La Reacción Química

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE QUÍMICA

LABORATORIO DE QUÍMICA I

Sesión Experimental 8

“La reacción química”

Grupo: 9 Sub-grupo: 34

México, D.F., 14 de octubre de 2013

Introducción

Una reacción química, es aquel proceso en donde determinadas sustancias químicas se transforman en otras, ya sea mediante la aplicación de energía en la forma de luz, calor o electricidad, o también de manera espontánea, sin la mediación de energía.

En la reacción química tenemos a los "reactivos", aquellas sustancias involucradas inicialmente, y tras el cambio químico en la reacción obtenemos los "productos", con propiedades por lo general diferentes a las de los "reactivos".

Las reacciones químicas se representan mediante una ecuación química. Las sustancias que reaccionan se escriben primero, seguidas de una flecha y luego se escriben los productos.

La ecuación química debe indicar el estado físico de los reactivos y de los productos (sólo cuando es estrictamente necesario).

Para ello se emplean los siguientes símbolos:

• (g) representa el estado gaseoso

• (s) representa el estado sólido

• (l) representa el estado líquido

• (ac) representa una disolución acuosa

En la ecuación química se deben identificar los catalizadores. Los catalizadores son aquellas sustancias que permiten acelerar una reacción química. Los catalizadores se deben escribir sobre la flecha que separa los reactivos de los productos.

En toda reacción química se presenta absorción o desprendimiento de energía. Una reacción que desprende energía se conoce como exotérmica. Cuando la reacción absorbe energía se le denomina endotérmica.

Algunos de los cambios que se presentan cuando sucede una reacción química son: efervescencia, cambios de temperatura, cambios de color, cambios de olor, cambios en el estado de la materia y explosiones.

Las reacciones químicas se clasifican de acuerdo a:

Naturaleza de la reacción (complejidad entre reactivos y productos).

Esta clasificación considera si en la reacción se forma una sustancia de mayor complejidad que la de los reactivos o si el reactivo se descompone en 2 o más sustancias; si se reemplaza un catión, un anión o un ligante o si hay un doble intercambio de especies. Este grupo de reacciones incluye las siguientes:

 Síntesis

 Descomposición

 Desplazamiento simple

 Doble desplazamiento o metátesis

Ejemplos: C (s) + 02 (g) CO2 (g) Síntesis

2 HgO (s) 2Hg (s) + 02 (g) Descomposición

Mg (s) + H2SO4 (ac) MgSO4 (ac) + H2 (g) Desplazamiento simple

3BaCl2(ac) + 2Na3PO4 (ac) Ba3 (PO4)2 (s) + 6NaCl (ac) doble desplazamiento.

Comportamiento químico (clasificación analítica)

En este tipo de reacciones se considera si hay cambio en los números de oxidación de los productos con respecto a los reactivos (combustión, metales y ácidos, metales y iones de metales menos activos, no metales y iones de metales menos activos, combinación de elementos y viceversa) , si hay cambios significativos de pH o reacciones que involucren especies con características ácido-base, si hay formación de un sólido en el seno de un líquido durante la reacción, o bien, si hay formación de compuestos metálicos (generalmente de transición y muy coloridos) rodeados de moléculas y iones.

Esta clasificación incluye los siguientes tipos de reacciones:

 Oxidorreducción

 Ácido-base

 Precipitación

 Formación de compuestos de coordinación

Ejemplos: 2CH3OH(l) + 3 02 (g) 2CO2 (g) + 4 H20 (l) Oxidorreducción.

HNO3 (ac) + KOH(ac) KNO3(ac) + H20(l) Ácido-base

AgNO3 (ac) + K2CrO4 (ac) Ag2CrO4 (s)+ 2KNO3(ac) Precipitación

Co(NO3)2 (ac) + 6NH3(ac) Co (NH3)6 (NO3)2 Coordinación

Cambios energéticos

 Reacciones exotérmicas

 Reacciones endotérmicas.

Esta clasificación considera si en el proceso el sistema libera o absorbe calor y agrupa a las reacciones como exotérmicas o endotérmicas.

Ejemplos: HN03 + KOH KNO3 + H20 + calor (exotérmica)

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

Objetivos

• Conocer los productos de ciertas reacciones químicas.

• Expresar las reacciones químicas mediante ecuaciones.

• Conocer los diferentes tipos de reacciones químicas y clasificar las nuestras de acuerdo a lo investigado previamente y lo observado en laboratorio.

Procedimiento

En esta práctica se llevaron a cabo doce reacciones de la siguiente manera:

Reacción 1

Combustionamos una cinta de magnesio que fue sujetada con una pinza mientras se sometió a calentamiento con un mechero.

Reacción 2

Combustionamos una mezcla de zinc en polvo con el doble en masa de azufre en polvo. Colocamos la mezcla en una cucharilla de combustión y se calentó en la campana.

Reacción 3

Calentamos un poco de carbonato de cobre en un tubo de ensaye que se encontraba adaptado a un tubo de desprendimiento; burbujeamos, en 5 mL de agua, el dióxido de carbono que se liberó durante la reacción.

En esta reacción lo que observamos fue la diferencia de pH del agua antes y después de la reacción.

Reacción 4

Colocamos, en un tubo de ensaye, una disolución saturada de hidróxido de _____ y le agregamos unas gotas de fenolftaleína. Posteriormente introdujimos un popote en el tubo y soplamos hasta que cambió el color de la disolución.

Reacción 5

Situamos, en un tubo de ensaye, 2 mL de agua de cloro y dos gotas de tetracloruro de carbono que nos permitieron disolver el producto de la reacción. Subsiguientemente agregamos 2 mL de disolución de yoduro de potasio y finalmente agitamos hasta que el color cambió.

Reacción 6

Para realizar esta reacción ocupamos un poco de óxido de cobre, el cual fue producto de la reacción 3.

Envolvimos el óxido de cobre con un papel filtro y lo colocamos sobre una tela de asbesto. Después, en la campana, quemamos por completo el papel filtro.

Reacción 7

Colocamos, en un tubo de ensaye, 5 mL de disolución de sulfato de cobre y una malla de zinc. Esperamos a que la disolución se tornara incolora.

Reacción 8

Antes de ejecutar la reacción, medimos por separado el pH de 3 mL de disolución de sosa 1 M y de 3 mL de disolución 1 M de ácido clorhídrico.

A continuación pusimos en un tubo de ensaye ambas disoluciones y observamos el cambio de temperatura y pH de la reacción.

Reacción 9

En un tubo de ensaye, agregamos unas gotas de disolución de sulfato de cobre y unas gotas de amoniaco acuoso. El amoniaco acuoso lo obtuvimos agregando un poco de agua al amoniaco.

Reacción 10

Agregamos, en un tubo de ensaye, 2 mL de disolución de nitrato de aluminio y añadimos gotita a gotita sosa diluida.

Reacción 11

En un frasco, colocamos 20 mL de disolución saturada de silicato de sodio y agregamos dos cristales pequeños de sulfato de níquel (II), dos cristales de cloruro de calcio, dos cristales de sulfato de cobalto (II), dos cristales de cloruro de hierro (III) y dos cristales de sulfato de _____.

Posteriormente tapamos el frasco y lo guardamos. Luego de tres días regresamos a laboratorio para observar los cambios.

Reacción 12

Colocamos, en un tubo de ensaye, 1 mL de nitrato de cobalto (II) y agregamos unas gotas de alcohol amílico, el cual nos ayudó a disolver el complejo formado. Luego añadimos tiocianato de amonio sólido y finalmente agitamos.

Resultados y análisis

Tras realizar cada reacción pudimos observar los siguientes efectos en las sustancias.

Reacción 1 De Oxidación

La cinta de magnesio combustionó rápidamente, emitiendo una intensa luz blanca y gas igualmente blanco. En la pinza quedaron residuos blancos y frágiles.

El magnesio, como lo indica en su lugar de la tabla periódica es muy reactivo, es por eso que con aplicar un poco de energía de la llama para reaccionar tan violentamente. Lo que quedó fue un oxido, un polvo muy fino.

Reacción 2 Formación de sal binaria

En esta reacción el zinc y el azufre reaccionaron creando una flama de color morado en la cucharilla de combustión y emitiendo gas. Sabemos que el producto de esta reacción fue sulfuro de zinc, pero al permanecer a la temperatura de la flama se evaporó durante la misma reacción. Dejando en la cucharilla únicamente zinc sólido que no reaccionó.

El color de la llama de debe al metal, en este caso el cinc, con la presencia del azufre dio ese color. El azufre se reduce porque si estado de oxidación cambia del 0, -1 actuando como el anión y el zinc se oxida pasando de 0 a 2+.

Reacción 3 De oxidacion

En esta reacción pudimos obtener el oxido de cobre sólido. Además observamos el cambio de pH, que paso de ser de neutro a 5 aproximadamente, lo que evidencio la presencia del ácido carbónico en la solución.

Hay una reacción de descomposición en el cobre y al combinar CO2 con agua se hace una reacción de acidificación. El agua se volvió ácido carbónico por el dióxido de carbono desprendido.

Reacción 4 Formación de una sal

Para esta reacción observamos un sólido blanco (Carbonato de calcio) que

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