Informe de laboratorio. Tipos de reacciones químicas y señales

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Universidad Nacional de Villa María

Instituto A.P de ciencias básicas y aplicadas

INFORME DE LABORATORIO

Carrera:

Licenciatura en ambiente y energías renovables

Asignatura:

Química Ambiental II

1° año

Alumnos:

Bernasconi Nadia Belén

Chivallero Johana

Meza Broto Ignacio

Docente responsable:

Ing. Química Rosana Rossi

Introducción

En el presente informe de laboratorio impulsado desde la cátedra de química ambiental II se busca llevar a la práctica conceptos teóricos de las reacciones químicas, desarrollando cuyo objetivos se plantean a continuación:

• Identificar señales implicadas en las reacciones químicas.
• Reconocer el tipo de reacciones químicas.
• Reconocer propiedades y características de los reactivos y productos implicados en las reacciones químicas a realizar.
• Utilizar ecuaciones químicas para representar las transformaciones a observar.
• Adquirir técnicas de manejo de material de laboratorio.
• Respetar las normas de seguridad en el laboratorio.  

Se describirán conceptos necesarios para la interpretación del desarrollo de los trabajos.

Se define como una reacción química al proceso en el que una o más sustancias (reactivos) se convierten en otra u otras sustancias (productos). En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen, entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.

A pesar de que se crean sustancias diferentes a las iniciales, se cumple la ley de conservación de la masa. La suma de los reactivos es igual a la suma de los productos ya que solo se reordenan los átomos.

Algunas de las reacciones implementadas en el informe son:

• Reacciones Redox.
•  Reacciones endotérmicas.
• Reacciones de precipitación.
• Reacciones luminiscentes.

El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución, indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de hidrógeno".

pH= -log [H+]

En el laboratorio se puede estimar el valor de una sustancia con cualquiera de los siguientes elementos:

pH-metro /   Cinta indicadora  /   Fenolftaleína

TRABAJO PRACTICO Nº1: Tipos de reacciones químicas y señales

PARTE A

Materiales y reactivos

- ½ cucharada de Hidróxido de calcio (Ca (OH) ₂).

- Sulfato cúprico (CuSO₄).

- 3 vasos de precipitado pequeños.

- Pipeta de 25 ml.

- Varilla de vidrio.

- Equipo de filtración.

- 3 Tubos de ensayo.

- Gradilla.

- Cuchara.

Procedimientos

Usamos una solución de hidróxido de calcio (Ca (OH) ₂) preparada previamente y una solución de sulfato de cobre 0,8M en agua.

Luego, vertimos un poco de la solución de hidróxido de calcio en el tubo de sulfato de cobre y dejamos actuar unos minutos.

Resultados

El hidróxido de calcio es incoloro, tiene un pH de 13 según la varilla indicadora.

El sulfato de cobre es de color azul intenso y su pH  según la varilla es 4.

Al agregar el hidróxido de calcio en el otro tubo de ensayo con sulfato de cobre, aparecen partículas en suspensión que con el tiempo van precipitando en el fondo.

Conclusiones

Al mezclar el hidróxido de calcio, que es base, con el sulfato de cobre, acido, la solución  queda sobresaturada por lo cual va formando un sólido, que precipita por gravedad.

Sucede una reacción química de doble sustitución que da origen a dos compuestos distintos: sulfato de calcio e hidróxido de cobre. De la siguiente manera:

CuSO₄ (l) + C (OH) ₂(l)  → CaSO₄ (s) ↓ + Cu (OH)₂ (l).

Siendo el precipitado Sulfato de calcio (CaSO₄).

El sulfato de cobre se usa como reactivo en la minería en procesos de flotación de zinc. En agricultura sirve de aditivo para la tierra, es usado como insecticida y herbicida, en el control de algas en piscinas, también en la industria del petróleo y del acero.

El hidróxido de cobre se usa como fungicida, como catalizador y agente oxidante en laboratorios y para mejorar el crecimiento de las raíces de las plantas, mezclándolo con látex

El hidróxido de calcio (cal hidratada) se usa en la metalúrgica para procesos electrolíticos, en petroquímica, en mezclas de pesticidas, para potabilizar el agua: Se emplea para ablandar, purificar, eliminar turbiedad, neutralizar la acidez y eliminar la sílice y otras impurezas. Para tratamiento de aguas residuales y de suelos contaminados. También en agricultura como fertilizante y herbicida.

El sulfato de calcio (comúnmente  yeso) es un agente protector del agua, tiene capacidad de mejorar ciertos cultivos, evitando que el fosforo se pierda.

PARTE B

Materiales y reactivos

- Sulfato cúprico (CuSO₄) 0,8M.

- Vasos de precipitado.

- Clavos.

- Varilla de vidrio.

- Tubos de ensayo grande.

- Balanza.

- Cuchara.

- Agua.

- Virulana, lija o Ácido clorhídrico.

- Granalla de zinc.

Procedimientos

Utilizamos una solución de sulfato de cobre, previamente preparada con agua destilada. Limpiamos el clavo con una lija fina y agua destilada, dejándolo brillante. Lo colocamos en un tubo de ensayo y lo cubrimos con la solución de sulfato cúprico.

Luego, retiramos el clavos, lo enjuagamos con agua destilada y raspamos su superficie.  

Resultados

El clavo sumergido en sulfato cúprico (de color azul intenso) tomó un color brillante rosado. Cuando lo raspamos vimos que se iban desprendiendo capas de su superficie, con lo cual volvió a su color gris opaco original.  

Conclusiones

El clavo de hierro cambio de color porque fue cubierto por cobre, que luego se fue desprendiendo en trozos porque no se formó una aleación sino una delgada capa de cobre quebradiza.

Es una reacción redox de desplazamiento, debido a que intercambian estados de oxidación.

CuSO4 (l) + Fe(s) > FeSO4 (s) + Cu(s)

El cobre se reduce y se adhiere a la superficie del clavo. El hierro se va oxidando y forma sulfato de hierro, pero en un lapso de tiempo corto no se aprecia la aparición de dicho compuesto.

Estados de oxidación: Cu (+2) + Fe (0) → Fe (+2) + Cu (0)

TRABAJO PRACTICO Nº3: Formación de lluvia ácida

Materiales y reactivos

 - Azufre en polvo.

- Agua.

- Fenolftaleína.

- Probeta de 50 ml.

-Pizeta.

- Cuchara de combustión.

- Frasco de vidrio con tapa.

- Mechero.

- Varilla indicadora y pHímetro.

- 2 tubos de ensayo.

PARTE A

Procedimientos

El  experimento fue realizado debajo de la campana del laboratorio para que los gases desprendidos sean expulsados por allí. Colocamos azufre en la cuchara de combustión y lo sometimos al calor del mechero. En pocos segundos comenzó su combustión y colocamos la cuchara dentro del frasco, cerrando bien la tapa y colocando una cinta de papel para sellar el sistema.

Resultados

Observamos que el azufre se presenta como un polvo fino de color amarillo.

Al calentarlo, hubo un cambio en el estado de agregación del azufre, de sólido a líquido, y luego su color varió a marrón oscuro. La combustión desprendió un humo gris que cubrió todo el interior del frasco.

Conclusiones

Al calentarse el azufre, su estructura formada por moléculas de ocho átomos en forma de anillo se rompió, dando lugar a cadenas de átomos de azufre que se entrecruzan,  formando un líquido muy viscoso. La combustión del azufre, con el oxígeno del medio, dio como resultado gas anhídrido sulfúrico, de la siguiente forma:

2 S + 3 O₂ → 2 SO₃

El anhídrido sulfúrico (SO3) es un sólido incoloro humeante en condiciones normales, aunque en condiciones estándar (25ºC y 1 atm) se comporta como un gas, siendo el principal agente de la lluvia ácida. Sus principales propiedades son:

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