4. Si doblamos, cortamos o arrugamos un papel, cambia de aspecto pero sigue siendo papel. Decimos que es un CAMBIO FÍSICO . Pero si lo quemamos, al final no queda papel: hay humo y cenizas. Es un CAMBIO QUÍMICO .

6. Fíjate en estos espeleólogos en el interior de una cueva. ¿Cómo consiguen iluminar el camino? La mejor solución es aprovechar un curioso cambio químico conocido desde tiempos lejanos. experimento que se produce en el casco de los espeleólogos Las lámparas de los espeleólogos funcionan mediante una cambio químico que se produce entre el carburo de calcio (CaC 2 ) y el agua (H 2 O): Se vierte el agua sobre el carburo y se desprende un gas llamado acetileno (C 2 H 2 ). Si acercamos una llama o una chispa, el acetileno arderá produciendo una llama brillante. En todo este proceso ocurren varias reacciones químicas : 1) La producción de acetileno a partir de agua y carburo de calcio. 2) La combustión del acetileno para desprender luz. Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias llamadas reactivos se transforman en otras distintas llamadas productos .

8. Las reacciones químicas se representan con ecuaciones que contienen las fórmulas de los reactivos en el PRIMER MIEMBRO, y las fórmulas de los productos en el SEGUNDO, separados por una flecha que indica el sentido en el que se produce la reacción. Esta es la reacción de oxidación del pentano: C 5 H 12 + O 2 -> CO 2 + H 2 O En el primer miembro de esta ecuación tenemos 5 átomos de carbono, mientras que en el segundo solo 1. Asimismo, tenemos 12 átomos de hidrógeno a la izquierda, y solo 2 a la derecha. Decimos que esta ecuación química no está ajustada . C 5 H 12 + 8 O 2 -> 5 CO 2 + 6 H 2 O COEFICIENTE

9. La combustión, uno de los grandes problemas de la química del siglo XVIII , despertó el interés de LAVOISIER porque éste trabajaba en un ensayo sobre la mejora de las técnicas del alumbrado público de París. Comprobó que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado en que ésta no avanzaba más. Si se pesaba el conjunto (metal, calcinado, aire, etc.) después del calentamiento, el resultado era igual al peso antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado peso al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Por tanto, LAVOISIER demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del misterioso flogisto, sino la ganancia de algo muy material: una parte de aire. En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos Ley de conservación de la masa

10. En un cambio químico, el número y la clase de átomos que intervienen se conserva; solo cambia las moléculas (la forma en que los átomos están unidos) C 5 H 12 + O 2 -> CO 2 + H 2 O ECUACIÓN NO AJUSTADA TIPO DE ÁTOMOS NÚMERO DE ATÓMOS (REACTIVOS) NÚMERO DE ÁTOMOS (PRODUCTOS) C 5 1 H 12 2 O 2 3

11. a C 5 H 12 + b O 2 -> c CO 2 + d H 2 O C 5 H 12 + 8 O 2 -> 5 CO 2 + 6 H 2 O TIPO DE ÁTOMOS NÚMERO DE ATÓMOS (REACTIVOS) NÚMERO DE ÁTOMOS (PRODUCTOS) C 5 a = 1 c H 12 a = 2 d O 2 b = 2c + 1d a = 1 5 (1) = c ; 5 = c ; c = 5 12 (1) = 2 d ; 12 = 2 d ; 12/2 = d ; d =6 ; d = 6 2 b = 2 (5) + 1 (6) ; 2 b = 10 + 6 ; 2b = 16 ; b = 8

13. H 2 O 1 MOLÉCULA DE AGUA ÁTOMO DE HIDRÓGENO Masa atómica = 1u. ÁTOMO DE OXÍGENO Masa atómica = 16u. ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA H 2 1u 2 O 1 16u 16 MASA MOLECULAR 18u La relación de masas entre el oxigeno y el hidrógeno es (16/2) 8/1.

15. La unidad de masa atómica (u) es la masa del átomo de hidrógeno = 1u = 6u

16. H 2 O 1 MOLÉCULA DE AGUA ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA H 2 1u 2 O 1 16u 16 MASA MOLECULAR 18u

17. MOL ES LA CANTIDAD DE SUSTANCIA DE UN SISTEMA QUE CONTIENE 6,022 x 10 23 partículas 1 mol = 6,022 x 10 23 partículas

19. MASA MOLAR ES LA MASA DE UN MOL DE SUSTANCIA Masa molar del agua M = 18g/mol Masa molar del metano M = 16g/mol 1 MOL NÚMERO DE PARTÍCULAS MASA (g) VOLUMEN (L) Compuesto gaseoso en condiciones normales de temperatura y presión metano (CH 4 ) 6,022 x 10 23 16 22,4 1 MOL NÚMERO DE PARTÍCULAS MASA (g) VOLUMEN (L) Compuesto gaseoso en condiciones normales de temperatura y presión agua (H 2 O) 6,022 x 10 23 18 -

20. Calcula la cantidad de agua (H 2 O), en mol, que hay en 36g de esta sustancia. ¿Cuántas moléculas hay? ¿Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en dicha cantidad de sustancia?

21. Se calcula la masa molecular del agua H 2 O ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA H 2 1u 2 O 1 16u 16 MASA MOLECULAR 18u

22. Se calcula la masa molar LA MASA MOLAR DE UNA SUSTANCIA ES LA MASA CORRESPONDIENTE A UN MOL DE SUSTANCIA Y COINCIDE CON SU MASA MOLECULAR EN GRAMOS. La masa molar del agua es de 18g/mol

23. Se calcula la cantidad de sustancia (nº de moles (n)) m (g) n (nº moles) = ----------------- M (g/mol) 36g n (nº moles) = ----------------- 18 g/mol n (nº moles) = 2 moles En 36g de agua hay 2 moles

24. Se calcula el número de moléculas de agua 1mol H 2 O 2mol H 2 O ------------------------------------ = -------------------------------- 6,023 x10 23 moléculas H 2 O x moléculas H 2 O x = 1,20 x10 24 moléculas H 2 O En 36g de agua hay 1,20 x10 24 moléculas H 2 O 1 MOL NÚMERO DE PARTÍCULAS MASA (g) VOLUMEN (L) (GASES 0ºC y 1atm) CUALQUIER SUSTANCIA 6,022 x 10 23 COINCIDE CON SU MASA MOLECULAR 22,4L

25. Se calcula el número de átomos de hidrógeno y el número de átomos de oxígeno H 2 O 1 MOLÉCULA DE AGUA 1molécula H 2 O 1,20 x10 24 moléculas H 2 O ------------------------------------ = --------------------------------------- 2 átomos Hidrógeno x átomos Hidrógeno x = 2,4 x10 24 átomos Hidrógeno 1molécula H 2 O 1,20 x10 24 moléculas H 2 O ------------------------------------ = --------------------------------------- 1átomo Oxígeno x átomos Oxígeno x = 1,2 x10 24 átomos Oxígeno

27. Son las relaciones, en masa, en moles o en volumen, que se establecen entre las distintas sustancias en una reacción química, o entre los elementos de un compuesto Permite conocer aspectos cualitativos (reactivos, productos, estado de la materia) y aspectos cuantitativos (cantidades y proporciones en que se combinan cada sustancia) 2 C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g)  8 C0 2 + 10 H 2 O (l)

28. Aspectos cualitativos 2 C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g)  8 C0 2 + 10 H 2 O (l) REACTIVOS PRODUCTOS COMPUESTOS QUÍMICOS Butano y oxígeno molecular Dióxido de carbono y agua ESTADO FÍSICO Ambos reactivos son gaseosos El dióxido de carbono es gaseoso y el agua es una sustancia líquida

29. 2 C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g)  8 C0 2 + 10 H 2 O (l) Aspectos cuantitativos Interpretación microscópica REACTIVOS PRODUCTOS MOLÉCULAS 2 moléculas de butano 13 moléculas de oxígeno molecular 8 moléculas de dióxido de carbono 10 moléculas de agua

30. Aspectos cuantitativos Interpretación macroscópica 2 C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g)  8 C0 2 + 10 H 2 O (l) REACTIVOS PRODUCTOS MOLES 2 moles de C 4 H 10 13 moles de O 2 8 moles de C0 2 10 moles de H 2 O MASA (gramos) Nº moles x masa molecular (2 x 58) 116g de C 4 H 10 (13 x 32) 416g es de O 2 (8x 44) 352g de C0 2 (10x 18) 180g de H 2 O ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA C 4 12u 48 H 10 1u 10 MASA MOLECULAR 58u ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA O 2 16u 32 MASA MOLECULAR 32u ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA C 1 12u 12 O 2 16u 32 MASA MOLECULAR 44u ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA H 2 1u 2 O 1 16u 16 MASA MOLECULAR 18u

31. Calcula los moles y gramos de oxígeno necesarios para quemar una bombona de 500g de butano 2 C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g)  8 C0 2 + 10 H 2 O (l) 1mol butano x mol butano --------------------- = ------------------------ 58g butano 500g butano x= 8,62 moles de butano (500g de butano) 2 moles butano 8,62 moles butano --------------------- = ------------------------ 13 moles O 2 x moles O 2 x= 56,03moles de O 2 116g butano 500g butano --------------------- = ------------------ 416g O 2 x gO 2 x= 1793,1g O 2 REACTIVOS PRODUCTOS MOLES 2 moles de C 4 H 10 13 moles de O 2 8 moles de C0 2 10 moles de H 2 O MASA (gramos) Nº moles x masa molecular (2 x 58) 116g de C 4 H 10 (13 x 32) 416g es de O 2 (8x 44) 352g de C0 2 (10x 18) 180g de H 2 O ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA C 4 12u 48 H 10 1u 10 MASA MOLECULAR 58u

32. En una reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen guardan entre sí una proporción de números enteros y sencillos, si se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura. Ley de los volúmenes de combinación Joseph-Louis Gay-Lussac

34. Ley de Avogadro Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas 1mol (6,022x10 23 partículas) de un gas en condiciones normales (0ºC y 1atm) ocupa un volumen de 22,4L

35. El espacio ocupado por una cierta cantidad de moléculas depende de la presión y de la temperatura de este. La ley de Avogadro trata del espacio ocupado por las moléculas de diversos gases, cuando la presión y la temperatura se mantiene constante para todos ello.

36. Si la presión y la temperatura se mantienen constantes para toda una serie de diversos gases, cada una de las moléculas de gas ocupa el mismo espacio que las otras. Una molécula de hidrogeno ocupa el mismo espacio que una molécula de oxigeno o de anhídrido carbónico siempre que la presión y la temperatura sean las mismas para todos ellos

37. Para una persona que no sabia con seguridad si existían las moléculas, esta era una afirmación difícil de sostener. Su hipótesis fue el resultado directo de la suposición de que existían moléculas, es decir, un agregado de unos cuantos átomos. Los otros científicos de la época creían que la materia estaba constituida por simples unidades separadas, llamadas átomos. La suposición de Avogadro acerca de las moléculas tuvo origen en el conocimiento de los resultados inexplicables obtenidos por Gay Lussac. Este había demostrado que cuando se quemaban completamente dos litros de hidrogeno en un litro de oxigeno se formaban dos litros de vapor de agua, si durante el experimento se mantenían a la misma temperatura. Los volúmenes de los gases guardaban una relación sencilla entre si. De la misma manera se comportaban otros gases reaccionantes y su productos gaseosos. Avogadro quería saber por que sucedía esto, y comenzó a estudiar los resultados, para deducir de ellos alguna conclusión.

38. Su razonamiento puede ser captado mejor considerando la reacción en la que el hidrogeno se quema en atmósfera de cloro, para dar acido clorhídrico. Si se quema un litro de hidrogeno en un litro de cloro se forman dos litros de acido clorhídrico gaseoso. Quizá un átomo de hidrogeno se combine con uno de cloro, para formar una unidad del compuesto acido clorhídrico. Entonces, un volumen se combinara con un volumen. Esto no esta de acuerdo con la evidencia experimental; pero explicaría los resultados, si se admite que los átomos de hidrógenos y de cloro se encuentran agrupados dos a dos y que cada par de átomos ocupa el mismo espacio . De esta manera, Avogadro descubrió el concepto de molécula y formuló su hipótesis de que todas las moléculas de los diversos gases, bajo idénticas condiciones de presión y temperatura, ocupan el mismo espacio

39. LEY DE LOS GASES IDEALES A partir de las leyes de los gases se establece la Ecuación General que relaciona la cantidad de moles con el volumen, la presión y la temperatura. P x V = n x R x T R = constante = 0,082 atm L / (K mol) P = Presión V = Volumen n= Moles R = Constante universal de los gases ideales T = Temperatura absoluta Benoit Paul Émile Clapeyron

40. Cuando se quema gas metano, CH 4 , en presencia de oxígeno, se obtiene dióxido de carbono, CO 2 , y agua, H 2 O, en estado gaseoso. Si se han consumido 30L de CH 4 (g), calcula los litros de CO 2 (g) y de H 2 O (g) que se producirán y el volumen de O 2 (g) necesario sabiendo que estos gases están a igual presión y temperatura. Se escribe la ecuación química ajustada CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) Se anotan los volúmenes de cada gas, teniendo en cuenta sus coeficientes. Se elige una unidad de volumen, por ejemplo 1L 1volumen + 2 volúmenes 1volumen + 2 volúmenes 1L + 2 L 1L + 2 L Se establece la nueva proporción en volúmenes con el dato de volumen de metano consumido. 1L METANO / 2L OXÍGENO = 30L METANO / XL OXÍGENO X= 60L OXÍGENO 1L METANO / 1L DIÓXIDO = 30L METANO / XL DIÓXIDO X= 30L DIÓXIDO 1L METANO / 2L AGUA = 30L METANO / XL AGUA X= 60L AGUA Se interpreta los resultados En la reacción de 30L de metano con 60L de oxígeno se han formado 30L de dióxido y 60L de agua.

42. Zn + 2 HCl  ZnCl 2 + H 2 H 2 +1/2 O 2  H 2 O Reacción química que transcurre de forma muy rápida Reacción química que transcurre muy lentamente La velocidad de reacción es la cantidad de sustancia formada o transformada en la unidad de tiempo

43. Para haber un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia entren en contacto a través de colisiones. Eso sí, no todos los choques son iguales. Al choque que provoca la reacción se le llama choque eficaz y tiene que cumplir unos requisitos: 1.Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos. 2.Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.

44. LOS FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN SON AQUELLOS QUE PERMITEN LE CONTACTO ENTRE LAS PARTÍCULAS REACCIONANTES Y FACILITA N CHOQUES ENTRE ELLAS.

45. Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica. Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los metemos en la nevera o en el congelador. Por el contrario, si queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuela puesta al fuego.

47. Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas. Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeños son los pedazos; y si está finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.

48. Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación: Muy alta, y entonces será muy lenta. Muy baja, y entonces será muy rápida. Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la oxidación de los metales, la oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata es muy lenta y la velocidad de la oxidación del hierro es intermedia entre las dos anteriores. En las siguientes reacciones se utilizan diferentes reductores para decolorar el permanganato de potasio. Observe cual de ellos los hace con mayor rapidez bajo las mismas condiciones.

49. Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones. El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido. La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general, en la forma: v = k [ A ]? [ B ]? donde ? y ? son coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción general antes considerada. La constante de velocidad k , depende de la temperatura.

50. Los catalizadores son sustancias que facilitan la reacción modificando el mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química; no varía su calor de reacción. Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la reacción.

51. Tres tubos de ensayos, se le agrega en cada unos de ellos las cantidades de Na 2 C 2 O 4 , y H 2 SO 4 y el catalizador señalado. A cada uno se le agrega KMnO 4 .