Física y Química 4º ESO: guía interactiva para la resolución de ejercicios

1. Física y Química 4º ESO: guía interactiva para la resolución de ejercicios I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

2. Ejercicio 1 Ejercicio 2 Ejercicio 3 Ejercicio 4 Ejercicio 5 Ejercicio 6 Ejercicio 7 Ejercicio 8 Ejercicio 9 Ejercicio 10 Ejercicio 11 Ejercicio 12 Ejercicio 13 Ejercicio 14 Ejercicio 15 Índice • Medida de la velocidad de reacción • Medida de la velocidad de reacción y factores de los que depende • Explicación de cuestiones de cinética química I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

3. Ayuda Las reacciones químicas tienen lugar a diferentes velocidades; algunas reacciones pueden ser muy rápidas, como las explosiones, y otras muy lentas, como la oxidación del hierro. Se define la velocidad de reacción como la relación entre la variación de la cantidad de reactivo o de producto que estemos observando y el tiempo en el que ocurre ese cambio. La cantidad puede medirse en unidades de masa, de volumen si se trata de gases, de cantidad de sustancia o moles, o de concentración, si se trata de disoluciones. Los factores o variables que influyen sobre la velocidad de una reacción son: . Concentración: normalmente la velocidad de las reacciones aumenta al aumentar la concentración de los reactivos. Para cada reacción se determina experimentalmente la ecuación o la gráfica que relaciona velocidad y concentración. . Temperatura: siempre la velocidad de las reacciones aumenta al aumentar la temperatura. Es una variación exponencial. . Superficie de contacto: en las reacciones heterogéneas, la velocidad de reacción aumenta al aumentar el área de la superficie de contacto entre los reactivos. . Catalizadores: son sustancias que modifican la velocidad de reacción sin consumirse. Son específicos para cada reacción. Si disminuyen la velocidad de reacción en vez de aumentarla pueden denominarse inhibidores. I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

4. N no eficaz O choque Ruptura del enlace eficaz Ayuda • Con la ayuda de la teoría cinético-molecular, podemos explicar el comportamiento de la velocidad de las reacciones químicas frente a los factores que la modifican. • Para ello debemos considerar que: • Las partículas (moléculas, átomos o iones) que constituyen los reactivos deben chocar entre sí para evolucionar hacia la formación de productos. • Como consecuencia de estos choques se debilitarán o “romperán” las fuerzas o enlaces que hay entre las partículas de los reactivos y posteriormente se formarán enlaces nuevos entre estas partículas que darán lugar a los productos. • Para que esto suceda los choques deben ser eficaces, es decir, las partículas deben chocar con suficiente energía y con la orientación en el espacio adecuada; de lo contrario no se formarán los productos, es decir, no sucederá la reacción. • Así por ejemplo en la reacción: NO(g) + O3(g)  NO2(g) + O2(g) I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

5. Ayuda A la luz de la teoría cinético-molecular podemos explicar razonadamente el efecto de cada factor que influye en la velocidad de reacción. Para ello debemos pensar en la eficacia de los choques, ya que cuanto mayor sea esta eficacia, con mayor rapidez se evolucionará desde los reactivos hacia los productos de la reacción En general: Si aumenta el número de choques entre partículas en la unidad de tiempo (frecuencia del choque), aumentará el número de los que sean eficaces, y, por tanto, la velocidad de reacción. Esto ocurrirá al aumentar el grado de división de un reactivo sólido o al aumentar la concentración de un reactivo disuelto. Si aumenta la energía cinética de las partículas de los reactivos, aumentará la proporción de éstas que choquen eficazmente y con ello aumentará la velocidad de reacción. La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura. La energía mínima que deben tener las partículas de los reactivos para chocar eficazmente se denomina energía de activación y tiene un valor diferente para cada reacción. Los catalizadores actúan de un modo especial, dan lugar a especies intermedias entre los reactivos y los productos, que para que se formen necesitan una energía de activación menor que si no estuviera el catalizador, y luego evolucionan hacia los productos normales de la reacción. De este modo hace falta menos energía en el choque y la reacción es más rápida. I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

6. Clasifica las siguientes reacciones que suceden a temperatura ambiente como: muy rápidas (tiempo de reacción del orden de un minuto o menos), muy lentas (tiempo de reacción del orden de días o más) y de velocidad moderada (tiempo de reacción del orden de horas o menos). 1 Muy rápida (segundos) De velocidad moderada (minutos) Muy lenta (no se aprecia si no elevamos la temperatura y la iniciamos) Muy lenta (años) Muy rápida (segundos) De velocidad moderada (horas) I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

7. La velocidad media va disminuyendo conforme avanza la reacción. Ello se ve también en la pendiente de la curva, que es máxima al inicio y va disminuyendo. Se hizo reaccionar ácido clorhídrico con carbonato de calcio, según la reacción: CaCO3(s) + 2 HCl(ac)  CO2(g) + CaCl2(ac) + H2O(l)Se midió la masa de dióxido de carbono que se iba desprendiendo.El tratamiento de los datos quedó reflejado en la tabla y gráfica adjuntas. Analizando ambas, contesta a las preguntas que vayan apareciendo en la pantalla. 2 ¿La reacción sucede a la misma velocidad todo el tiempo? Calcula la velocidad media en el primer minuto y en el sexto minuto. ¿Por qué la curva se hace horizontal al final de la reacción? Al ser horizontal, su pendiente es cero, lo que significa que la velocidad de reacción también es cero, la reacción ha terminado porque se han consumido los reactivos. I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

8. Podemos conocer la velocidad de reacción del magnesio con el ácido clorhídrico, según la reacción: HCl(ac) + Mg(s)  H2(g) + MgCl2(ac), midiendo el volumen de hidrógeno desprendido en unas determinadas condiciones de presión y de temperatura. Observa la gráfica adjunta que se ha obtenido representando datos reales para esta reacción y contesta a las preguntas que vayan saliendo en la pantalla. 3 Calcula la velocidad de reacción media en el primer minuto y en el quinto minuto y compáralas. Calcula la velocidad instantánea de la reacción en los instantes 1 y 5 min sabiendo que su valor coincide con el de la pendiente de la tangente a la curva. Compáralas. Las velocidades de reacción medias e instantáneas han disminuido al irse consumiendo los reactivos. I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

9. En el ejercicio anterior vimos que, para el caso de la menor concentración, En el caso de la mayor concentración (curva rosa), la pendiente de la tangente a la curva es: Se ha medido el volumen de hidrógeno desprendido, en unas determinadas condiciones de presión y de temperatura, en la reacción: 2 HCl(ac) + Mg(s)  H2(g) + MgCl2(ac). Observa las gráficas adjuntas que se han obtenido representando datos reales para esta reacción, que se ha llevado a cabo con la misma cantidad de magnesio y con concentraciones del ácido clorhídrico diferentes. Contesta a las preguntas que vayan saliendo en la pantalla. 4 Observando el aspecto de las curvas, describe la influencia de haber aumentado la concentración de uno de los reactivos. Como puede apreciarse, la curva rosa tiene una pendiente inicial mucho mayor que la curva azul, es decir, la velocidad de reacción es mayor al estar más concentrado uno de los reactivos. Consecuentemente, se consumirán antes los reactivos y se detendrá antes la reacción (tramo horizontal de la curva). Calcula la velocidad instantánea de ambas reacciones en el instante 1 min y compáralas. Estos valores confirman la influencia de la concentración del reactivo en la velocidad. I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

10. El tiempo total es de 12 min. Una estudiante lleva a cabo un experimento para medir la velocidad de la reacción entre el carbonato de cobre (II) (trocitos de malaquita) y el ácido clorhídrico. Los resultados que obtiene se muestran en la tabla adjunta. A partir de ella, contesta a las preguntas que vayan apareciendo en la pantalla. 5 Escribe la ecuación química igualada de la reacción. CuCO3(s) + 2 HCl(ac)  CO2(g) + CuCl2(ac) ) + H2O(l) Representa gráficamente los resultados del experimento. Sitúa la masa de CO2 en el eje vertical y el tiempo en el horizontal. ¿Cómo varía la velocidad de reacción con el tiempo? ¿Por qué? La curva tiene una pendiente inicial mucho mayor que al final, la velocidad de reacción disminuye al hacerlo la superficie de los trocitos de malaquita y la cantidad de HCl presente . ¿Cuánto tiempo ha durado la reacción? Calcula la velocidad media total en g CO2/min y en mol CO2/min. I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

11. Continuando con el experimento descrito en el ejercicio anterior, resuelve las siguientes cuestiones:(a) A partir de la ecuación química igualada, calcula la cantidad de CuCO3 que ha reaccionado y la velocidad media de la reacción en mol CuCO3 /min.(b) En el gráfico siguiente se ha representado, en función del tiempo, la masa de CO2 desprendido en otros dos casos: si la reacción se hace en caliente (45 ºC) y si la malaquita está pulverizada y se mantiene a 45 ºC. Justifica por qué las nuevas gráficas tienen la forma mostrada. 6 Escribe la ecuación química asociada al experimento descrito y contesta al apartado (a). CuCO3(s) + 2 HCl(ac)  CO2(g) + CuCl2(ac) + H2O(l) El cociente estequiométrico entre el CuCO3 y el CO2 es 1, por lo tanto desaparecerá la misma cantidad de sustancia de uno que de otro. La velocidad media será, entonces, 7,05.10-3 mol de CuCO3/min. Contesta al apartado (b). Como puede observarse en los gráficos, la elevación de la temperatura aumentará la velocidad de reacción e igualmente lo hará el grado de división del reactivo sólido. Se alcanzará antes el final de la reacción, es decir el tramo horizontal de la curva. I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

12. El agua oxigenada es el nombre común de la disolución de peróxido de hidrógeno: H2O2. Este compuesto se descompone lentamente según la reacción: 2 H2O2(ac)  2 H2O(l) + O2(g). El gráfico muestra los resultados de la reacción expresados como volumen de oxígeno desprendido por min. Las reacciones se han realizado en las mismas condiciones de concentración y de temperatura, pero en una de ellas se ha añadido a la disolución una pequeña cantidad de MnO2 (s). Contesta a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla. 7 Calcula la velocidad de reacción media en los cinco primeros minutos de ambas reacciones y compáralas. Es mucho mayor la velocidad de reacción conMnO2 Describe cómo queda reflejado en las gráficas el transcurso de cada reacción y la causa de diferencias tan acusadas. La curva azul tiene una pendiente inicial pequeña que luego disminuye y, en el tiempo de observación, sólo llega a desprenderse un poco más de 2 cm3 de oxígeno. Con dióxido de manganeso (MnO2) la velocidad aumenta muchísimo y llega a desprenderse en el mismo tiempo 4,3 cm3 de oxígeno. El MnO2 es un catalizador de esta reacción. I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

13. ¿Por qué una manzana cortada tarda más en estropearse si la guardamos en la nevera ? ¿Por qué una vez que comienza una explosión ocurre tan rápidamente? ¿Por qué el metal del tubo de escape se oxida antes que el resto de la carrocería? Contesta razonadamente a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla. 8 Al ser la reacción exotérmica, eleva mucho la temperatura y la velocidad de reacción aumenta muchísimo. Los gases de la combustión salen muy calientes, la velocidad de oxidación aumenta mucho con la temperatura En la nevera, la baja temperatura retrasa la velocidad de las reacciones bioquímicas que estropean la manzana. En todos los casos es la influencia de la temperatura la que determina los hechos I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

14. La velocidad de reacción entre el magnesio en forma de cinta y el ácido clorhídrico disminuye a medida que transcurre la reacción ¿Por qué? En cambio un fuego se propaga rápidamente una vez que se ha iniciado ¿Por qué? Contesta razonadamente a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla. 9 Piensa si los dos hechos suceden porque está influyendo el mismo factor o son factores distintos. Sobre todo se debe a que, al irse consumiendo el magnesio, presenta menos superficie de reacción y la velocidad de ésta disminuye. Al igual que en las explosiones, la combustión es exotérmica y eleva continuamente la temperatura, aumentando muchísimo la velocidad . I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

15. Contesta razonadamente a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla. 10 Las patatas se fríen antes cuanto mas pequeñas las cortamos ¿Por qué? Cuanto más pequeños son los trozos mayor superficie presentan al aceite caliente. En ambos casos es el mismo factor el que está influyendo: la mayor superficie de reacción del sólido. Las zonas más protuberantes (nariz, manos) de las estatuas son las que se desgastan más ¿Por qué? Cuanto más agudos son los rasgos mayor superficie presentan a la erosión, la lluvia ácida, etc I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

16. N H Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el aumento de la concentración de nitrógeno sobre la velocidad de reacción en el proceso de obtención del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g). 11 Cámbialo aumentando el número de moléculas de nitrógeno. Dibuja un diagrama multimolecular de los reactivos. Generalmente, a mayor concentración de reactivo, mayor velocidad de reacción. ¿En cuál de los dos casos habrá más choques por unidad de tiempo y por tanto mayor velocidad de reacción? I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

17. C O H Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el aumento de temperatura sobre la velocidad de reacción en la combustión del metano: CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l). 12 Dibuja un diagrama multimolecular de los reactivos a temperatura baja. Dibuja un diagrama multimolecular de los reactivos a temperatura alta. La reacción no se da a temperatura baja La reacción es muy rápida a temperatura alta Aumentando el número de moléculas que posean la energía de activación ¿Qué parámetros del movimiento de las moléculas aumentan con la temperatura? La velocidad y la energía cinética ¿Cómo influyen en los choques? Aumentando la frecuencia de los choques I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

18. N H Fe Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el utilizar un catalizador (hierro finamente dividido) en el proceso de obtención del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g). 13 El catalizador sólido retiene en su superficie a las moléculas de los reactivos gaseosos. El fenómeno se llama adsorción. El catalizador sólido facilita la ruptura de los enlaces del N2y del H2, formándose antes los enlaces del NH3 Haciendo que sea necesaria menos energía de activación, y se rompan con más facilidad los enlaces de los reactivos El catalizador de hierro aumentará la velocidad de reacción ¿Por qué ? Por que los choques serán más eficaces ¿Cómo influye en los choques la presencia del catalizador? I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

19. Cl- H+ Zn Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el utilizar cinc en polvo o trozos de cinc sobre la velocidad de la reacción: Zn(s) + 2 HCl(ac)  ZnCl2(ac) + H2(g). 14 Dibuja un diagrama multimolecular de los reactivos con los átomos de cinc formando una estructura gigante (en trozos). Dibuja un diagrama multimolecular de los reactivos con los átomos de cinc formando asociaciones de menos átomos (en polvo). Recuerda que el ácido clorhídrico está disociado. Hay más átomos disponibles para chocar, ya que hay más superficie de reacción ¿En cuál de los dos casos habrá más choques efectivos y mayor velocidad de reacción? I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

20. Define los siguientes conceptos: catálisis homogénea, catálisis heterogénea, enzima e inhibidor.Escribe un ejemplo concreto de cada uno de ellos. 15 Inhibidor Catálisis homogénea Enzima Catálisis heterogénea Se dice del hecho de emplear catalizadores en el mismo estado de agregación que los reactivos. Es un catalizador biológico, es decir producido por un ser vivo. Cataliza reacciones bioquímicas o industriales. Se dice del hecho de emplear catalizadores en distinto estado de agregación que los reactivos. Es un catalizador negativo, es decir una sustancia que disminuye la velocidad de reacción sin consumirse. Por ejemplo: los adhesivos tipo “resina epoxi”, se presentan en dos tubos. Uno contiene el monómero y otro el catalizador (ambos líquidos). Al mezclarlos se activa la reacción de formación del polímero adhesivo. Por ejemplo: además de los catalizadores citados en los ejercicios 7 y 13, el catalizador de los automóviles es de platino (s) y cataliza reacciones en fase gas como: 2 CO(g) + 2 NO(g) 2 CO2(g) + N2(g) La nitrogenasa, en una enzima producida por las bacterias presentes en algunas plantas. Catalizan las reacciones de captación del nitrógeno atmosférico para dar compuestos nitrogenados. Por ejemplo: el aminoácido natural “L-lisina”, bloquea o disminuye los procesos de destrucción del colágeno en enfermedades infecciosas o cancerígenas. I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química