🧪 Química 3° Secundaria

Mapas Conceptuales y Ejercicios de Repaso

Reggy Sierra-Perez

📌 Mapa Conceptual: Enlaces Químicos

🔍 Definiciones y Conceptos Clave

¿Qué es un enlace químico?

Un enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en una molécula o compuesto. Los átomos se unen para alcanzar una configuración electrónica más estable, similar a la de los gases nobles (regla del octeto).

Regla del Octeto

Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para tener 8 electrones en su última capa (capa de valencia), similar a los gases nobles que son muy estables. Excepciones: Hidrógeno busca 2 electrones (como el Helio).

¿Por qué se forman los enlaces?

Estabilidad energética: Los átomos en su estado natural tienden a tener configuraciones electrónicas incompletas, lo que los hace inestables. Al formar enlaces, alcanzan configuraciones más estables y de menor energía.

  • Enlace iónico: Se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre átomos es grande (>1.7). El metal "cede" fácilmente electrones y el no metal los "acepta" ávidamente.
  • Enlace covalente: Se forma cuando la diferencia de electronegatividad es pequeña (<1.7). Ambos átomos tienen similar capacidad de atraer electrones, por lo que los comparten.
  • Enlace metálico: Los átomos metálicos tienen pocos electrones de valencia y baja electronegatividad, por lo que los electrones se mueven libremente entre todos los átomos.

Electronegatividad

Es la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un enlace químico. A mayor electronegatividad, mayor atracción. Esta diferencia determina el tipo de enlace:
• Diferencia > 1.7 → Enlace iónico
• Diferencia 0.4 - 1.7 → Enlace covalente polar
• Diferencia < 0.4 → Enlace covalente no polar

ENLACES QUÍMICOS
Enlace Iónico
  • Metal + No metal
  • Transferencia de electrones
  • Catión (+) y Anión (-)
  • Ejemplos: NaCl, MgO, CaF₂
  • Altos puntos de fusión
  • Conducen electricidad fundidos
Enlace Covalente
  • No metal + No metal
  • Comparten electrones
  • Simple, doble o triple
  • Ejemplos: H₂O, CO₂, O₂
  • Puntos de fusión bajos
  • No conducen electricidad
Enlace Metálico
  • Metal + Metal
  • Mar de electrones
  • Electrones deslocalizados
  • Ejemplos: Fe, Cu, Au
  • Buenos conductores
  • Maleables y dúctiles

🎯 Ejercicios de Repaso

Ejercicio 1:

Identifica qué tipo de enlace se forma entre los siguientes pares de elementos:

a) Sodio (Na) y Cloro (Cl)
b) Carbono (C) y Oxígeno (O)
c) Hierro (Fe) y Cobre (Cu)
d) Calcio (Ca) y Oxígeno (O)

Respuestas:
a) Enlace iónico (metal + no metal)
b) Enlace covalente (no metal + no metal)
c) Enlace metálico (metal + metal)
d) Enlace iónico (metal + no metal)
Ejercicio 2:

Completa la tabla comparativa:

¿Qué tipo de enlace conduce electricidad cuando está fundido pero no en estado sólido?

Respuesta: Enlace iónico. En estado sólido, los iones están fijos en la red cristalina y no pueden moverse. Al fundirse, los iones quedan libres y pueden conducir electricidad.
Ejercicio 3:

Dibuja la estructura de Lewis para las siguientes moléculas:
a) H₂O (agua)
b) CO₂ (dióxido de carbono)
c) NH₃ (amoníaco)

Respuestas:
a) H₂O: O en el centro con dos pares de electrones enlazantes (H) y dos pares no enlazantes
b) CO₂: C en el centro con dobles enlaces a cada O
c) NH₃: N en el centro con tres enlaces simples a H y un par no enlazante
Ejercicio 4:

Predice las propiedades del compuesto MgCl₂:
a) ¿Qué tipo de enlace tiene?
b) ¿Será soluble en agua?
c) ¿Conducirá electricidad en estado sólido? ¿Y disuelto en agua?
d) ¿Tendrá punto de fusión alto o bajo?

Respuestas:
a) Enlace iónico (Mg es metal del grupo 2, Cl es no metal del grupo 17)
b) Sí, será soluble en agua (compuestos iónicos son polares)
c) No conducirá en sólido (iones fijos), SÍ conducirá disuelto (iones libres)
d) Punto de fusión alto (~714°C) por fuertes atracciones electrostáticas
Ejercicio 5:

Explica por qué el diamante (C) y el grafito (C) tienen propiedades tan diferentes si ambos están hechos solo de átomos de carbono.

Respuesta: Aunque ambos son carbono puro, tienen estructuras diferentes (alótropos):
• Diamante: Cada C forma 4 enlaces covalentes en estructura tetraédrica 3D. Esto lo hace extremadamente duro, no conductor, y transparente.
• Grafito: Cada C forma 3 enlaces en capas planas con electrones deslocalizados. Las capas se deslizan fácilmente (suave, usado en lápices), conduce electricidad, y es opaco.
Conclusión: La forma en que los átomos se enlazan determina las propiedades, no solo el tipo de átomo.

📊 Mapa Conceptual: Tabla Periódica

🔍 Definiciones y Conceptos Clave

¿Qué es la Tabla Periódica?

La Tabla Periódica es una organización sistemática de todos los elementos químicos conocidos, ordenados por su número atómico creciente y agrupados según sus propiedades químicas y configuración electrónica similares.

Número Atómico (Z)

Es el número de protones en el núcleo de un átomo. Define la identidad del elemento. Por ejemplo: H tiene Z=1, C tiene Z=6, O tiene Z=8. En un átomo neutro, Z también indica el número de electrones.

Masa Atómica

Es la masa promedio de los átomos de un elemento, medida en unidades de masa atómica (uma). Incluye protones y neutrones. Es un promedio ponderado de todos los isótopos naturales del elemento.

¿Por qué la Tabla Periódica está organizada así?

Periodicidad: Los elementos se repiten en sus propiedades de forma periódica. Mendeléyev descubrió que al ordenar los elementos por masa atómica (hoy por número atómico), las propiedades se repetían en intervalos regulares.

  • Períodos (filas horizontales): Elementos con el mismo número de niveles de energía. Por ejemplo, todos en el período 3 tienen 3 capas electrónicas.
  • Grupos (columnas verticales): Elementos con el mismo número de electrones de valencia, por lo que tienen propiedades químicas similares. Por ejemplo, todos los del Grupo 1 tienen 1 electrón de valencia.
  • Bloques: La tabla se divide en bloques s, p, d y f según el subnivel que se está llenando con electrones.

Ejemplo Práctico: El Sodio (Na)

• Símbolo: Na (del latín Natrium)
• Número atómico: 11 (11 protones, 11 electrones)
• Masa atómica: 22.99 uma
• Grupo: 1 (metales alcalinos)
• Período: 3 (3 niveles de energía)
• Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
• Electrones de valencia: 1 (en la capa 3s)

TABLA PERIÓDICA
Organización
  • 118 elementos conocidos
  • 7 períodos (filas)
  • 18 grupos (columnas)
  • Orden por número atómico
  • Dmitri Mendeléyev (1869)
Grupos Principales
  • Grupo 1: Metales alcalinos
  • Grupo 2: Alcalinotérreos
  • Grupos 13-16: Representativos
  • Grupo 17: Halógenos
  • Grupo 18: Gases nobles
Clasificación
  • Metales (mayoría)
  • No metales (derecha)
  • Metaloides (escalera)
  • Metales de transición
  • Lantánidos y Actínidos
Información del Elemento
  • Símbolo químico
  • Número atómico (Z)
  • Masa atómica
  • Configuración electrónica
  • Estado de agregación

🎯 Ejercicios de Repaso

Ejercicio 1:

Responde las siguientes preguntas sobre la tabla periódica:

a) ¿Cuántos electrones de valencia tiene un elemento del grupo 15?
b) ¿En qué grupo se encuentran los gases nobles?
c) ¿Qué característica comparten todos los elementos de un mismo período?

Respuestas:
a) 5 electrones de valencia
b) Grupo 18
c) Tienen el mismo número de niveles de energía (capas electrónicas)
Ejercicio 2:

Clasifica los siguientes elementos como metal, no metal o metaloide:
Sodio (Na), Silicio (Si), Oxígeno (O), Hierro (Fe), Azufre (S), Boro (B)

Respuestas:
• Na (Sodio) - Metal
• Si (Silicio) - Metaloide
• O (Oxígeno) - No metal
• Fe (Hierro) - Metal
• S (Azufre) - No metal
• B (Boro) - Metaloide
Ejercicio 3:

El elemento X tiene número atómico 17. Determina:
a) ¿En qué grupo se encuentra?
b) ¿En qué período está ubicado?
c) ¿Cuántos electrones de valencia tiene?
d) ¿Es metal o no metal?

Respuestas (Elemento = Cloro, Cl):
a) Grupo 17 (halógenos)
b) Período 3
c) 7 electrones de valencia
d) No metal
Ejercicio 4:

Desafío: Un elemento desconocido forma un ion con carga +2 y tiene configuración electrónica del ion: 1s² 2s² 2p⁶. Identifica:
a) ¿Cuál es el elemento?
b) ¿Cuál era su configuración antes de perder electrones?
c) ¿En qué grupo y período se encuentra?

Respuestas:
a) El elemento es Magnesio (Mg)
b) Configuración del Mg neutro: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² (perdió 2 electrones del nivel 3s)
c) Grupo 2 (alcalinotérreos), Período 3
Explicación: El ion tiene 10 electrones (configuración de Neón). El Mg neutro tiene 12 electrones (Z=12). Al perder 2e⁻, forma Mg²⁺.

📈 Mapa Conceptual: Propiedades Periódicas

🔍 Definiciones y Conceptos Clave

¿Qué son las Propiedades Periódicas?

Las propiedades periódicas son características de los elementos que varían de manera predecible a lo largo de la tabla periódica, tanto en los períodos (horizontalmente) como en los grupos (verticalmente). Estas tendencias se deben a la estructura electrónica de los átomos.

Radio Atómico

Es la distancia desde el núcleo hasta el electrón más externo del átomo. Se mide en picómetros (pm) o angstroms (Å).

¿Por qué varía?

  • En un período (→): Disminuye porque aumenta la carga nuclear (más protones) atrayendo con más fuerza los electrones, aunque se agregan al mismo nivel.
  • En un grupo (↓): Aumenta porque se añaden nuevos niveles de energía, alejando los electrones del núcleo.

Energía de Ionización

Es la energía necesaria para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso. Se mide en kJ/mol o eV.

¿Por qué varía?

  • En un período (→): Aumenta porque el radio es menor y los electrones están más atraídos al núcleo, siendo más difícil quitarlos.
  • En un grupo (↓): Disminuye porque el radio es mayor y los electrones externos están más lejos del núcleo, siendo más fácil removerlos.

Electronegatividad

Es la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo cuando forma un enlace químico. La escala de Pauling va de 0.7 (Fr) a 4.0 (F).

¿Por qué varía?

  • En un período (→): Aumenta porque el radio atómico disminuye y el núcleo atrae con más fuerza los electrones compartidos.
  • En un grupo (↓): Disminuye porque aumenta el radio y los electrones de enlace están más lejos del núcleo.

Afinidad Electrónica

Es la energía liberada cuando un átomo gana un electrón. Valores negativos indican que se libera energía (proceso favorable).

Tendencia: Similar a la electronegatividad. Los halógenos tienen la mayor afinidad electrónica porque "desean" completar su octeto.

Concepto Clave: Carga Nuclear Efectiva (Zef)

Es la carga neta que experimenta un electrón de valencia. Aunque el núcleo tiene carga positiva total igual al número de protones, los electrones internos "apantallan" parte de esta carga.

Fórmula simplificada: Zef = Z - S
Donde Z = número de protones y S = constante de apantallamiento (electrones internos)

Explicación de tendencias: La Zef aumenta de izquierda a derecha en un período (mismo apantallamiento, más protones), lo que explica por qué disminuye el radio y aumentan la electronegatividad y la energía de ionización.

Ejemplo Comparativo

Comparemos Na (Z=11) y Cl (Z=17) del Período 3:

• Radio atómico: Na (186 pm) > Cl (99 pm) - El Cl tiene más protones atrayendo los electrones del mismo nivel
• Energía de ionización: Na (496 kJ/mol) < Cl (1251 kJ/mol) - Es más fácil quitar el electrón del Na
• Electronegatividad: Na (0.93) < Cl (3.16) - El Cl atrae mucho más los electrones en un enlace

PROPIEDADES PERIÓDICAS
Radio Atómico
  • Tamaño del átomo
  • ↑ en un grupo (↓)
  • ↓ en un período (→)
  • Mayor: Francio (Fr)
  • Menor: Helio (He)
Energía de Ionización
  • Energía para quitar e⁻
  • ↓ en un grupo (↓)
  • ↑ en un período (→)
  • Mayor: gases nobles
  • Menor: metales alcalinos
Electronegatividad
  • Atracción por electrones
  • Escala de Pauling
  • ↓ en un grupo (↓)
  • ↑ en un período (→)
  • Mayor: Flúor (F = 4.0)
  • Menor: Francio (Fr)
Afinidad Electrónica
  • Energía al ganar e⁻
  • Similar a electronegatividad
  • ↑ en un período (→)
  • Mayor: halógenos
  • Menor: gases nobles
Carácter Metálico
  • Tendencia a perder e⁻
  • ↑ en un grupo (↓)
  • ↓ en un período (→)
  • Mayor: esquina inferior izq.
  • Menor: esquina superior der.
💡 Tendencias clave: En general, moviéndose de izquierda a derecha en un período, los átomos se hacen más pequeños y más electronegativos. Moviéndose hacia abajo en un grupo, los átomos se hacen más grandes y menos electronegativos.

🎯 Ejercicios de Repaso

Ejercicio 1:

Ordena los siguientes elementos de mayor a menor radio atómico:
Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb)

Respuesta: Rb > K > Na > Li
Explicación: Todos están en el mismo grupo (1), y el radio atómico aumenta al bajar en el grupo.
Ejercicio 2:

Entre los elementos Flúor (F), Cloro (Cl) y Bromo (Br), ¿cuál tiene:
a) Mayor electronegatividad?
b) Mayor radio atómico?
c) Menor energía de ionización?

Respuestas:
a) Mayor electronegatividad: F (Flúor) - es el más electronegativo de todos
b) Mayor radio atómico: Br (Bromo) - está más abajo en el grupo
c) Menor energía de ionización: Br (Bromo) - más fácil quitar electrones
Ejercicio 3:

Explica por qué el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en un período.

Respuesta: Al avanzar en un período, aumenta el número de protones en el núcleo, lo que incrementa la carga nuclear efectiva. Esta mayor atracción acerca más los electrones al núcleo, reduciendo el tamaño del átomo, aunque se agregan electrones al mismo nivel de energía.
Ejercicio 4:

¿Qué elemento tendrá mayor carácter metálico: Magnesio (Mg) o Bario (Ba)? Justifica tu respuesta.

Respuesta: Bario (Ba) tiene mayor carácter metálico.
Justificación: Ambos están en el grupo 2, pero Ba está más abajo. El carácter metálico aumenta al descender en un grupo porque los electrones de valencia están más alejados del núcleo y se pierden más fácilmente.

⚖️ Mapa Conceptual: Ley de Conservación de la Materia

🔍 Definiciones y Conceptos Clave

Ley de Conservación de la Materia (Ley de Lavoisier)

"En un sistema cerrado, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos"

También expresada como: "La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma"

Propuesta por el químico francés Antoine Lavoisier en 1789, tras realizar experimentos precisos de pesaje antes y después de reacciones químicas.

Sistema Cerrado

Es un sistema donde no entra ni sale materia, aunque puede intercambiar energía con el entorno. En un sistema cerrado, la masa se conserva totalmente durante una reacción química.

Ejemplo: Un matraz sellado donde ocurre una reacción. Si lo pesas antes y después, la masa será idéntica.

Ecuación Química Balanceada

Es una representación simbólica de una reacción química donde el número de átomos de cada elemento es igual en reactivos y productos.

Partes de una ecuación:

  • Reactivos: Sustancias iniciales (lado izquierdo)
  • Productos: Sustancias formadas (lado derecho)
  • Flecha (→): Indica el sentido de la reacción
  • Coeficientes: Números que indican cuántas moléculas participan
  • Subíndices: Números dentro de las fórmulas (NO se modifican al balancear)

¿Por qué debemos balancear ecuaciones?

Los átomos no desaparecen ni aparecen: Durante una reacción química, los átomos se reorganizan formando nuevas sustancias, pero el número total de cada tipo de átomo permanece constante.

  • Refleja la realidad física: En la naturaleza, los átomos no se crean ni destruyen en reacciones químicas ordinarias.
  • Permite cálculos estequiométricos: Solo con ecuaciones balanceadas podemos calcular cantidades de reactivos necesarios o productos formados.
  • Cumple con la Ley de Lavoisier: Es la aplicación práctica de la ley de conservación de la masa.

Métodos de Balanceo

1. Método de Tanteo (por inspección):

  • Se ajustan los coeficientes por prueba y error
  • Útil para ecuaciones simples
  • Se balancea primero los elementos que aparecen en menos compuestos

2. Método Algebraico:

  • Se asignan variables (a, b, c...) a cada coeficiente
  • Se plantean ecuaciones para cada elemento
  • Se resuelve el sistema de ecuaciones
  • Útil para ecuaciones complejas

Ejemplo Paso a Paso: Combustión del Metano

Ecuación sin balancear: CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

Paso 1 - Contar átomos:
Reactivos: C=1, H=4, O=2
Productos: C=1, H=2, O=3

Paso 2 - Balancear H (agregar coeficiente 2 al H₂O):
CH₄ + O₂ → CO₂ + 2H₂O
Ahora: Reactivos H=4, Productos H=4 ✓

Paso 3 - Balancear O (agregar coeficiente 2 al O₂):
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Verificación final:
Reactivos: C=1, H=4, O=4
Productos: C=1, H=4, O=4 ✓✓✓

Interpretación: 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para producir 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.

⚠️ Errores Comunes:
1. Cambiar los subíndices en las fórmulas (esto cambiaría las sustancias)
2. No verificar el balanceo final
3. Usar fracciones innecesarias (multiplicar todo por el denominador)
4. No simplificar los coeficientes a los números enteros más pequeños
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA
Principio Fundamental
  • "La materia no se crea ni se destruye"
  • Antoine Lavoisier (1789)
  • Solo se transforma
  • Masa total constante
  • Base de la estequiometría
Balanceo de Ecuaciones
  • Mismos átomos a ambos lados
  • Coeficientes estequiométricos
  • No se cambian subíndices
  • Método de tanteo
  • Método algebraico
Aplicaciones
  • Cálculos estequiométricos
  • Reactivo limitante
  • Rendimiento de reacción
  • Pureza de sustancias
  • Procesos industriales
Sistema Cerrado
  • No entra ni sale materia
  • Masa inicial = Masa final
  • Reactivos → Productos
  • Conservación de masa
  • Mediciones precisas
💡 Ejemplo clásico:
2H₂ + O₂ → 2H₂O
4 átomos de H + 2 átomos de O (reactivos) = 4 átomos de H + 2 átomos de O (productos)

🎯 Ejercicios de Repaso

Ejercicio 1:

Balancea las siguientes ecuaciones químicas:
a) Fe + O₂ → Fe₂O₃
b) N₂ + H₂ → NH₃
c) C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

Respuestas:
a) 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃
b) N₂ + 3H₂ → 2NH₃
c) C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O
Ejercicio 2:

Si reaccionan 10 g de hidrógeno con 80 g de oxígeno para formar agua, ¿cuántos gramos de agua se producirán? (Asume reacción completa)

Respuesta: 90 g de agua
Explicación: Por la ley de conservación de la materia:
Masa de reactivos = Masa de productos
10 g (H₂) + 80 g (O₂) = 90 g (H₂O)
Ejercicio 3:

Verifica si la siguiente ecuación está balanceada:
Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂O

Respuesta: Sí, está balanceada
Verificación:
Reactivos: 1 Ca, 2 O, 4 H, 2 Cl
Productos: 1 Ca, 2 O, 4 H, 2 Cl
✓ Todos los elementos tienen el mismo número de átomos en ambos lados
Ejercicio 4:

En un recipiente cerrado se mezclan 50 g de carbonato de calcio (CaCO₃) que se descompone completamente en óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO₂). Si se producen 28 g de CaO, ¿cuántos gramos de CO₂ se formaron?

Respuesta: 22 g de CO₂
Explicación:
Masa inicial de CaCO₃ = Masa de CaO + Masa de CO₂
50 g = 28 g + masa de CO₂
masa de CO₂ = 50 g - 28 g = 22 g
Ejercicio 5:

Una vela de 20 g se quema completamente en un recipiente cerrado con aire. Después de la combustión, se observa que la vela desapareció pero la masa total del sistema sigue siendo la misma. Explica este fenómeno y escribe la ecuación química general que representa la combustión de una vela (cera = parafina, aproximadamente C₂₅H₅₂).

Explicación: La vela no "desapareció", se transformó en otros productos (CO₂ y H₂O en forma de gas). Aunque ya no vemos la vela sólida, toda su masa se conservó en los productos gaseosos. Por eso la masa total del sistema cerrado permanece constante.

Ecuación química (simplificada):
C₂₅H₅₂ + 38O₂ → 25CO₂ + 26H₂O + Energía (luz y calor)

Nota importante: Si el recipiente estuviera abierto, los gases escaparían y parecería que la masa disminuyó, pero en realidad esos gases siguen existiendo en la atmósfera. La ley se cumple en el universo completo, no solo en el recipiente.

🔬 Mapa Conceptual: Reacciones Químicas

🔍 Definiciones y Conceptos Clave

¿Qué es una Reacción Química?

Es un proceso en el cual una o más sustancias (reactivos) se transforman en otras sustancias diferentes (productos) mediante la ruptura y formación de enlaces químicos. Durante este proceso, se reorganizan los átomos pero no se crean ni destruyen.

Evidencias de una Reacción Química

Señales observables que indican que ha ocurrido una reacción:

  • Cambio de color: Una sustancia cambia de tonalidad
  • Formación de gas: Aparecen burbujas o efervescencia
  • Formación de precipitado: Aparece un sólido en una solución
  • Cambio de temperatura: Se libera o absorbe calor
  • Emisión de luz: Se produce luminiscencia
  • Cambio de olor: Se percibe un olor diferente

Clasificación por Tipo

1. Reacción de Síntesis (Combinación): A + B → AB

  • Dos o más sustancias simples o compuestos se combinan para formar un producto más complejo
  • Ejemplo: 2H₂ + O₂ → 2H₂O (formación de agua)
  • Generalmente son exotérmicas (liberan energía)

2. Reacción de Descomposición: AB → A + B

  • Un compuesto se divide en dos o más sustancias más simples
  • Ejemplo: 2H₂O → 2H₂ + O₂ (electrólisis del agua)
  • Generalmente requieren energía (calor, luz, electricidad)
  • Tipos: térmica, electrolítica, fotoquímica

3. Reacción de Sustitución Simple (Desplazamiento): A + BC → AC + B

  • Un elemento reemplaza a otro en un compuesto
  • Ejemplo: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ (el Zn desplaza al H)
  • Depende de la serie de actividad de los metales
  • Solo ocurre si A es más reactivo que B

4. Reacción de Sustitución Doble (Doble Desplazamiento): AB + CD → AD + CB

  • Intercambio de iones entre dos compuestos
  • Ejemplo: AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃ (precipita AgCl)
  • Común en reacciones de precipitación y neutralización
  • Ocurre cuando se forma un precipitado, gas o agua

5. Reacción de Combustión: Combustible + O₂ → CO₂ + H₂O + Energía

  • Reacción rápida con oxígeno que libera gran cantidad de energía
  • Ejemplo: C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O (combustión del propano)
  • Combustión completa produce CO₂ y H₂O
  • Combustión incompleta produce CO (tóxico) y hollín

¿Por qué ocurren las reacciones químicas?

Búsqueda de estabilidad energética: Las reacciones ocurren porque los productos tienen menor energía que los reactivos, o porque se alcanza un estado más estable.

  • Factor energético: Las sustancias tienden a formar productos con enlaces más fuertes y menor energía total.
  • Factor entrópico: Los sistemas tienden al desorden (entropía). A veces las reacciones ocurren para aumentar el desorden molecular.
  • Energía de activación: Es la energía mínima necesaria para que los reactivos choquen efectivamente y formen productos. Algunas reacciones necesitan un "empujón" inicial (calor, luz, catalizador).

Reacciones Endotérmicas vs Exotérmicas

Reacciones Exotérmicas:

  • Liberan energía al ambiente (generalmente como calor)
  • Los productos tienen menos energía que los reactivos
  • Se siente calor al tocar el recipiente
  • Ejemplos: combustión, neutralización ácido-base, oxidación

Reacciones Endotérmicas:

  • Absorben energía del ambiente
  • Los productos tienen más energía que los reactivos
  • Se siente frío al tocar el recipiente
  • Ejemplos: fotosíntesis, descomposición térmica, disolución de sales

Ejemplo Detallado: Oxidación del Hierro (Herrumbre)

Ecuación: 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

Tipo: Síntesis/Oxidación

Descripción: El hierro metálico (Fe) reacciona con el oxígeno del aire formando óxido férrico (Fe₂O₃), conocido como herrumbre.

Evidencias observables:

  • Cambio de color: de gris metálico a rojo-marrón
  • Cambio de textura: el metal liso se vuelve rugoso y escamoso
  • Cambio de propiedades: pierde brillo y resistencia

Condiciones que la favorecen: Humedad, presencia de sales (agua de mar), temperatura elevada

Aplicación práctica: Por eso se pintan las estructuras de hierro: la pintura evita el contacto con el oxígeno y la humedad, previniendo la oxidación.

REACCIONES QUÍMICAS
Síntesis/Combinación
  • A + B → AB
  • Dos o más sustancias forman una
  • Ejemplo: 2Mg + O₂ → 2MgO
  • Formación de compuestos
Descomposición
  • AB → A + B
  • Una sustancia forma dos o más
  • Ejemplo: 2H₂O → 2H₂ + O₂
  • Requiere energía (calor/luz)
Sustitución Simple
  • A + BC → AC + B
  • Un elemento reemplaza a otro
  • Ejemplo: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
  • Serie de actividad
Sustitución Doble
  • AB + CD → AD + CB
  • Intercambio de iones
  • Ejemplo: NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl
  • Formación de precipitados
Combustión
  • Hidrocarburo + O₂ → CO₂ + H₂O
  • Reacción con oxígeno
  • Libera energía (exotérmica)
  • Ejemplo: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
Características
  • Cambio de color
  • Formación de gas
  • Precipitado
  • Cambio de temperatura
  • Emisión de luz

🎯 Ejercicios de Repaso

Ejercicio 1:

Identifica el tipo de reacción en cada caso:
a) 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂
b) CaO + H₂O → Ca(OH)₂
c) Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu
d) C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O

Respuestas:
a) Descomposición
b) Síntesis/Combinación
c) Sustitución simple
d) Combustión
Ejercicio 2:

Completa y balancea las siguientes reacciones:
a) Al + O₂ → ?
b) HCl + NaOH → ? + ?
c) C₄H₁₀ + O₂ → ? + ?

Respuestas:
a) 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃ (síntesis)
b) HCl + NaOH → NaCl + H₂O (sustitución doble/neutralización)
c) 2C₄H₁₀ + 13O₂ → 8CO₂ + 10H₂O (combustión)
Ejercicio 3:

Cuando se agrega un trozo de sodio al agua, se observa una reacción vigorosa con desprendimiento de gas hidrógeno. Escribe la ecuación balanceada y clasifica la reacción.

Respuesta:
2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂
Tipo: Sustitución simple (el sodio reemplaza al hidrógeno del agua)
Ejercicio 4:

Menciona tres evidencias observables que indiquen que está ocurriendo una reacción química cuando se mezcla vinagre (ácido acético) con bicarbonato de sodio.

Respuesta - Tres evidencias:
1. Formación de burbujas (gas CO₂)
2. Efervescencia visible
3. Cambio de temperatura (la mezcla se enfría ligeramente)
Bonus: También hay cambio en las propiedades de las sustancias iniciales
Ejercicio 5:

En tu laboratorio tienes tres metales: cobre (Cu), zinc (Zn) y plata (Ag). Según la serie de actividad, el orden de reactividad es: Zn > Cu > Ag

Predice si ocurrirá reacción en los siguientes casos:
a) Zn + CuSO₄ → ?
b) Cu + AgNO₃ → ?
c) Ag + ZnSO₄ → ?

Respuestas:
a) SÍ ocurre → Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu
Razón: El Zn es más reactivo que el Cu, por lo que lo desplaza.

b) SÍ ocurre → Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag
Razón: El Cu es más reactivo que la Ag, por lo que la desplaza.

c) NO ocurre → Ag + ZnSO₄ → No hay reacción
Razón: La Ag es menos reactiva que el Zn, no puede desplazarlo.

Regla general: Un metal solo puede desplazar a otro menos reactivo de sus compuestos.
Ejercicio 6:

Clasifica cada reacción como endotérmica o exotérmica y justifica:
a) Fotosíntesis: 6CO₂ + 6H₂O + luz → C₆H₁₂O₆ + 6O₂
b) Combustión de madera
c) Disolución de NH₄NO₃ en agua (se siente frío)
d) Neutralización: HCl + NaOH → NaCl + H₂O (se siente calor)

Respuestas:
a) Endotérmica - Absorbe energía luminosa para formar glucosa.
b) Exotérmica - Libera calor y luz al quemar la madera.
c) Endotérmica - Absorbe calor del ambiente (por eso se siente frío).
d) Exotérmica - Libera calor (por eso se siente caliente).

Regla práctica: Si el recipiente se calienta → exotérmica. Si se enfría → endotérmica.

🏠 Mapa Conceptual: Química en la Vida Diaria

🔍 Definiciones y Conceptos Clave

La Química está en Todo

La química no solo ocurre en laboratorios. Cada aspecto de nuestra vida cotidiana involucra procesos químicos: desde la digestión de alimentos hasta el funcionamiento de nuestro celular. Comprender la química nos ayuda a tomar mejores decisiones sobre salud, alimentación, medio ambiente y tecnología.

Química en la Cocina

Cocción de Alimentos:

  • Desnaturalización de proteínas: Al cocinar un huevo, el calor rompe los enlaces en las proteínas, cambiando su estructura (de transparente a blanco sólido)
  • Caramelización: El azúcar se descompone por calor formando cientos de compuestos que dan color café y sabor dulce-amargo
  • Reacción de Maillard: Entre aminoácidos y azúcares, crea el color dorado y sabor de carnes asadas y pan tostado

Fermentación:

  • Levaduras convierten azúcares en CO₂ y alcohol: C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅OH + 2CO₂
  • En el pan, el CO₂ hace que suba la masa
  • En yogur, bacterias convierten lactosa en ácido láctico

Bicarbonato + Vinagre:

  • NaHCO₃ + CH₃COOH → CH₃COONa + H₂O + CO₂
  • Usado en repostería para hacer que los pasteles suban

Química en Higiene y Limpieza

Jabones y Detergentes:

  • Estructura molecular: Tienen una parte hidrofílica (atrae agua) y otra hidrofóbica (atrae grasa)
  • Función: Rodean las partículas de grasa permitiendo que se mezclen con agua y sean removidas
  • pH: Son básicos (pH 9-11), por eso resecan la piel si se usan en exceso

Blanqueadores (Cloro):

  • El hipoclorito de sodio (NaClO) es un agente oxidante
  • Destruye pigmentos y mata bacterias al oxidarlas
  • ⚠️ NUNCA mezclar con ácidos: libera gas cloro (Cl₂) que es tóxico

Pasta Dental con Flúor:

  • El fluoruro (F⁻) fortalece el esmalte dental
  • Reacciona con hidroxiapatita formando fluorapatita, más resistente a ácidos
  • Previene caries al proteger contra la desmineralización

Química en Medicina y Salud

Antiácidos:

  • Contienen bases débiles (Mg(OH)₂, Al(OH)₃, NaHCO₃)
  • Neutralizan el exceso de HCl en el estómago
  • Ejemplo: Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O

Aspirina (Ácido Acetilsalicílico):

  • Fórmula: C₉H₈O₄
  • Inhibe la producción de prostaglandinas (causan dolor e inflamación)
  • También tiene efecto anticoagulante

Antibióticos:

  • Moléculas que interfieren con procesos vitales de bacterias
  • Penicilina: impide la formación de pared celular bacteriana
  • ⚠️ No funcionan contra virus

Química y Energía

Pilas y Baterías:

  • Convierten energía química en eléctrica mediante reacciones redox
  • Pila alcalina: Zn + MnO₂ → ZnO + Mn₂O₃
  • Batería de ion-litio (celulares): alta densidad energética, recargable

Combustibles:

  • Gasolina: Mezcla de hidrocarburos (C₈H₁₈ aprox.)
  • Gas LP: Propano (C₃H₈) y butano (C₄H₁₀)
  • Combustión: Hidrocarburo + O₂ → CO₂ + H₂O + Energía

Fotosíntesis:

  • 6CO₂ + 6H₂O + luz → C₆H₁₂O₆ + 6O₂
  • Las plantas convierten energía solar en energía química
  • Base de toda la cadena alimenticia

Respiración Celular:

  • C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O + Energía (ATP)
  • Proceso inverso a la fotosíntesis
  • Ocurre en las mitocondrias de nuestras células

Química en Materiales

Plásticos (Polímeros):

  • Moléculas gigantes formadas por unidades repetidas (monómeros)
  • PET (botellas): polímero del ácido tereftálico
  • PVC (tuberías): policloruro de vinilo
  • Problema: mayoría no biodegradables, persisten siglos en ambiente

Vidrio:

  • Principalmente óxido de silicio (SiO₂) fundido
  • Estructura amorfa (sin orden cristalino)
  • 100% reciclable sin pérdida de calidad

Química y Medio Ambiente

Lluvia Ácida:

  • SO₂ y NO₂ (de combustión) + H₂O → H₂SO₄ y HNO₃
  • pH < 5.6 daña bosques, lagos, edificios
  • Solución: reducir emisiones industriales, usar catalizadores

Efecto Invernadero:

  • CO₂, CH₄, N₂O atrapan calor en la atmósfera
  • Combustión de fósiles aumenta CO₂ atmosférico
  • Consecuencia: calentamiento global

Capa de Ozono:

  • O₃ en estratosfera protege de radiación UV
  • CFCs (clorofluorocarbonos) destruyen ozono
  • Protocolo de Montreal prohibió CFCs (éxito internacional)

Tratamiento de Agua:

  • Cloración: Cl₂ mata microorganismos
  • Coagulación: Al₂(SO₄)₃ agrupa partículas suspendidas
  • Fluoración: previene caries dental

Ejemplo Integrado: Tu Día en Química

6:00 AM - Al despertar:
• Tu cerebro libera cortisol (C₂₁H₃₀O₅) para activarte
• La alarma funciona por reacciones redox en su batería

7:00 AM - En el baño:
• Pasta dental: fluoruro fortalece esmalte
• Jabón: moléculas anfipáticas eliminan grasa y bacterias
• Shampoo: surfactantes con pH balanceado limpian cabello

8:00 AM - Desayuno:
• Digestión: enzimas rompen enlaces en proteínas, grasas y carbohidratos
• Tostadas doradas: reacción de Maillard
• Vitamina C en jugo: antioxidante (C₆H₈O₆)

12:00 PM - En la escuela:
• Respiración celular: glucosa + O₂ → energía (ATP)
• Fotosíntesis en plantas del jardín: CO₂ + H₂O → glucosa + O₂
• Lápiz: grafito (forma alotrópica del carbono)

6:00 PM - En casa:
• Cocinar: reacciones de desnaturalización y caramelización
• Refrigerador: gases refrigerantes absorben calor
• Luces LED: electrones liberan fotones al cambiar de nivel energético

¡La química está en cada segundo de tu vida!

💡 Reflexión Final: Entender la química nos hace ciudadanos más informados. Podemos tomar mejores decisiones sobre qué productos usar, cómo cuidar nuestra salud, cómo proteger el medio ambiente y cómo aprovechar la tecnología de forma responsable.
QUÍMICA EN LA VIDA COTIDIANA
En la Cocina
  • Cocción de alimentos
  • Fermentación del pan
  • Caramelización del azúcar
  • Vinagre + bicarbonato
  • pH de alimentos
Higiene y Limpieza
  • Jabones y detergentes
  • Desinfectantes (cloro)
  • Pasta dental (fluoruro)
  • Champú (pH balanceado)
  • Blanqueadores
Medicina y Salud
  • Medicamentos (aspirina)
  • Antiácidos
  • Antibióticos
  • Vitaminas y minerales
  • Desinfectantes médicos
Energía
  • Pilas y baterías
  • Combustibles (gasolina)
  • Gas LP/natural
  • Fotosíntesis
  • Respiración celular
Materiales
  • Plásticos (polímeros)
  • Metales (aleaciones)
  • Vidrio
  • Cerámica
  • Pinturas y barnices
Medio Ambiente
  • Contaminación del aire
  • Lluvia ácida
  • Efecto invernadero
  • Reciclaje
  • Tratamiento de agua
💡 Dato interesante: El cuerpo humano está compuesto principalmente por: 65% oxígeno, 18% carbono, 10% hidrógeno, 3% nitrógeno, y 4% otros elementos. ¡Somos química viviente!

🎯 Ejercicios de Repaso

Ejercicio 1:

Relaciona cada proceso cotidiano con el tipo de reacción química:
a) Respiración celular
b) Oxidación de una manzana cortada
c) Digestión de alimentos
d) Funcionamiento de una pila

Respuestas:
a) Combustión/oxidación (glucosa + O₂)
b) Reacción de oxidación
c) Reacciones de descomposición (hidrólisis)
d) Reacción redox (oxidación-reducción)
Ejercicio 2:

Explica qué reacción química ocurre cuando usas bicarbonato de sodio (NaHCO₃) como antiácido para aliviar la acidez estomacal causada por HCl.

Respuesta:
NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂
Explicación: Es una reacción de neutralización (sustitución doble). El bicarbonato (base) neutraliza el ácido clorhídrico del estómago, produciendo sal (NaCl), agua y dióxido de carbono (las burbujas que sentimos).
Ejercicio 3:

Investiga y menciona tres ejemplos de cómo la química ayuda a resolver problemas ambientales.

Ejemplos:
1. Tratamiento de aguas residuales: Procesos químicos para purificar el agua contaminada
2. Catalizadores en automóviles: Convertidores catalíticos que transforman gases tóxicos en menos dañinos
3. Plásticos biodegradables: Desarrollo de polímeros que se descomponen naturalmente
4. Energías limpias: Celdas de combustible de hidrógeno
Ejercicio 4:

El pH de algunos productos comunes es:
• Limón: pH 2
• Agua pura: pH 7
• Jabón: pH 10
• Limpiador con amoníaco: pH 12

a) ¿Cuál es el más ácido?
b) ¿Cuál es el más básico?
c) ¿Por qué no debes mezclar limpiadores ácidos con básicos?

Respuestas:
a) El limón (pH 2) es el más ácido
b) El limpiador con amoníaco (pH 12) es el más básico
c) Mezclar ácidos con bases puede generar reacciones violentas que liberan calor, gases tóxicos o salpicaduras peligrosas. En el caso específico del amoníaco con ácidos fuertes, se pueden producir vapores irritantes y corrosivos.
Ejercicio 5:

Describe el proceso químico que ocurre cuando una pila alcalina genera electricidad para hacer funcionar un control remoto.

Respuesta:
En una pila alcalina ocurre una reacción redox:
• En el ánodo (electrodo negativo): el zinc (Zn) se oxida, perdiendo electrones
• En el cátodo (electrodo positivo): el dióxido de manganeso (MnO₂) se reduce, ganando electrones
• Los electrones fluyen del ánodo al cátodo a través del circuito externo, generando corriente eléctrica
• El electrolito alcalino (KOH) permite el movimiento de iones dentro de la pila
Ejercicio 6:

Proyecto de investigación: Investiga un producto de uso cotidiano en tu casa (puede ser un alimento, medicamento, producto de limpieza, etc.) y responde:
a) ¿Qué compuestos químicos principales contiene?
b) ¿Qué reacciones químicas están involucradas en su funcionamiento o producción?
c) ¿Tiene algún impacto ambiental? ¿Cómo podría reducirse?

Ejemplo de respuesta (Desinfectante con cloro):

a) Compuestos principales:
• Hipoclorito de sodio (NaClO) al 5-6%
• Agua (H₂O)
• Hidróxido de sodio (NaOH) como estabilizador

b) Reacciones químicas:
• Producción: Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O
• Desinfección: El NaClO libera ácido hipocloroso (HClO) que oxida y destruye membranas celulares de bacterias
• En agua: NaClO + H₂O ⇌ HClO + NaOH

c) Impacto ambiental:
• El cloro puede formar compuestos orgánicos clorados (algunos tóxicos) al reaccionar con materia orgánica
• Contribuye a la salinidad del agua residual
• Reducción del impacto:
  - Usar solo la cantidad necesaria
  - No mezclar con otros productos (puede generar gases tóxicos)
  - Considerar alternativas más ecológicas como peróxido de hidrógeno (H₂O₂)
  - Diluir adecuadamente antes de desechar

Nota: Este es solo un ejemplo. Los estudiantes deben elegir su propio producto para investigar.