1. OBJETIVOS  siguientes experiencias

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1. OBJETIVOS

Determinar las diferentes clases de reacciones químicas en las
siguientes experiencias

Reconocer experimentalmente cuando ocurre una reacción química

Ampliar el conocimiento que se tiene respecto a las reacciones químicas
y valorar su importancia
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2. MARCO TEÓRICO
2.1 GENERALIDADES DE REACCIÓN QUÍMICA
Es un cambio químico en el cual se modifica la naturaleza de las
sustancias (reactivos). En esta los átomos se reajustan para formar
sustancias que tienen formula empíricas diferentes que las sustancias
reaccionantes. Ambos llevan consigo una variación de la atracción
(enlace) entre los átomos o entre grupos de átomos llamados moléculas.
La aparición de una sustancia nueva con propiedades diferentes es
prueba de que ha tenido lugar una transformación química. Podemos
observar cambios de color, formación de un gas, productos con diferentes
solubilidades o cambio de temperatura, como evidencia de que se
verifican las reacciones.
Las reacciones químicas ocurren continuamente en la naturaleza y
también se las puede realizar en el laboratorio controladamente. Esto no
ha permitido estudiar cómo y por qué se producen y extraer provecho de
ellas.
Podemos colocar como ejemplo la oxidación del hierro. Lo que produce es
un oxido. Los átomos del hierro (Fe) se combinan con los del oxigeno (O 2)
para producir oxido de hierro (Fe2O3)
Fe+O2
Fe2 O3
Se conocen millones de reacciones químicas diferentes, y cada día se
descubren algunas mas. Muchas son de gran importancia vital o industrial.
El objetivo de los químicos es, por un lado clasificarlas y dilucidar la forma
en que ocurren y, por otro intentar de aprovechar el potencial que nos
ofrecen.
Es necesario señalar que no todas las reacciones se pueden detectar
fácilmente, algunas ocurren sin que se presenten modificaciones
aparentes. Por lo mismo, algunos hechos pueden servirnos como
indicativos de un cambio químico; la aparición repentina de sustancias
solidas (precipitados), el desprendimiento de gases, el aumento o
disminución bruscos de la temperatura y los cambios de color son quizás,
los mas adecuados.
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2.2 TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
2.2.1 REACCIONES INORGÁNICAS
Es la unión de 2 ó mas sustancias donde el producto es llamado
compuesto porque se dio una transformación en la energía y la estructura
intima de la materia. Estas no tienen que ver con los compuestos
orgánicos, es decir con los del carbono.
a) ACIDO BASE
La característica que da a los ácidos es su olfato, que se deriva del
vocablo acidus, el cual significa "agrio". Esta particularidad es evidente en
algunas otras formas cítricas de frutas (limón, naranja) o algunos que
contienen ácidos (yogur, vinagre).
El sabor de las bases (muchas de ellas son toxicas) no es tan
característico como en los ácidos, pues presentan mayor variedad, pero
se puede decir que son ligeramente amargas (jabón, bicarbonato de
sodio).
La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880
por Savane Arrhenius quien los define como substancias que pueden
donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-) respectivamente. Esta
definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el
amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características
básicas.
Una definición mas general fue propuesta en 1923 por Johannes
Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una substancia ácida
es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de
Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una
sustancia que puede aceptar protones. De acuerdo con esta definición,
cualquier reacción ácido-base puede ser escrita como:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
(1)
en donde un ácido (HA), reacciona con una base (H2O) para formar la
base conjugada del ácido (A-) y el ácido conjugado de la base (H3O+). La
reacción generalmente se escribe omitiendo al agua:
HA ↔ H+ + A-
(2)
Una definición mas general sobre la definición de ácidos y bases fue
propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una
sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella
que puede donar ese par.
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b) OXIDACIÓN
La oxidación, es la reacción química a partir de la cual un átomo, ión o
molécula cede electrones; entonces se dice que aumenta su estado de
oxidación. El nombre de la reacción química, "oxidación", se deriva del
hecho que en la mayoría de los casos, la transferencia de electrones se
lleva a cabo adquiriendo átomos de oxígeno, pero es importante recalcar
que también se da la oxidación sin involucrar el intercambio de oxígeno.
Siempre que ocurre una oxidación hay liberación de energía. Esta energía
puede ser liberada de manera lenta, como es el caso de la oxidación o
corrosión de los metales, o bien, puede ser liberada de forma muy rápida y
explosiva como es el caso de la combustión.
La oxidación está presente en todos lados y ocurre en lugares que no
imaginamos. Existen varios tipos de oxidación, como la combustión, y
algunas de ellas, como podremos ver, ocurren dentro de nuestro
organismo.
ELEMENTO+O2
c) REDUCCIÓN
reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana uno
o varios electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este
proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o átomo se reduce:
Gana electrones
Actúa como agente oxidante
Es reducido por un agente reductor
Disminuye su estado o número de oxidación
Por ejemplo, el hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):
Fe3+ + e- → Fe2+
d) REDOX (OXIDO REDUCCIÓN)
Las reacciones de reducción-oxidación (también conocido como reacción
redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia
se produce entre un conjunto de especies químicas, uno oxidante y uno
reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).
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Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber una especie
que ceda electrones y otra especie que las acepte:
El reductor es aquella especie química que tiende a ceder electrones de su
estructura química al medio, quedando con una carga positiva mayor a la
que tenía.
El oxidante es la especie que tiende a captar esos electrones, quedando
con carga positiva menor a la que tenía.
Cuando una especie química reductora cede electrones al medio se
convierte en una especie oxidada, y la relación que guarda con su precursor
queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente,
se dice que cuando una especie capta electrones del medio se convierte en
una especie reducida, e igualmente forma un par redox con su precursor
reducido.
La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.
e) NEUTRALIZACIÓN
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base.
Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una
sal. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de
iones hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua.
Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización
son generalmente exotérmicas, lo que significa que producen calor.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
ácido+ base → sal + agua
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En esta reacción de neutralización se puede usar una solución indicadora
tal como la fenolftaleina (si los elementos a neutralizar son Ácido clorhídrico
e Hidróxido de Sodio), pero también se puede usar el azul de safranina, el
azul de metilena, etc. para saber si esa solución contiene alguna base.
f) PRECIPITACIÓN
En química se llama precipitado a una sustancia sólida que se forma en el
interior de una disolución. En esta experiencia vamos a ver cómo a partir de
una reacción química obtenemos un precipitado
Las reacciones de precipitación son aquellas en las que el producto es un
sólido; se utilizan en los
métodos gravimétricos de análisis y en las titulaciones por precipitación.
• Métodos gravimétricos: se basan en las mediciones de masa, donde la
sustancia a analizar se
convierte en un precipitado escasamente soluble; se filtra, se lava para
eliminar impurezas, se
convierte mediante el tratamiento térmico adecuado en un producto de
composición conocida y
finalmente se pesa.
• Métodos por titulación: se basan en la medición de la cantidad de un
reactivo de concentración
conocida que se consume por la sustancia a analizar, formando un
precipitado. Es necesario añadir
un indicador colorido que indique el punto final de la reacción.
• Solubilidad: máxima cantidad de soluto que es posible disolver en un litro
de agua. Cuando está
expresado en mol/L se llama solubilidad molar (s), cuando se expresa en
g/L o mg/L es solubilidad (S)
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2.2.2 REACCIONES ORGÁNICAS
a) SÍNTESIS
Llamada también reacción de Descomposición. Se caracteriza porque se
combinan químicamente dos o mas sustancias, sencillas para producir
sustancias mas complejas.
Es decir: X+Y
XY
La combinación del Hidrogeno con el Oxigeno para producir agua y la del
hidrogeno y nitrógeno para dar amoniaco son ejemplos típicos.
2H2 + O2
2H2O
3H2 + N2
2NH3
b) DESCOMPOSICIÓN
Consiste en descomponer por acción del calor o de ciertos catalizadores
sustancias complejas en sustancias mas simples o mas sencillas.
Es decir: XY
X+Y
El carbonato de calcio se descompone por acción calentamiento, para
producir oxido de calcio y dióxido de carbono.
Ca CO3
CaO + O2
El oxido de mercurio se descompone por acción del calor produciendo
mercurio metálico t oxigeno
2HgO
2Hg + O2
c) DESPLAZAMIENTO
O de sustitución, en este tipo de reacciones los metales químicamente mas
activos desplazan a aquellos metales con menor REACTIVIDAD QUÍMICA.
Los metales químicamente activos también desplazan al hidrogeno de los
acidos.
La reactividad química de los metales se los conoce gracias a la serie
electromotriz de estos elementos (el elemento que esta mas arriba en la
serie electromotriz sustituye a los que están abajo)
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Los metales mas reactivos químicamente son aquellos que presentan
menor energía de ionización y que forman cationes porque liberan
electrones.
Es decir: X+ YZ
XZ + Y
En donde X y Y deben ser metales
Z debe ser un no metal.
La serie electromotriz aumenta de izquierda a derecha así
Li, Ba, K, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au
AUMENTA
EJEMPLO:
Zn + Pb (NO3)2
Ag + CuSO4
que Ag
Zn (NO3)2 + Pb
No se Puede porque Cu tiene mayor electronegatividad
d) DOBLE DESPLAZAMIENTO
O doble sustitución o doble intercambio, consiste en hacer reaccionar dos
sustancias para producir dos nuevas sustancias
XY + ZA
XA + ZY
En donde X y Z son metales y Y y A son no metales
El metal de la primera sustancia se combina con el no metal de la segunda
sustancia.
El no metal de la primera sustancia se combina con el metal de la segunda
sustancia.
Ejemplo:
K2S + MgSO4
K 2SO4 + MgS
e) COMBUSTION
Una reacción de combustión es una reacción de oxidación rápida en la que
se libera energía luminosa y calorífica.
Los procesos de combustión y de oxidación tienen algo en común: la unión
de una sustancia con el oxígeno. La única diferencia es la velocidad con
que el proceso tiene lugar. Así, cuando el proceso de unión con el oxígeno
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es lo bastante lento como para que el calor desprendido durante el mismo
se disipe en el ambiente sin calentar apreciablemente el cuerpo, se habla
de oxidación. Si el proceso es rápido y va acompañado de un gran aumento
de temperatura y en ocasiones de emisión de luz (llama), recibe el nombre
de combustión.
Ésta consiste en una combinación química con el oxígeno de la atmósfera
para dar dióxido de carbono y agua. Se obtiene una gran cantidad de
energía que se utiliza con fines industriales y domésticos.
Un ejemplo de reacción de combustión puede ser la del metano (gas
natural):
metano + oxígeno dióxido de carbono + agua + energía
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + 890 kJ/mol
Las reacciones químicas implicadas en la combustión no suelen, al
contrario de lo que sucede en la oxidación, producirse de forma
espontánea. Una fuga de gas puede permanecer un tiempo considerable
sin que se produzca reacción alguna, pues es necesario un iniciador, como
puede ser el contacto con una llama o chispa accidental, para que la
combustión de comienzo.
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2.2.3 RECCIONES ENDOTERMICAS
reacción química que absorbe energía. Casi todas las reacciones químicas
implican la ruptura y formación de los enlaces que unen los átomos.
Normalmente, la ruptura de enlaces requiere un aporte de energía, mientras
que la formación de enlaces nuevos desprende energía. Si la energía
desprendida en la formación de enlaces es menor que la requerida para la
ruptura, entonces se necesita un aporte energético, en general en forma de
calor, para obtener los productos.
Algunas reacciones endotérmicas necesitan más energía de la que puede
obtenerse por absorción de calor de los alrededores a temperatura
ambiente. Por ejemplo, para transformar el carbonato de calcio en óxido de
calcio y dióxido de carbono es necesario calentar. Cuando en una reacción
endotérmica una sustancia absorbe calor, su entalpía aumenta (la entalpía
es una medida de la energía intercambiada entre una sustancia y su
entorno).
2.2.4 REACCIONES EXOTERMICAS
reacción química que desprende energía. Por ejemplo, la reacción de
neutralización de ácido clorhídrico con hidróxido de sodio desprende calor,
y a medida que se forman los productos, cloruro de sodio (sal) y agua, la
disolución se calienta.
Las reacciones exotérmicas se han utilizado durante miles de años, por
ejemplo, en la quema de combustibles. Cuando se quema carbón tienen
lugar varias reacciones, pero el resultado global es que los átomos de
carbono del carbón se combinan con el oxígeno del aire para formar dióxido
de carbono gas, mientras que los átomos de hidrógeno reaccionan con el
oxígeno para producir vapor de agua. La redistribución de los enlaces
químicos desprende gran cantidad de energía en forma de calor, luz y
sonido. Aunque para la ruptura de los enlaces entre el carbono y el
hidrógeno se requiere energía calorífica, ésta es mucho menor que la que
se desprende cuando estos dos elementos se combinan con el oxígeno.
Esto hace que la reacción global sea exotérmica.
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3. MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 GENERALIDADES
TUBOS DE ENSAYO
Tubo de prueba es parte del material de
vidrio de un laboratorio de química.
Consiste en un pequeño tubo de vidrio con
una punta abierta (que puede poseer una
tapa) y la otra cerrada y redondeada, que
se utiliza en los laboratorios para contener
pequeñas muestras líquidas (aunque
pueden tener otras fases), realizar
reacciones en pequeña escala, etc.
GRADILLA
utilizada para sostener y almacenar tubos
de ensayo u otro material similar.
Generalmente son de madera muy rara
vez son de metal, y plástico.
VASO BEAKER
Permite calentar sustancias y obtener
precipitados de ellas. Están hechos de
vidrio.
PIPETA
instrumento volumétrico de laboratorio que
permite medir alícuotas de líquido con
bastante precisión. Suelen ser de vidrio.
Está formado por un tubo transparente que
termina en una de sus puntas de forma
cónica, y tiene una graduación (una serie
de marcas grabadas) indicando distintos
volúmenes.
MONTERO
vasija metálica, de piedra o madera que
sirve para machacar en él sustancias
diversas, como especias o semillas. En
farmacia se utiliza para triturar, o mezclar y
puede ser de cristal o porcelana.
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CAPSULA
ESPATULA
Permite carbonizar elementos químicos.
Resiste elevadas temperaturas.
se utiliza para tomar pequeñas cantidades
de compuestos que son básicamente
polvo. Se lo clasifica dentro del material de
metal y es común encontrar en técnicas el
término punta de espátula para referirse a
esa cantidad aproximadamente.
PINZAS
Permiten el agarre de diversos aparatos en
los montajes experimentales
MECHERO
o quemador es un instrumento utilizado
para calentar o esterilizar muestras o
reactivos químicos.
BALANZA
se usa en el laboratorio para determinar la
masa de una sustancia, o para pesar una
cantidad de esta.
CUCHARA DE
COMBUSTION
Esta se utiliza para realizar pequeñas
combustiones
de
sustancias,
para
observar el tipo de flama, reacción, etc.
3.2
ERLENMEYER
se conoce con el nombre también de
matraz es un envase en forma cónica que
se utiliza para mezclar sustancias en
laboratorios. Por su forma este evita que
se derrame el contenido del mismo.
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3.2 MATERIALES
CAPSULA
ESPÁTULA
MECHERO
PINZA
TUBOS DE ENSAYO
GRADILLA
BEAKER
ERLENMEYER
BALANZA GRANITARIA
CUCHARA DE COMBUSTIÓN
MORTERO
PIPETA
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3.3 REACTIVOS










Acido clorhídrico HCl
Clorato de potasio KClO3
Oxido de manganeso MnO2
Granallas de zinc
Hidróxido de sodio NaOH
Azufre S
Limaduras de hierro
Oxido de mercurio HgO
Sulfato de sodio Na2SO4
Cloruro de bario BaCl2
4. PROCEDIMIENTO
1.
a) En un tubo de ensayo coloque 1gr de KCLO3 (clorato de potasio)
b) Al mismo tubo de ensayo
agregar 0.1 gr de oxido de
manganeso MnO2
C)
Prender
el
mechero y calentar
el tubo de ensayo.
El clorato se funde y
desprende burbujas.
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d) coloque en la
boca del tubo de
ensayo un palillo que
este en punto de
ignición
 Que observa?
El palillo enciende, y el MnO2 reacciona con KClO3 por acción del calor
produciendo MnO2 + KCl + O2 (queda de color negro el producto)
 Que objetivo tiene poner el palillo con punto de ignición?
Primeramente el punto de ignición es la temperatura mínima a la cual un
determinado combustible se enciende, iniciándose su combustión. Por lo
tanto era necesario prender el palillo con el punto de ignición porque
empezaba a arder y así era mas fácil que encendiera.
 Esta es una reacción exo o endotérmica? ¿por qué?
Es una reacción endotérmica porque los reactivos reaccionaron por acción
del calor
 Escriba la reacción de la ecuación y clasifíquela
MnO2 + KClO3
Reacción endotérmica
2.
a) En un tubo de
ensayo agregar 1
ml de HCl (acido
clorhídrico)
MnO2 + KCl + O2
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b) al mismo tubo de
ensayo agregar unas
granallas de Zn (Zinc) y
observar…
c) se produce un
gas el cual se
recoge en otro
tubo invertido.
e) se lleva el tubo invertido en la misma posición al mechero
 ¿Qué observa?
Al acercar el tubo de ensayo que contiene al gas, se produce una pequeña
explosión. El tubo esta un poco caliente.
 ¿esta es una reacción exo o endotérmica? ¿por qué?
Es una reacción exotérmica porque no necesitó calor para que los
productos reaccionara
 Escriba la reacción de la ecuación y clasifíquela
HCl + Zn
ZnCl2 + H2 reacción de desplazamiento porque el Zn
desplazó al H ya que Zn es mas electronegativo que H
 ¿Cual es la escala electromotriz?
Li, Ba, K, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au
Aumenta
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3.
a) Preparar solución de NaOH
+ HCl
b) preparar solución de acido
clorhídrico HCl
(En 9 ml de agua agregar
1gr de NaOH)
en 5 ml de agua agregue 1 ml de
acido clorhídrico
c) en un tubo de
ensayo mezcle 3 ml de
solución de hidróxido
de sodio NaOH con 3
ml de solución de acido
clorhídrico. El tubo en
su parte inferior se
calienta un poco
e) ponga la capsula a
fuego en el mechero
d) en una capsula coloque la
solución
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 Que observa?
Empieza a salir humo, lo que indica que el agua H2O se evapora. Se
observa en las paredes de la capsula residuos blancos, que es el cloruro de
sodio NaCl la cual empieza a salpicar, salta.
 Es una reacción exo o endotérmica y porque
En este caso no ocurre una reacción sino una separación de una mezcla,
esto es llamado Evaporación, que consiste en la evaporación de un liquido
quedando el solido en el recipiente que lo contiene.
 Escriba la ecuación de la reacción y clasifíquela
Na + HCl
NaCl + H2O
4.
a) Pese 3 gr de S azufre y 0.1 gr
de limaduras de hierro Fe.
C) traslade la mezcla
obtenida a una capsula
y caliente en el mechero
b) coloque lo anterior en un
mortero y triture
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 Que aspecto en cuanto a sus propiedades físicas presentaba el azufre y el
hierro antes de la experiencia?
El Azufre tenia color amarillo verdoso, era un solido en especie de polvo,
inodoro, color opaco
El Hierro tenia un color gris oscuro, era un solido en granallas, brillante,
inodoro
 Después del calentamiento, ¿qué aspecto presentan el S y el Fe?
Es una mezcla solida de color oscuro inodora
 Que tipo de reacción ocurrió?
 Establecer la ecuación correspondiente
Fe + S FeS
d) coloque la mezcla en una
cuchara de combustión en
fuego hasta que muestre una
apariencia de burbujas como
la margarina, con ayuda de
una espátula, forme una
bolita.
e) en un tubo de ensayo
agregue un poco de HCl y
luego introduzca la bolita
formada anteriormente.
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 Que ocurre?
Se percibe un mal olor a huevo podrido provocado por el sulfuro de
hidrogeno gaseoso H2S. Al introducir la bolita al tubo de ensayo el S se
evapora y al final todo toma un color negro. Con fuego la reacción se
acelera. S se evapora por acción de HCl
FeS + HCl
FeCl2 + H2S
5.
a) En un tubo de ensayo colocar una pequeña
cantidad de oxido de mercurio HgO.
Proceda a calentar el tubo en el mechero y
en la boca del tubo de ensayo coloque un
palillo en punto de ignición
 Observe que sucede después del calentamiento
El HgO que en principio tenia un color naranja, se
torna a un color negro. Aunque cuando se deja de
someter al calor, el HgO recupera su color aunque
este esta un poco oscuro. El palillo se prende
 Hubo reacción química?
No hubo reacción química. Solo se presenta HgO + E
6.
a) Prepare una solución de
sulfato de sodio Na2SO4
b) prepare una solución de BaCl2
cloruro de bario
En 9 ml de agua agregar 1
gr de sulfato de sodio.
En 9 ml de agua agregar 1 gr de
cloruro de bario
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En un tubo de ensayo
deposite 5 ml de solución
de sulfato de sodio y
agregar gota a gota 2 ml de
solución de cloruro de bario
 Que ocurre cuando adicionamos cloruro de bario al sulfato
de sodio?
El liquido coge un color blanco lechoso y con el tiempo se
observa una precipitación
 Como se clasifica esta reacción?
Por lo anterior mencionado esta es una reacción de
precipitación en la cual el que se precipita es
 Escriba la ecuación correspondiente
BaCl2 + Na2SO4
BaSO4 + 2NaCl
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5. CONCLUSIONES
 Existen diferentes tipos de reacciones que se clasifican de
acuerdo a diferentes aspectos como la forma en que esta
reaccione, el factor y condiciones que haga reaccionar los
productos, etc.
 La practica en laboratorio es una forma mas dinámica y efectiva
de aprendizaje en la química ya que involucra mas actividad por
parte de los estudiantes.
 Aprendí muchas cosas respecto a las reacciones químicas y sus
reactivos, también recordé diversos conceptos que anteriormente
los había olvidado, este trabajo fue de gran ayuda para reforzar
las cosas que aun no tenia claras.
 El estudio de las reacciones químicas implica disciplina y
dedicación completa, pues por un error que se cometa, el
producto de los reactivos podría cambiar y no concordar.
 La ciencia pude traernos muchos beneficios pero es necesario
siempre tener claro que la ciencia debe aportar en beneficio y no
para perjudicarnos a nosotros mismos