PRÁCTICA Nº 7: CLASIFICACIÓN Y TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

INFORME.Jose Miguel Toro/Cod:20102180062Ronald Pulido.Hiram Avid RodriguezResumen En esta práctica de laboratorio, se intentó lograr hallar diferentes reacciones, con experimentos que involucran reacciones de diferentes clases de reactivos, en el presente informe, a través de la recopilación y análisis de la información, se pudo clasificar y reconocer los diferentes tipos de reacciones encontrados en la práctica.

AbstractOn this lab practice, we tried to find out some different reactions, with experiments that involve different reagents reactions, on the report, trough compilation and analysis of the data, it get possible to classify the different types of reactions presented on the practice.

Reacciones químicas, Cambio físico, cambio químico, sustancia, tipos, ecuación química, describa, solución, proceso, catalizador, Agente Oxidante y Agente Reductor.

Chemical changes, physical changes, substance, types, chemical equation, describe, solution, process, catalyst, oxidant agent, reducer agent

MATERIALES Y REACTIVOS Espátula Pipeta graduada de 1, 5 y 10 mL Papel Filtro Mechero Pinzas para crisol y para tubo de ensayo Cápsula de porcelana Tubos de Ensayo (6) Puntillas de hierro

Vidrio (pedazo) Vaso de Precipitado de 250mL Agitador de vidrio Aro, nuez, malla de asbesto Embudo de vidrio Pétalo de rosa roja Trozo de tela de color- trozo de algodón Ácido clorhídrico diluido Zinc en granallas Sulfato de Cobre II (CuSO4) cristal y Solución Hidróxido de Sodio al 2% Ácido Clorhídrico concentrado Fenolftaleina Oxido de mercurio Cobre en láminas Ácido nítrico Concentrado Ácido sulfúrico Sodio, potasio y litio Hierro Peróxido de hidrógeno Permanganato de potasio en solución KI, Pb(NO3)2, AgNO3, NaCl soluciones FeCl3 solución MnO2 polvo NH4SCN – (NH4)2Cr2O7 cristales NH4OH

Análisis de resultados

4.1) HgO+ =Observamos que el mercurio reacciona con el oxigeno para asi crear oxido de mercurio (II). El color del oxido varia de rojo/amarillo. Cuando calentamos el oxido de mercurio(II) presenta una reacción química de descomposición, que daba como producto mercurio y oxigeno gaseoso. Se notaba que el mercurio al no poseer el oxigeno tomaba un color gris.Hg+O2 Oxido de mercurio (II)Balanceada

2HgO(s) 2Hg(s)+ O2(g)

4.2) HCl(ac)+Zn(s) = según lo analizado cuando sumergimos en el acido clorhídrico una lamina de zinc, se formaba burbujas que deducimos que eran de hidrogeno formadas por la reacción del metal que escapaban de la disolución acida que en este caso seria el HCl. Por lo cual damos

por entendido que se presento una reacción de desplazamiento.

HCl(ac)+Zn(s) ZnCl2(ac)+H2(g)

El zinc desplaza al hidrogeno en el acido produciendo una disolucion de cloruro de zonc y gas de hidrogeno. La ecuación Ionica neta seria:

Zn(s) +2H (ac) Zn²(ac)+H2(g)

Cu+HNO3= observamos que el metal (Cobre) se oxidaba al contacto con el acido nítrico, el cual tenia una coloración azul cielo. Luego de algunos segundos el tubo de ensayo obtuvo una coloración café rojiza, esto según lo analizado se debe a que el principal producto de la reducción de HNO3

concentrado es el dióxido de nitrógeno (NO2).

Cu(s)+ NOˉ2(ac)+4H +(ac)

Cu² (ac)+2NO2(g)+2H2O(l)

4.3) CuSO4 + =Inicialmente era de color azul, y al calentarlo cambio su color a blanco. Esto según lo analizado se debe a que el sulfato Cuprico azul estaba asociado a cinco moléculas de agua, en donde al calentarse se separan y forman CuSO4 y 5H2O. Cuando se calienta se elimina el agua, dejando cristales blancos de sulfato de cobre (II)

4.4) NaOH+ Fenolftaleina +HCl=Se utilizó la fenolftaleina como indicador de acido o base.La fenolftaleina aplicada a Na(OH) dio una coloracion rosada, lo cual nos indica que se obtuvo una disolución basica. Y al depositar acido clorhidrico a la disolución de Na(OH) se recupero su clor inicial (color cristalino) lo cual según lo analizado estariamos en presencia de uan reacción de tipo de neutralización de una reacción acido-base.

Na(OH)+HCl(ac) NaCl(ac) +2H2O(l) Base Acido Sal

4.5) Al adicionar el H2SO4 con el H2O2 la solución toma un color purpura. Pero al adicionar el KMNO4 la solución cambia a un color incoloro. Esto según lo analizado ocurre por que el peroxido de hidrogeno es

un agente oxidante fuerte y oxida los iones del SO4 . Llegando a la conclusión de esta presenciando una reacción de oxido-reducción.

Oxidación: Oxida los iones de SO²ˉ4

H2O2(ac)+H2SO²ˉ4 (ac) SO²ˉ4+H2OReducción: después de oxidarlos los reduce5H2O2(ac)+2MnO4+6H(ac) 2Mn² (ac)

+5O2(g)+8H2O(l)

4.6) Pb+(NO3)2(ac)+KI(ac)= Según lo observado, al agregar una disolución acuosa de nitrato de plomo la cual es incoloro, a una disolución acuosa de Yoduro de potasio (incolora) se forma un precipitado de Yoduro de plomo (II) de color amarillento-anaranjado. Se nota que las densidades en estos productos hacen que el PbI se asente en el fondo del tubo de ensayo. Esto ocurre por que las cargas opuestas del producto insoluble (PbI) se atraen con tanta fuerza que hacen que se forme un sólido iónico insoluble.Pb+(NO3)2(ac)+2KI(ac) PbI2(s)

+2KNO3(ac)

4.7) FeCl3+(NH4)SCN= Al mezclar el cloruro ferrico con el Tiocianato de amonio tomo un color rojo sangre. Esto es debido a el Tiocianato ferrico de amonio (Ion Fe ³).ya que es característico el color rojo cuando hay presencia de hierro podríamos decir que esta es la forma de reconocer cualitativamente hierro en una solución.

FeCl3 + 3NH4SCN Fe(SCN)3 + 3NH4Clcloruro ferrico + tiocianato de amonio = tiocianato ferrico + cloruro de amonio.El colo rojo es debido al Fe(SCN)3 tiocianato de hierro..

4.8) Al calentar en dicromato de amonio se descompone debido al poder oxidante del ión dicromato y al reductor del ión amonio. Según lo analizado de su calentamiento obtuvimos una reacción de sustitución. El Cu en CuSO4 es Cu² es decir, la carga es de +2, la del ion sulfato. El ión sulfato, SOˉ²4, tiene una carga -2 para Cu

debe tener una carga +2 para la suma de los cargos que son iguales

4.9) a cero (-2 +2 = 0). Es una reacción de sustitución doble para cambiar los iones positivos, Cu² es positivo y NH4 + es positivo. Puede cambiar los lugares de los dos a conseguir. descomposición como la siguiente

(NH4)2Cr2O7 NH4)2Cr2O7

N2+4H2O+Cr2O3

4.10)CuSO4 + NH4OH=Según lo analizado en este experimento se

dio una reacción de doble CuSO4 + NH4OH ( NH4) 2SO4 + Cu (OH)2

4.11)Na+H2O = Al depositar el sodio en el agua se produce una reacción violenta donde se libera energía en forma de calor, liberando hidrogeno a la vez. El hidrogeno se quema en el agua produciendo oxido de sodio ( Na2O).Dándonos a nosotros como posibilidad deducir que esta es una reacción de descomposición.

Na + H2O 2NaOH(ac)+H2(g

Tabla de ResultadosREACTIVOS DESCRIPCION TIPO DE REACCIÓN

4.1) Hg+O2

2HgO 2Hg(s)+ O2(g)

Reacción de descomposición.

4.2) HCl+Zn Zn(s)+2HCl(ac) ZnCl2(ac)+H2(g)

Reacción de doble desplazamiento.

4.2) Para:Cu+HNO3

Cu(s)+ NOˉ2(ac)+4H +(ac)

Cu² (ac)+2NO2(g)+2H2O(l)

Reacción de reducción

4.3) CuSO4 * 5 H2OCuSO4 * 5 H2O CuSO4 + 5 H2O

Reacción de descomposición

4.4) NaOH+ Fenolftaleina +HCl

Na(OH)+HCl(ac) NaCl(ac) +2H2O(l)

Reacción de Neutralización (Acido-Base)

4.5) H2O2+H2SO4+KMnO4

Oxidación: H2O2(ac)+H2SO²ˉ4 (ac)

SO²ˉ4+H2OReducción:5H2O2(ac)+2MnO4+6H(ac)

2Mn² (ac)+5O2(g)+8H2O(l)

Reacción de Oxido-Reducción

4.6) Pb+(NO3)2(ac)

+KI(ac)

OtroAgNO3(ac)+NaCl(ac)

Pb+(NO3)2(ac)+2KI(ac)

PbI2(s)+2KNO3(ac)

AgNO3(ac)+NaCl(ac)

NaNO3(ac)+AgCL(s)

Reacción de precipitación

4.7) FeCl3+(NH4)SCN

FeCl3 + 3NH4SCN Fe(SCN)3 + 3NH4Cl

Reacción de Oxido-ReducciónPor combinación.

4.8) (NH4)2Cr2O7

(NH4)2Cr2O7 NH4)2Cr2O7

N2+4H2O+Cr2O3

Reacción de descomposición

4.9) CuSO4+NH4OH CuSO4 + 2NH4OH Cu(OH)2 + (NH4)2SO4

Reacción de doble sustitución

4.10 Na+ H2O Na+ H2O 2NaOH(ac)+H2(g) Reacción de descomposición

CUESTIONARIO ¿Qué es un catalizador y qué

papel cumple en una reacción química?

Rta= Uno de los factores que aceleran o retardan las reacciones químicas son los catalizadores. Algunos, aceleran las reacciones químicas (catalizadores positivos) y otros las hacen ir más despacio (catalizadores negativos). Es importante que tengamos en cuenta que los catalizadores no intervienen en la reacción química; es decir, lo único que hacen es estar ahí para que los reactivos puedan reaccionar con mayor o menor velocidad de la que lo harían sino estuvieran dichos catalizadores.

¿En cuáles de las reacciones verificadas experimentalmente en la práctica, hay procesos REDOX? ¿Por qué?

Rta: En los experimentos donde se presentaron reacciones redox Fueron: FeCl3+(NH4)SCN, H2O2+H2SO4+KMnO4, Cu+HNO3,

Consideramos que son Reacciones redox, ya que hubo intercambio de electrones. Y una de los componentes debió oxidarse y otro reducirse

Basados en el punto anterior, ¿Quiénes son Agentes Oxidantes y Reductores? ¿Quiénes se oxidan y quiénes se reducen?

Rta= La oxidación tiene lugar cuando una especie química pierde electrones y en forma simultanea, aumenta su numero de oxidación. Por ejemplo, el calcio metálico (con numero de oxidación cero), se puede convertir en el Ion calcio (con carga de 2+) por la perdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente: Ca0 → Ca2+ + 2e –La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y al mismo tiempo disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con numero de oxidación cero) se convierte en el Ion cloruro (con numero

de oxidación y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente: e - + Cl0 →Cl1-

BIBLIOGRAFÍA

BAEZ, P. Orlando. Prácticas de Laboratorio de Química General en La Universidad Distrital Francisco José de Caldas. Una Propuesta Didáctica y Metodológica. Tesis de Pregrado. Departamento de Química. Facultad de Ciencias y Educación, 1995. Darrel D. Ebbing, Química general, Novena edición. 2002 Philliss, Jhons. Química conceptos y aplicaciones. 2000 Practicas de laboratorio, Química inorgánica. Facultad de educación Sandra Patricia Castro. 2005 Chang, Raymond. Química, Séptima edición. 2002.