00:00:52
y vamos a hablar de los productos o sustancias que producen la reacción. De ahí viene lo 00:01:01
de productos. Vamos a ver tres tipos de reacciones químicas en general que hay. El primer tipo 00:01:06
sería síntesis, el segundo descomposición y el tercero intercambio. El primero se denomina 00:01:12
síntesis porque hay dos sustancias que producen una nueva. Es decir, sintetizo junto dos sustancias 00:01:16
una y dos para producir una sustancia nueva. De ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno producen 00:01:24
agua. El hidrógeno y el cloro producen ácido hidrohídrico. La reacción de descomposición 00:01:29
tengo una sustancia solo y se producen dos o más sustancias químicas. Por ejemplo, 00:01:34
el carbonato de calcio, CaCO3, produce óxido de calcio y CO2. Y el tercer tipo de reacción 00:01:39
química que tenemos es un intercambio. Es decir, dos sustancias me dan dos sustancias. 00:01:45
Por ejemplo, el bromuro sódico con cloro. Este cloro de aquí se intercambia por ese 00:01:50
bromo y me produce cloruro de sodio y bromo. Así serían todas. Intercambio algunas sustancias 00:01:56
por otras. Avogadro, nombre que ya conocemos del nombre 00:02:02
de Avogadro y que repasaremos posteriormente, enunció que dos volúmenes de hidrógeno con 00:02:08
un volumen de oxígeno me producen dos volúmenes de agua. No entendía muy bien por qué. Y 00:02:14
lo llamo la ley de los volúmenes. Es decir, dos n moléculas de hidrógeno más n moléculas 00:02:18
de oxígeno me produce dos n moléculas de agua. Sin entender muy bien el por qué ocurría 00:02:24
esto. Pero más adelante ya se conocen las reacciones químicas. Todos sabemos que las 00:02:28
reacciones químicas, la unidad fundamental o con lo que vamos a trabajar siempre en química 00:02:33
es un mol. Y esto ya lo hemos visto y ya sabemos cómo se pasa. De sólido, de líquido 00:02:38
y de gas. Entonces, en el sólido tenemos la fórmula de que los moles son los gramos 00:02:43
entre la masa molecular. Masa molecular que se calcula, ya sabemos, sumando las masas 00:02:49
atómicas de los atomos según la tabla periódica. Si me voy al líquido, al líquido voy a tener 00:02:53
dos fórmulas. Una, la conocida ya de densidad, masa entre volumen, que la conocemos de un 00:02:58
montón. Cuidado con las unidades. Y la otra que la molaridad es igual a los moles entre 00:03:03
volumen, es decir, molaridad. Voy a hablar de 3 molar, de 0,5 molar, de lo que sea. Son 00:03:08
los moles entre el volumen en litros. Y lo último que tendré será en gas, que tengo 00:03:17
la fórmula de Pavarraton. P ya sabemos que se mide en atmósferas, el volumen se va a 00:03:23
medir en litros, N son los moles, R la constante 0,082 y T es la temperatura en Kelvin. ¿De 00:03:30
acuerdo? Entonces con todo esto ya podemos pasar de sólido de líquido a gas a mol. 00:03:38
Y de mol también sabemos pasar a moléculas multiplicando por el número de abogado. Ese 00:03:43
número de abogado es 6,022 por 10 elevado a 23. Esas moléculas que tengo, ese número 00:03:47
de abogado es lo que me van a dar las moléculas. Y luego, para pasar a los átomos, pues por 00:03:55
el número de átomos que sea. Por ejemplo, si yo hablo de que tengo agua, pues multiplicaré 00:03:59
el agua tiene 3 átomos, multiplicaré por 3. Si yo hablo de, por ejemplo, amoníaco, 00:04:04
multiplicaré por 4 para pasar, porque tengo 4 átomos en cada molécula. Esto yo creo 00:04:12
que más o menos está entendido. Por ejemplo, queremos un ejemplo, calcular los átomos 00:04:16
que hay entre 322 gramos de agua. Lo primero que haremos es calcular la masa molecular 00:04:21
del agua, la voy a calcular una vez para recordar, que es 1 por 2, porque tengo 2 átomos de 00:04:26
hidrógeno más 16 que es del oxígeno, es decir, 18 gramos por mol. Y ahora lo único 00:04:32
que tengo que aplicar es la fórmula que es que los moles son los gramos entre la masa 00:04:39
molecular, es decir, 342 gramos entre 18 gramos por mol, me salen 19 moles de agua. ¿De acuerdo? 00:04:45
Entonces, esos serían los moles que tenemos de agua. Si paso a otro ejercicio, calcula 00:04:57
el volumen que ocupan 5 x 10 a 23 moléculas de amoníaco en condiciones normales. Condiciones 00:05:04
normales ya sabemos que es una atmósfera y también sabemos que son 0 grados centígrados, 00:05:08
que son 273 kelvin. Es decir, con la fórmula de Pavor Ratón, la tenemos aquí, una atmósfera, 00:05:14
el volumen es lo que yo quiero calcular, R sabemos que es la constante 0,082, la temperatura 00:05:24
son 273 y los moles, no sé cuántos moles son porque tengo las moléculas, pero sí 00:05:31
que puedo calcular que 5 por 10 elevado a 23 moléculas, dividido entre el número de 00:05:38
mol, como vimos en el esquema de antes, me da 0,83 moles. Es decir, ese 0,83 es el que 00:05:46
voy a meter ahí arriba. Por lo tanto, 0,83 y los moles al final, perdón, el volumen 00:05:54
al final son 18,59 litros. Por tanto, en las reacciones químicas, siempre que aparezcan 00:06:00
distintas sustancias, van a tener que aparecer con su símbolo, por ejemplo, el hierro Fe, 00:06:13
el sodio Na o el calcio Fe, pero van a existir ciertas sustancias que se llaman diatómicas 00:06:19
porque en la naturaleza aparecen así y no hay más remedio que estudiarlas, o sea, las 00:06:26
diatómicas. Es todo el grupo de los halógenos, flúor, cloro, bromo y yodo, además está 00:06:31
el oxígeno, el nitrógeno y el hidrógeno. Entonces cada vez que una reacción química 00:06:37
como reactivo o como producto, aparezca una de estas sustancias, siempre tendrá que llevar 00:06:41
un 2 debajo. Eso significará que su masa molecular se va a multiplicar por 2. Esto 00:06:47
es una reacción química, por lo tanto, y vemos que esta reacción, por ejemplo, sea 00:06:54
una reacción de intercambio donde dos sustancias producen dos sustancias. Vamos a ver el esquema 00:06:57
para hacer esto. Siempre lo que hemos dicho es que vamos a trabajar en moles. La reacción 00:07:01
siempre ocurre en moles porque es la unidad de química. Entonces, lo que tengo que hacer 00:07:05
es primero pasar la sustancia que sea a moles, por ejemplo esta, ver la esticometría y luego 00:07:10
conseguir los gramos, los litros, el volumen, lo que sea, de cualquiera de las sustancias 00:07:16
que me pidan. Importante y antes de nada, lo más importante en las reacciones es ajustarla. 00:07:22
Hay un paso previo siempre que es ajustar. Ajustar la reacción química. Ya sabemos 00:07:27
ajustar reacciones químicas de otros años, con lo cual no hay mucho problema. Bueno, 00:07:45
entonces, en la esticometría de reacciones químicas lo primero que vamos a hacer es 00:07:49
siempre dar una sustancia. Imaginaros, 50 gramos de sodio, vamos a dar un volumen de 00:07:53
200 mililitros con una densidad de 1,35 de ácido clorhídrico o vamos a dar un volumen 00:07:59
de 17 litros en condiciones normales. Entonces, estoy dando la sustancia 1 y esa sustancia 00:08:05
1, con el esquema que ya hemos visto, la vamos a pasar a moles. Ese será el primer paso, 00:08:10
transformación de la sustancia en moles. Una vez que tengo esos moles del reactivo 00:08:13
voy a pasar a los moles del producto. Esticometría de reacción, es decir, obtener los moles 00:08:19
solicitados. Eso va a ser mediante una regla de tres simple con los números, con los coeficientes 00:08:25
esticométricos que hay en los números delante. Y el tercer paso y último es, una vez que 00:08:30
tengo los moles 2, voy a calcular la sustancia 2, transformación de los moles 2 en la sustancia 00:08:34
2, en cualquier estado. Volveré a utilizar la fórmula que sea, no tiene más situación. 00:08:39
Por ejemplo, el amoníaco se forma mediante la unión de dos gases, nitrógeno e hidrógeno. 00:08:43
2 de nitrógeno, más hidrógeno, para producir amoníaco. Partimos de 112 gramos de nitrógeno. 00:08:48
¿Qué cantidad de amoníaco se formará? Eso es lo que me están preguntando. Por tanto, 00:08:58
lo primero es ajustar siempre la reacción química. Para ajustar la reacción química, 00:09:02
aquí tiene que ir un 2 y aquí tiene que ir un 3. Eso lo entendemos. Bien, entonces, 00:09:05
el primer paso, hemos dicho, que es calcular los moles que tenemos de la sustancia dada, 00:09:11
es decir, los moles que tenemos de nitrógeno. Esos moles, aplicando que los moles son los 00:09:15
gramos entre la masa molecular, me da que son 4 moles. Voy a simplificar mucho los cálculos 00:09:22
porque si no, ni me cabe, es muy eterno y bueno, vosotros entiendo que tranquilamente 00:09:29
en casa lo podéis calcular. Esos 4 moles me van a producir, fijaros, una regla de 3, 00:09:34
un mol de nitrógeno me produce 2 moles de amoníaco. Lo tenéis aquí, aquí hay un 00:09:39
1 y aquí hay un 2. Siempre eso se va a hacer con esos moles. Por tanto, 4 moles me va a 00:09:50
producir 8. Esos son los moles que yo voy a tener aquí, 8 moles de amoníaco. Y con 00:09:59
esos moles de amoníaco quiero calcular la cantidad que tengo aquí y esa cantidad será 00:10:08
otra vez con la fórmula de los moles gramos entre la masa molecular y al final me da que 00:10:14
la masa son 136 gramos. De acuerdo, es decir, de sustancia a moles, primer paso que tenéis 00:10:18
aquí, segundo paso, un paso estequiométrico que tenéis aquí y tercer paso, un paso de cálculo 00:10:29
de sustancia que tenéis aquí. En el siguiente ejercicio, la sal común tiene como fórmula 00:10:37
química el cloro sódico. Esta se obtiene por la unión de sodio y cloro. Fijaros, 00:10:44
otra vez, sodio y cloro y el cloro va con 2, ya lo hemos dicho antes, NaCl. Por supuesto 00:10:47
que sabe formular, por supuesto, todas esas cosas que supone que dominamos perfectamente. 00:10:55
Entonces se obtiene por la unión de sodio y cloro. Si partimos de 50 litros de cloro. 00:10:59
Aquí tenemos, lo primero, nuevamente ajustar la ración, aquí un 2 y aquí un 2. Se podría 00:11:03
ajustar con un medio delante del cloro, pero es bastante más complicado de momento, 00:11:08
entonces viene mejor que cojamos así. Entonces, me dicen que tengo 50 litros de cloro en condiciones 00:11:13
estándar. Condiciones estándar que os recuerdo que es una atmósfera y 25 grados centígrados. 00:11:19
Por lo tanto, lo primero que voy a hacer es pasar eso en condiciones estándar a moles y obtengo que 00:11:27
50 litros de cloro en condiciones estándar son 2,05 moles. Por la misma regla de 3 de antes, 00:11:33
esos 2,05 moles me van a producir 4 con un mol de NaCl. Y ahora esos moles de NaCl me van a producir, 00:11:45
como me están pidiendo cantidad en gramos, me están pidiendo los gramos, pues entonces tendré que 00:11:57
serán 239 con 85 gramos. Ya os digo que me estoy saltando los pasos porque se supone que esto ya 00:12:04
lo entendemos y lo sabemos hacer. El ácido clorhídrico reacciona con el hierro para 00:12:14
formar cloro de hierro 2. Ácido clorhídrico, HCl, más hierro, fijaros que el hierro no estaba 00:12:19
en esa lista, con lo cual lo tengo que poner así para formarme cloruro de hierro 2, HCl2, y se desprende hidrógeno. 00:12:24
Partimos de una disolución de 200 mililitros, 200 mililitros 3 molar, con lo cual lo primero 00:12:31
que voy a hacer es calcular con la molaridad los moles entre volumen en litros, es decir 3 es igual 00:12:45
a los moles entre 0,2, los moles son 0,6. Esos moles que tengo que son 0,6 de ácido clorhídrico, 00:12:58
tengo que hacer eso. Fijaros que no he ajustado a posta de reacción para que ahora yo diría 0,6 pero 00:13:09
no puede ser porque el ácido clorhídrico que tengo tiene que tener un 2 delante. Si os fijáis 00:13:16
ese ácido clorhídrico tiene que tener un 2 delante. ¿Eso qué va a suponer? Pues eso va a suponer que 00:13:21
esos 0,6 moles de ácido clorhídrico me van a producir justamente la mitad de hidrógeno, es 00:13:27
decir los moles que me van a producir de hidrógeno son 0,3 moles de hidrógeno y con esos 0,3 moles 00:13:34
de hidrógeno con la fórmula otra vez de pavo ratón me dan 50 grados, me dan 50 grados centígrados que 00:13:44
sabemos que son 323 kelvin, me dan 900 milímetros mercurio que también sabemos pasarlo 900 entre 00:13:54
760, metéis todas las unidades y al final lo que me produce es que el volumen son 6,71 litros. 00:14:03
Produciría 6,71 litros de hidrógeno. Eso en cuanto a ajustes, os he hecho uno de sólido, os he hecho 00:14:15
un par de ellos donde aparecen gases y os he hecho uno de líquido para que más o menos tengáis un 00:14:22
ejemplo de cómo de ellos. Vamos a hablar ahora de pureza. La pureza va a indicar el tanto por ciento 00:14:27
sustancia pura que tiene el reactivo y por tanto la cantidad que tengamos, sólido, líquido, gas, tendremos 00:14:32
que calcular la parte de sustancia que realmente interviene. Imaginaros, la calcopirita es el mineral 00:14:38
del que se obtiene el cobre. Esa calcopirita, que tengo la fórmula química aquí, tan solo 00:14:42
el 34% es cobre, el resto es hierro o azufre. Por lo tanto, imaginaros que yo tengo 100 gramos 00:14:48
de calcopirita, solamente tengo 34 gramos de cobre. Entonces eso lo tienen que decir 00:14:56
lógicamente. Entonces lo único que es, es la sustancia que me den, los gramos 200, 500, 800, 5 gramos, 00:15:05
multiplicarlo por la pureza que tenga. Esta es una pureza del 75%, pues por 0,75. En este caso, 00:15:10
por ejemplo, la calconita que también se obtiene para cobre, pero fijaros, esta tiene una pureza 00:15:16
mayor, 79,8. Por lo tanto, eso significa que cada 100 gramos de calcositna tendré 79,8 gramos de 00:15:20
cobre. Es decir, es un porcentaje mucho mayor. Cuando hablo de rendimiento es el porcentaje de 00:15:30
moléculas que se transforman de reactivo al producto. Es decir, cuando yo hago una reacción 00:15:39
química, por ejemplo, el amoniaco, el nitrógeno más el hidrógeno para producir el amoniaco, 00:15:44
no todas las moléculas que tengo aquí se transforman en amoniaco. De hecho, 00:15:50
solamente se transforma un pequeño porcentaje, en el caso del amoniaco un porcentaje muy bajo, 00:15:57
menos del 20%. Luego hay formas de alterar la reacción química que solo veremos en cursos 00:16:01
posteriores. Pero de momento, lo único que yo sé es que todo no se mantiene. Entonces, 00:16:05
eso significa que de cada 100 moléculas que yo tenga de nitrógeno, tan solo un porcentaje muy 00:16:10
pequeño o un porcentaje mayor, da igual, se va a formar de amoniaco. Entonces, que una reacción 00:16:15
tenga un rendimiento del 65%, significa que cada 100 moles de los reactivos o cada 100 moléculas 00:16:19
de los reactivos, siempre se van a formar 65 de producto y me quedan 35 en los reactivos. 00:16:26
¿Vale? Es decir, no se mantiene todo. Para eso nos tiene que decir el rendimiento, 00:16:32
es un 65%. Pues al final del todo, me da un 65%. ¿Vale? 00:16:36
El ácido clorhídrico, si os fijáis, es el mismo ejercicio que hice antes del ácido clorhídrico 00:16:43
con el hierro. Recordad que salía, al final, y lo podéis volver atrás en el vídeo, salía un 00:16:47
volumen de 6,71 litros. Bien, pues ahora lo único que he cambiado es que he añadido un rendimiento 00:16:52
del 75%. Eso significa que o bien el rendimiento lo puedo aplicar o bien directamente a ese volumen, 00:16:58
es decir, el volumen real será 6,71 por 0,75, que me da aproximadamente 5,03 litros, 00:17:07
o lo puedo aplicar en los moles. Si recordáis, salían 0,3 moles de ácido clorhídrico. Si lo 00:17:20
multiplico por 0,75 me dan 0,225 moles de ácido clorhídrico. Y ahora esos moles con pavo ratón, 00:17:31
exactamente igual que antes, me va a volver a dar el volumen que es 5,03 litros. Aplique el 00:17:41
rendimiento donde lo aplique, el resultado va a ser el mismo. ¿Vale? Porque aplique donde aplique, 00:17:49
me da igual multiplicar por 0,75 antes que después. Y lo último que me queda dar ya es el 00:17:54
reactivo limitante. El reactivo limitante es si en alguna reacción química tenemos dos reactivos, 00:18:00
imaginamos por ejemplo el nitrógeno y el hidrógeno, para poner una reacción que ya no sea familiar, 00:18:04
el amoníaco. ¿Vale? Lógicamente si de esta tengo 50.000 o 500.000 moles y de este tengo 5 moles, 00:18:11
dependientemente de que cuando ajuste la reacción química no me quede más grande que otro, 00:18:21
lógicamente aquí hay una de las sustancias que se va a gastar antes que la otra. La sustancia que 00:18:27
se va a gastar antes obviamente es S. ¿Vale? Entonces como S se va a gastar antes, pues es 00:18:31
lo que se llama el reactivo limitante. Entonces será el que limita la reacción y por tanto sobrará 00:18:37
de este. ¿Vale? ¿Cuánto sobrará de este? Bueno, pues lo que tenéis que hacer para ver cuál es el 00:18:42
reactivo limitante es calcular los moles de uno, calcular los moles de otro y dividir, importante, 00:18:46
dividir entre el coeficiente este que mete. ¿Vale? Dividir entre el coeficiente este que mete. Que 00:18:50
no deja de ser ese número. El que salga el menor será el reactivo limitante. Un ejemplo, 00:18:56
un ejemplo aquí en este caso, tenemos la pila de hidrógeno produce hidrógeno más oxígeno para 00:19:01
producir agua. Lo primero que hago, ya sabéis, es ajustar la reacción química poniendo aquí un 2 00:19:09
y poniendo aquí un 2. Bien, tengo 10 gramos de oxígeno, 10 gramos de este y tengo 32 gramos de 00:19:14
este. Voy a hacerlo en distintos colores para que lo veáis. 10 gramos. 10 gramos de oxígeno me 00:19:23
supone que entre la masa molecular, que ya sabemos calcularlo, son 5 moles. 32 gramos de oxígeno, 00:19:27
también sabemos calcularlo, me supone un mole. Y ahora divido, y ahora es importante, dividimos 00:19:34
entre el coeficiente este que mete, 2 y 1. Es decir, en este caso al final me da 2,5 moles y en 00:19:39
este caso me da un mole. ¿Quién es el reactivo limitante? Pues el reactivo limitante lógicamente 00:19:46
es el oxígeno. ¿Por qué? Porque es el primero que se va a gastar. Con ese mol es con el que voy 00:19:51
a hacer el resto de la reacción química, es decir, me producirá 2 moles de agua y por lo tanto me 00:19:57
producirán 36 gramos y lo que quiero son los gramos de agua. Serían 36 gramos. Si por el 00:20:04
contrario, como me preguntan aquí, ¿cuánta agua se formará? 36 gramos. ¿Cuánto quedará del reactivo 00:20:12
en exceso? Pues fijaros, si lógicamente yo tenía 5 moles y he gastado, ¿vale? Yo he gastado 5 moles, 00:20:16
pero he gastado un mol de ese, pero necesito el doble, ¿vale? Quedará una parte más pequeña. 00:20:27
Pero bueno, eso como no entra en cuarto lo explicaré para otro curso o lo que sea. ¿De 00:20:32
acuerdo? Pues creo que con este tema están terminadas las reacciones químicas. Cualquier 00:20:37
duda que tengáis, pues ya sabéis, me escribís y tal y con esto ya os mando los ejercicios. 00:20:42
Pues muchas gracias por la atención. 00:20:46
Idioma/s:
es
Subido por:
José R.
Licencia:
Reconocimiento
Visualizaciones:
9
Fecha:
18 de julio de 2023 - 10:06
Visibilidad:
Clave
Centro:
CPR INF-PRI-SEC VILLAMADRID
Duración:
20′ 50″
Relación de aspecto:
4:3 Hasta 2009 fue el estándar utilizado en la televisión PAL; muchas pantallas de ordenador y televisores usan este estándar, erróneamente llamado cuadrado, cuando en la realidad es rectangular o wide.
Resolución:
1024x768 píxeles
Tamaño:
106.24 MBytes

Del mismo autor…

Ver más del mismo autor

EducaMadrid, Plataforma Educativa de la Comunidad de Madrid

Plataforma Educativa EducaMadrid