04_3ESO_FYQ_adaptacion

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Adaptación unidad 4. Reacciones químicas 
 
Física y Química 3º. ESO Material fotocopiable autorizado. 
 
Unidad 4. Reacciones químicas 
 
1. Masa molecular y composición centesimal 
La masa molecular de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los 
átomos que aparecen en su fórmula. 
La unidad que se usa para la masa molecular (Mr) es la misma que para la masa 
atómica (Ar), es decir, la unidad de masa atómica u. Recuerda que la masa atómica 
se puede consultar en la tabla periódica y es la media de todos los isótopos del 
elemento al que representa. En ambos casos, la fórmula debe escribirse entre 
paréntesis: 
 
 
La composición centesimal de un compuesto indica qué porcentaje de la masa 
molecular corresponde a cada elemento. Se calcula dividiendo el total de la masa 
atómica de los elementos presentes en el compuesto entre la masa molecular del 
compuesto y multiplicando después por 100: 
 
 
2. El mol y el número de Avogadro 
2.1. El mol 
Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 entidades elementales 
de esa sustancia, ya sean átomos, moléculas o iones. 
El número 6,022·1023 es el número de Avogadro: 
 
2.2. La masa molar 
La masa molar (M) de una sustancia es la masa de un mol de esa sustancia. Su valor 
es el de su masa atómica o molecular pero en gramos. 
Ejemplos: 
 
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Según lo que hemos aprendido se pueden hacer seis cambios de unidades: 
• De moles a número de partículas y viceversa (mediante el número de Avogadro 
NA). 
• De moles a gramos y viceversa (mediante la masa molar M). 
• De gramos a número de partículas y viceversa (mediante la masa molar M y el 
número de Avogadro NA). 
 
 
2.3. El volumen molar 
El volumen molar (V) de una sustancia es el volumen que ocupa un mol de esa 
sustancia. 
El volumen molar depende del estado de agregación: 
• Volumen molar de sólidos y líquidos: se calcula con la densidad y la masa 
molar de la sustancia: 
 
• Volumen molar de los gases: se calcula con la ecuación de los gases ideales: 
PV = nRT. En esta fórmula, R es la constante de los gases ideales 
(R=0,082 atm·L/K·mol) y n es el número de moles, que en este caso es 1 mol. 
 
El volumen molar de un gas en condiciones normales de presión (1 atm) y temperatura 
(T=273 K) es siempre de 22,4 L, independientemente de la naturaleza del gas. 
 
ACTIVIDADES 
1. Calcula la masa molecular de los siguientes compuestos. Encuentra en la tabla 
periódica las masas atómicas de los elementos que forman los compuestos. 
 Masa molecular 
CuS 
NH3 
HS2 
Fe2O3 
CA(OH)2 
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2. Completa las frases: 
a) El valor de la masa molecular de una sustancia es igual que su masa molecular 
o atómica, pero en _______________. 
b) El volumen molar de una sustancia es el volumen que ocupa un 
_______________ de esa sustancia. 
c) Un ______________ es la cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 
entidades elementales de esa sustancia. 
d) La unidad de masa molecular es la unidad de masa atómica: _____________. 
e) El volumen molar de un gas en condiciones normales de presión y temperatura 
es siempre _______________. 
 
3. Calcula la composición centesimal de los elementos que forman el ácido sulfúrico 
(H2SO4). ¿Cuál es la masa del hidrógeno, del azufre y del oxígeno en 500 g de 
ácido sulfúrico? Dibuja un gráfico circular con la composición centesimal de los 
elementos. 
 
4. ¿Cuál de las siguientes sustancias tiene más átomos? 
a) 0,5 moles de agua. 
b) 32 g de oxígeno molecular. 
c) 33,6 l de helio en condiciones normales de presión y temperatura. 
 
5. Completa el texto con estas palabras: amoniaco, temperaturas, agricultura, 
fertilizantes, nitrógeno, alimento, hierro, explosivos. 
El amoniaco ha sido muy importante para la ____________________ y se necesita 
mucha cantidad para producir ____________________ artificiales. Antes del siglo XX, 
la mayoría del nitrógeno procedía de nitratos extraídos en América del Sur. Debido a la 
revolución industrial, la población aumentó y no había suficiente 
____________________ para todos. A principios del siglo XX, Fritz Haber sintetizó 
____________________ a partir de hidrógeno y ____________________ a bajas 
____________________ utilizando ____________________ como catalizador. El 
químico industrial, Carl Bosch, desarrolló el método de Haber-Bosch y produjo 
amoniaco en gran cantidad. No obstante, gran parte del amoniaco obtenido se usó 
para producir de ____________________ durante la Primera Guerra Mundial. 
 
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3. Las reacciones químicas 
Una reacción química es un proceso donde una o varias sustancias llamadas reactivos 
se transforman en una o varias sustancias distintas llamadas productos mediante un 
intercambio de energía. 
Características: 
• Los enlaces entre las moléculas o iones de los reactivos se rompen y forman los 
nuevos enlaces de los productos. 
 
• La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de la masa de los 
productos. Esta es la ley de conservación de las masas de Lavoisier. 
• Cualquier reacción química consume energía (reacción endotérmica) o libera 
energía (reacción exotérmica). 
 
3.1. Ecuaciones químicas 
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo: 
 
En una ecuación química debes tener en cuenta que: 
• Los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha. Estas 
sustancias químicas se separan por una flecha (➝) que indica el sentido de la 
reacción. 
• Si hay varias sustancias químicas en una de las partes de la ecuación, se separan 
por un símbolo +. 
• El estado físico de cada sustancia química se escribe entre paréntesis: (s) sólido, 
(l) líquido, (g) gas y (aq) disolución acuosa. 
• Tiene que haber el mismo número de átomos de un elemento a ambos lados de la 
ecuación. Para ello se debe ajustar la ecuación. 
 
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4. Tipos de reacciones químicas 
Las reacciones químicas se clasifican en función de su estructura en reacciones de 
síntesis, de descomposición, de desplazamiento y de doble enlace. También vamos a 
estudiar la reacción de combustión. 
• Reacción de síntesis: tiene lugar cuando dos o más sustancias se combinan entre 
sí y forman otra sustancia nueva. Por ejemplo: 
 
 
• Reacción de descomposición: tiene lugar cuando una sustancia se descompone 
y origina otras más sencillas. Por ejemplo: 
 
 
• Reacción de desplazamiento: tiene lugar cuando un elemento desplaza a otro 
elemento o una molécula y forma un nuevo compuesto. Por ejemplo: 
 
• Reacción de doble desplazamiento: tiene lugar cuando los átomos o los iones de 
dos sustancias distintas intercambian sus posiciones y forman sustancias 
diferentes. Los átomos que se intercambian se indican mediante colores en los 
ejemplos. 
 
 
• Reacción de combustión. Esta es una reacción química que libera mucha 
energía. Necesita un combustible y un comburente. Aquí estudiaremos las 
combustiones de sustancias orgánicas en presencia de oxígeno. Los productos que 
se originan son vapor de agua y dióxido de carbono. Por ejemplo: 
 
 
 
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ACTIVIDADES 
6. Escribe una frase con sentido que contenga las siguientes palabras: reactivos, 
productos, reacción química, transforman, energía. 
 
7. Une cada reacción con su definición. 
a) Reacción de síntesis 
1. Un elemento desplaza a otro elemento o 
una molécula y forma un nuevo 
compuesto. 
b) Reacción de 
descomposición 
2. Dos o más sustancias se combinan entre 
sí y forman otra sustancia nueva. 
c) Reacciónde 
desplazamiento 
3. Una sustancia se descompone y origina 
otras más sencillas. 
d) Reacción de doble 
desplazamiento 
4. Se da en presencia de oxígeno y se 
originan vapor de agua y dióxido de 
carbono. 
e) Reacción de 
combustión 
5. Los átomos de dos sustancias distintas 
intercambian sus posiciones y forman 
sustancias diferentes. 
 
8. Indica si estas afirmaciones son verdaderas o falsas: 
 V F 
a) La ley de conservación de las masas de Lavoisier dice que la suma de las masas de 
los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. 
 
b) Una reacción química exotérmica es la que consume energía. 
c) Una reacción química endotérmica es la que consume energía. 
d) En una ecuación química tiene que haber distinto número de átomos de un elemento 
a ambos lados de la ecuación. Por eso se ajusta la ecuación. 
 
 
9. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas. Explícale a tu compañero de qué tipo 
son estas reacciones y cuáles son los reactivos y los productos en cada reacción. 
a) Zn + HCl ➝ ZnCl2 + H2 
b) NaHCO3 ➝ Na2CO3 + CO2 + H2O 
c) KClO3 ➝ O3 + KCl 
d) Na2SO2 + BaCl2 ➝ BaSO4 + NaCl 
e) C2H6 + O2 ➝ CO2 + H2O 
 
10. El níquel reacciona con un ácido y origina hidrógeno y una sal de níquel. Escribe 
la ecuación química sabiendo que los elementos de la reacción son: Ni, H2, NiSO4 
y H2SO4. Comprueba si está ajustada la ecuación y si se cumple la ley de 
Lavoisier. 
 
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5. Estequiometría 
La estequiometría es el cálculo de las proporciones entre reactivos y productos en 
cantidad de sustancia (moles), en masa o en volumen. 
Las mismas proporciones de cada reactivo se combinan para dar unas proporciones 
fijas de productos en una reacción química. 
 
5.1. Interpretación según el número de moles 
El número de moles que reaccionan coincide con el número de moléculas que hay de 
cada tipo si la ecuación está correctamente ajustada. 
En la siguiente ecuación química se puede comprobar que: 
 
 
La estequiometría da las relaciones entre reactivos y productos en función del número 
de moles. 
 
5.2. Interpretación según la masa 
La proporción entre las masas se calcula a partir del número de moles que hay en la 
ecuación química. Para ello se necesitan las masas molares de estas sustancias. 
Para el ejemplo anterior: M(N2)=28 g/mol, M(H2)=2 g/mol y M(NH3)=17 g/mol. Por 
tanto: 
 
Esto significa que 1 mol de N2 equivale a 28 g de N2 y 3 moles de H2 equivalen a 6 
g de H2. 
Las dos cantidades suman 34 g. Esta será la masa que debemos tener de amoniaco 
según la ley de la conservación de la masa: 
 
 
5.3. Interpretación según el volumen 
La ley de Avogadro afirma que volúmenes iguales de gases en las mismas 
condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. 
Esta ley nos permite interpretar las ecuaciones químicas donde solo aparecen 
sustancias gaseosas, como en el ejemplo del amoniaco. Se utilizan volúmenes en 
lugar de mol y en la unidad indicada. 
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ACTIVIDADES 
11. Contesta razonadamente por parejas a las siguientes preguntas a partir de la 
siguiente ecuación química: 
)(3)(2)(2 23 gOsKClsKClO +→ 
 
a) ¿Cuántas moléculas de reactivo reaccionan? 
b) ¿Cuántas moléculas de producto se originan? 
c) ¿Cuántos moles reaccionan y se producen? 
 
12. El hidrógeno molecular se combina con el oxígeno molecular para formar agua. 
a) Escribe y ajusta la ecuación química. 
b) Si hay 2 mol de O2, ¿cuántos moles de hidrógeno se necesitan para producir 4 
mol de agua? 
c) Calcula la cantidad de agua que se forma con 96 g de O2. 
 
13. Encuentra varias palabras relacionadas con lo estudiado en esta sopa de letras: 
K C G X I A A E E C 
V O S C N X L M M M 
I M A V O G A D R O 
S B X X I O V A S L 
U U I M C R O R I P 
R S S R C P I O J O 
E T M Y A X S Z N T 
S I N T E S I S E O 
R O T X R K E L V C 
A N Z R N X R N E A 
 
 
 
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14. Completa estas frases: 
a) La _______________ es el cálculo de las proporciones entre reactivos y 
productos, en moles, en masa o en volumen. 
b) La ley de Avogadro afirma que _______________ iguales de gases en las 
mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de 
moléculas. 
c) En una ecuación química, las mismas proporciones de cada reactivo se 
combinan para dar unas proporciones fijas de _______________. 
d) En una ecuación ajustada el número de moles coincide con el número de 
_______________ que hay de cada sustancia. 
e) La proporción entre las masas se calcula a partir del número de 
_______________ que hay en la ecuación química. 
 
15. Lee el texto y contesta a las preguntas: 
Joseph Priestley aisló el oxígeno por primera vez el 1 de agosto de 1774 a partir de 
óxido de mercurio. Este óxido lo calentó con luz solar y una lupa en un recipiente de 
vidrio hermético. También demostró que las plantas producían oxígeno bajo la luz 
solar. Antoine Lavoisier oyó hablar de este trabajo y poco después produjo su propio 
oxígeno. Los experimentos de Antoine Lavoisier demostraron que la combustión era 
un proceso de combinación con oxígeno. En la respiración, el oxígeno que 
aspiramos con el aire reacciona con la glucosa y se libera dióxido de carbono, agua 
y energía. Lavoisier llamó a este nuevo gas oxygène (“generador de ácido”), porque 
descubrió que cuando reacciona con algunos materiales (como azufre, fósforo o 
nitrógeno), produce ácidos. 
Adaptado de: El libro de la ciencia. Editorial Akal. ISBN: 978-84-460-4226-6 
 
 
a) ¿Qué hizo Joseph Priestley? 
b) ¿Qué hizo Antoine Lavoisier? 
c) ¿Cómo escribirías la ecuación química de la respiración? 
d) Esta reacción, ¿es exotérmica o endotérmica? 
 
 
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SOLUCIONARIO 
1. 
 Masa molecular 
CuS 95,5 u 
NH3 17 u 
HS2 34 u 
Fe2O3 160 u 
CA(OH)2 74 u 
 
2. 
a) El valor de la masa molecular de una sustancia es igual que su masa molecular 
o atómica, pero en gramos. 
b) El volumen molar de una sustancia es el volumen que ocupa un mol de esa 
sustancia. 
c) Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 entidades 
elementales de esa sustancia. 
d) La unidad de masa molecular es la unidad de masa atómica: u. 
e) El volumen molar de un gas en condiciones normales de presión y temperatura 
es siempre 22.4 l. 
 
3. 
 Número de átomos 
Masa 
molecular Composición centesimal Masa en 500 g 
H Ar(H) = 1 2 2 %H=2/98·100=2,04 % 10,20 
S Ar(S) = 32 1 32 %S=32/98·100=32,65 % 163,27 
O Ar(O) = 16 4 64 %O=64/98·100=65,31 % 326,53 
H2SO4 ⎯ ⎯ 98 100 % 500 
 
4. 
a) 9,033 · 1023 átomos. 
b) 1,2044 · 1024 átomos. 
c) 9,033 · 1023 átomos. 
 
5. 
El amoniaco ha sido muy importante para la agricultura y se necesita mucha cantidad 
para producir abonos artificiales. Antes del siglo XX, la mayoría del nitrógeno procedía 
de nitratos extraídos en América del Sur. Debido a la revolución industrial, la población 
aumentó y no había suficiente alimento para todos. A principios del siglo XX, Fritz 
Haber sintetizó amoniaco a partir de hidrógeno y nitrógeno a bajas temperaturas 
utilizando hierro como catalizador. El químico industrial, Carl Bosch, desarrolló el 
método de Haber-Bosch y produjo amoniaco en gran cantidad. No obstante, gran parte 
del amoniaco obtenido se usó para producir de explosivos durante la Primera Guerra 
Mundial. 
 
 
 
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6. 
Una reacción química es un proceso en el que una o varias sustancias llamadas 
reactivos se transforman en una o varias sustancias llamadas productos a través de un 
intercambio de energía.7. 
a) 2. 
b) 3. 
c) 1. 
d) 5. 
e) 4. 
 
8. 
 V F 
a) La ley de conservación de las masas de Lavoisier dice que la suma de las masas de 
los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. X 
b) Una reacción química exotérmica es la que consume energía. X 
c) Una reacción química endotérmica es la que consume energía. X 
d) En una ecuación química tiene que haber distinto número de átomos de un elemento 
a ambos lados de la ecuación. Por eso se ajusta la ecuación. X 
 
9. 
a) Zn + 2HCl ➝ ZnCl2 + H2 (Reacción de reemplazamiento) 
b) 2NaHCO3 ➝ Na2CO3 + CO2 + H2O (Reacción de descomposición) 
c) KClO3 ➝ O3 + KCl (Reacción de descomposición) 
d) Na2SO4 + BaCl2 ➝ BaSO4 + 2NaCl (Reacción de doble desplazamiento) 
e) 2C2H6 +7O2 ➝ 4CO2 + 6H2O (Reacción de combustión) 
 
10. 
Ni + H2SO4 ➝ NiSO4 + H2 
Es una reacción de reemplazamiento. 
 
11. 
)(3)(2)(2 23 gOsKClsKClO +→ 
 
a) 2 moléculas de reactivo. 
b) 5 moléculas de producto. 
c) Hay el mismo número de moles que de moléculas. Hay 2 moles de reactivos y 
5 moles de productos. 
 
12. 
a) 2H2 + O2 ➝ 2H2O 
b) Se necesitan 4 moles de hidrógeno para producir 4 moles de agua. 
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c) 
 
 
13. 
K C G X I A A E E C 
V O S C N X L M M M 
I M A V O G A D R O 
S B X X I O V A S L 
U U I M C R O R I P 
R S S R C P I O J O 
E T M Y A X S Z N T 
S I N T E S I S E O 
R O T X R K E L V C 
A N Z R N X R N E A 
 
14. 
a) La estequiometría es el cálculo de las proporciones entre reactivos y 
productos, en moles, en masa o en volumen. 
b) La ley de Avogadro afirma que volúmenes iguales de gases en las mismas 
condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de 
moléculas. 
c) En una ecuación química, las mismas proporciones de cada reactivo se 
combinan para dar unas proporciones fijas de productos. 
d) En una ecuación ajustada el número de moles coincide con el número de 
moléculas que hay de cada sustancia. 
e) La proporción entre las masas se calcula a partir del número de moles que hay 
en la ecuación química. 
 
15. 
a) Aislar el oxígeno del óxido de mercurio. 
b) Tras oír hablar del experimento de Priestley, produjo su propio oxígeno. 
c) 9O2 + C6H12O6 ➝ 6CO2 + 6H2O 
d) Es exotérmica, porque produce energía.