Objetivos didácticos
• Reconocer la existencia de un intercambio de energía cuando se produce una reacción química.
• Utilizar la teoría de las colisiones y la teoría del estado de transición para explicar cómo ocurren las reacciones.
• Enunciar el principio de Le Chatelier y aplicarlo para determinar cómo se reajusta un equilibrio cuando se introducen cambios en él.
• Valorar críticamente la utilización que hace la industria de los métodos de aprovechamiento del calor absorbido o desprendido en los procesos químicos.
Contenidos
Conceptos
• Intercambio de energía en las reacciones químicas.
• Calor de reacción: reacciones endotérmicas y exotérmicas.
• Calor de reacción a volumen constante y calor de reacción a presión constante.
• Entalpía de reacción.
• Entalpía estándar de reacción. • Ley de Hess.
• Cinética química. • Velocidad de reacción. • Teoría de las colisiones.
• Teoría del estado de transición: energía de activación. • Factores que influyen en la velocidad de reacción. • Catalizadores y tipos de catalizadores.
• Equilibrio químico. Estado de equilibrio. • Características del equilibrio.
• La constante de equilibrio. • Principio de Le Chatelier.
Procedimientos
• Relación entre la energía total de los reactivos y de los productos y la absorción o la cesión de energía al medio.
• Identificación de las reacciones endotérmicas y exotérmicas.
• Determinación del carácter endotérmico o exotérmico de una reacción por el signo de la variación de entalpía.
• Resolución de problemas con cálculos de entalpías.
• Aplicación de la ley de Hess al cálculo de entalpías de reacción. • Resolución de problemas en los que se aplica la ley de Hess.
• Descripción de una reacción química a partir de la teoría de las colisiones y de la teoría del estado de transición.
• Identificación de los factores que influyen en la velocidad de reacción y descripción de su influencia.
• Identificación del estado de equilibrio de un sistema. • Cálculo y aplicación de la constante de equilibrio. • Aplicación del principio de Le Chatelier.
• Resolución de problemas en los que se calcula la constante de equilibrio de una reacción química y en los que se la utiliza para encontrar concentraciones en el equilibrio.
Valores
• Actitud reflexiva ante los avances científicos y su posible aplicación en la mejora de la calidad de vida.
• Valoración de las aportaciones, positivas y negativas, de los nuevos productos creados por medio de procesos químicos.
• Valoración de la capacidad de la ciencia para dar respuesta a las necesidades humanas.
Actividades de aprendizaje
La primera página de la unidad contiene una imagen acompañada de un texto que nos muestra una reacción química y su relación con la vida en la Tierra. Los Objetivos muestran las capacidades que se pretende que el alumno/a desarrolle a lo largo de la unidad.
En la Preparación de la unidad se recuerdan conocimientos adquiridos anteriormente y se proponen actividades que son útiles para abordar la unidad. Un esquema muestra la organización de los contenidos de la unidad.
1. Intercambio de energía en las reacciones químicas
• El apartado comienza mostrando, por medio de una tabla, los intercambios de energía que acompañan las reacciones químicas y, a partir de unas imágenes, algunos de los tipos de energía que se intercambian. A continuación, se centra en la energía que se intercambia más habitualmente cuando se produce una reacción química, el calor. • En el cuadro al margen, se destacan los conceptos de sistema y medio, y
se describen, con la ayuda de imágenes, los tres tipos de sistemas que existen: abiertos, cerrados y aislados.
• A partir de una tabla comparativa en la que aparecen los gráficos de dos reacciones, se distingue entre reacciones endotérmicas y reacciones exotérmicas.
• Dado que las reacciones más comunes se llevan a cabo a volumen constante (recipientes cerrados) o a presión constante (recipientes abiertos a la atmósfera), se define el calor de reacción a volumen constante y el calor de reacción a presión constante y se observa que la primera es igual a la variación de energía interna del sistema, por lo que se deduce que no depende del proceso que siga la reacción.
• Se introduce una nueva función de estado, la entalpía, y se plantea que su incremento es igual al calor a presión constante. A continuación se describen las características y, en una tabla, se describe cómo se pueden diferenciar las reacciones por el signo de la entalpía.
• Seguidamente, se introduce la magnitud entalpía estándar y se describe una reacción química en la que aparece esta magnitud. A continuación se presenta la entalpía molar estándar de formación y se utiliza en la descripción de una reacción de formación. La aplicación del incremento de entalpía se muestra en un ejemplo resuelto.
• Se describe un proceso químico mediante una única reacción y mediante una reacción por etapas que se utiliza como ejemplo para enunciar la ley de Hess. A continuación, se aplica la ley de Hess para calcular la entalpía estándar de formación del metano en un ejemplo resuelto.
• El profesor/a puede proponer, como síntesis, las actividades siguientes: — Explicar las condiciones necesarias para poder aplicar la ley de Hess. — Relacionar la ley de Hess y el principio de conservación de la energía. — Aplicar la ley de Hess a una reacción, conocidas las entalpías de
formación de los reactivos y de los productos.
3. Cinética química
• Se define cinética química y se enuncian los aspectos que trata para llegar al concepto de velocidad de reacción.
• Con la finalidad de interpretar por qué hay reacciones rápidas y lentas y por qué ciertos factores son capaces de modificar la velocidad de reacción, se estudian la teoría de las colisiones y la teoría del estado de transición, que permiten conocer qué sucede en las moléculas de las sustancias cuando reaccionan.
• Antes de estudiar los factores que influyen en la velocidad de reacción, se diferencian los sistemas homogéneos de los heterogéneos. A continuación se explican estos factores. Se observa, con la ayuda de imágenes, cómo influyen en la velocidad de reacción y se utiliza la teoría de las colisiones para explicar esta influencia.
• Después se presentan los dos tipos de catalizadores que existen, positivos y negativos, y se destaca su acción sobre la energía del complejo activado, con la ayuda de dos gráficos.
4. Reacciones de combustión
• Se define una reacción de combustión, el combustible y el comburente. Se destaca la importancia actual de estas reacciones y se citan reacciones de combustión en la vida cotidiana.
• Se indican los productos de la reacción y se aplican estos conceptos en un ejemplo resuelto.
5. Equilibrio químico
• Se recuerdan las reacciones que se han estudiado hasta este momento y se pasa a presentar una reacción cuyos productos reaccionan entre ellos y vuelven a dar los reactivos. La presentación en forma de tabla de las dos reacciones, directa e inversa, y la imagen de estas reacciones sirven de soporte para presentar el concepto de estado de equilibrio.
• A continuación se estudian las características del equilibrio mediante una gráfica velocidad-tiempo y una gráfica concentración-tiempo.
• Seguidamente, se estudia la reacción de formación del yoduro de hidrógeno y sus velocidades de reacción directa e inversa para introducir el concepto de la constante de equilibrio y aprender a calcularla mediante la ley de acción de masas. Algunos ejemplos permiten observar la ley de
acción de masas para diversas reacciones reversibles, y en un ejemplo resuelto se calcula la constante de equilibrio a partir de cantidades iniciales expresadas en volumen.
• Se enuncia el principio de Le Chatelier y se reflexiona acerca de cómo afecta al equilibrio químico una alteración de alguno de los factores (temperatura, presión o concentraciones) que intervienen en dicho equilibrio. Para clarificar esta influencia, se describen las consecuencias de cada uno de estos cambios en general y en la reacción de formación del amoníaco en particular.
• Se indica una dirección de Internet que ofrece una simulación en la que se observa cómo afecta la variación de la concentración a un sistema en equilibrio.
• El profesor/a puede proponer, a modo de ampliación, las siguientes actividades:
— Lee el cuadro del margen titulado «Catalizadores y equilibrio», y explicar por qué el hecho de añadir un catalizador a una reacción en equilibrio no la modifica.
— Calcular la constante de equilibrio de una reacción a partir de las leyes de velocidad directa e inversa y compararla con la expresión obtenida a partir de la ley de acción de masas.
En el apartado Ciencia y sociedad se presentan algunos de los usos, diferentes de la propulsión de vehículos, de la energía procedente de los combustibles. Se muestra su uso en la Antigüedad y su uso actual. De esta manera puede reflexionarse sobre los avances científicos y técnicos pero siendo conscientes de que muchas de las aplicaciones más comunes de la energía de los combustibles se iniciaron en la Antigüedad.
Para analizar la energía que puede desprenderse de una reacción química, sobre todo de las combustiones, y su aprovechamiento por el ser humano, pueden llevarse a cabo actividades como las siguientes:
• Comparar la fuente de energía que utilizaban los egipcios en la producción del vidrio (tercer milenio antes de Cristo) y las fuentes de energía actuales.
• Analizar los métodos de calefacción de las casas en la Edad Media (combustibles utilizados, contaminación) y en la actualidad.
• Efectuar una investigación bibliográfica sobre las reacciones químicas como fuentes de energía, dónde se utilizan, para qué procesos y qué consecuencias implican (agotamiento de materia prima, contaminación, posibilidad de accidentes) y llevar a cabo un coloquio en el que se expongan las conclusiones obtenidas.
En Resolución de ejercicios y problemas se pretende que el alumno/a: • Profundice en la aplicación de la ley de Hess para el cálculo de entalpías
estándar.
• Recuerde y practique el cálculo de la constante de equilibrio y lo utilice para determinar concentraciones en el equilibrio.
En Ejercicios y problemas se incluye una variedad de ambos para comprobar y consolidar los conocimientos adquiridos en la unidad y aplicarlos a nuevas situaciones. Estos ejercicios y problemas van acompañados de la solución para favorecer el proceso de autoevaluación.
Prácticas de laboratorio
Para el trabajo experimental y como complemento de los contenidos procedimentales y actitudinales, se recomienda la realización de las prácticas «Calor de disolución», del final del Libro del alumno, y «Velocidad de reacción», del cuaderno Prácticas de laboratorio de Física y Química (1.º de
Bachillerato), de la editorial Edebé.
Evaluación
• Poner ejemplos de reacciones que absorban energía y de reacciones que desprendan energía, identificando de qué tipo de energía se trata y señalando las endotérmicas y las exotérmicas.
• Señalar las diferencias entre entalpía de reacción, entalpía estándar de reacción y entalpía estándar de formación.
• Calcular la entalpía de una reacción aplicando la ley de Hess.
• Explicar cómo se produce una reacción química según la teoría de las colisiones y según la teoría del estado de transición. A continuación, comentar en un coloquio qué factores tiene en cuenta cada una de las teorías y por qué la segunda se considera mejor que la primera.
• Explicar un proceso de combustión cotidiano, distinguir el combustible del comburente y resolver algún problema relacionado con una combustión. • Escribir la ecuación termoquímica de una reacción reversible, calcular el
valor de la constante de equilibrio para una temperatura y presión determinadas y justificar el efecto de algunas acciones sobre el equilibrio. • Investigar el uso industrial de los catalizadores y dar dos ejemplos de
catalizadores que aumenten la velocidad de reacción, indicando la reacción que catalizan. Además, poner dos ejemplos de catalizadores negativos, indicando también la reacción que inhiben. De esta manera el profesor/a puede evaluar la curiosidad de los alumnos por el entorno y por los temas de actualidad relacionados con la ciencia, así como el espíritu crítico desarrollado frente a las informaciones pseudocientíficas del entorno.