QUÍMICA GENERAL I

UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR[pic 1][pic 2]

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

QUÍMICA GENERAL I

Grupo Nº9

INTEGRANTES:

• Reyes Melissa
• Tipanta Michael
• Tobar Vianca

DOCENTE:

Ing. Sergio Medina

SEMESTRE:

Primero

PARALELO:

4

QUITO – ECUADOR

2015 – 2016

RESUMEN

DESCRIPTORES

PRÁCTICA Nº7

1. TITULO:

TIPO DE REACCIONES QUÍMICAS

1. OBJETIVOS

1. Diferenciar en forma cualitativa los tipos de reacciones químicas.
2. Formular y balancear las ecuaciones de las reacciones químicas realizadas en el laboratorio.

1. TEORIA

1. Reacciones Químicas        

“Es todo proceso termodinámico mediante el cual unas especies se convierten en otras, un proceso en el que tiene lugar una reordenación de los núcleos y de los electrones del sistema. Se las representa mediante ecuaciones químicas” (1)

1.  Clasificación de las reacciones químicas

1. Reacciones de síntesis o combinación. “Son aquellas en las que los reactantes siempre son elementos y la sustancia producida es un compuesto.” (2)
2. Reacciones de adición. “Son aquellas en que una sola sustancia reaccionantes son dos compuestos o un compuesto y un elemento. La sustancia producida siempre es un solo compuesto”(3)
3. Reacciones de descomposición. “ Son aquellas en que una sola sustancia reaccionante por acción del calor o electricidad se descompone en dos o más elementos o compuestos”(4)
4. Reacciones de desplazamiento sencillo. “Una sustancia simple reacciona con otra compleja, provocando la separación de uno de sus componentes.(5)
5. Reacciones de doble desplazamiento. “Son aquellas en las que las sustancias reaccionantes son dos compuestos y los productos también son dos compuestos diferentes de los anteriores.” (6)
6. Reacciones de neutralización. “Son aquellas que corresponden a una reacción de doble sustitución, pero específicamente es la reacción entre un ácido y una base para dar  una sal y agua”(7)

1.  Velocidad de reacciones homogéneas. Fundamento

“En las reacciones homogéneas todas las sustancias reaccionantes se encuentran en una sola fase: gaseosa, líquida o sólida. Por otra parte, si la reacción está catalizada, el catalizador también ha de estar presente en la misma fase. Aunque la velocidad de reacción puede definirse de diversas formas en los sistemas homogéneos se emplea exclusivamente la medida intensiva basada en la unidad de volumen de fluido reaccionante” (8)

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1. Factores que afectan a la velocidad de reacción.

1. Naturaleza de los reactivos: “Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación: Muy alta, y entonces será muy lenta. Muy baja, y entonces será muy rápida.” (9)
2. Concentración de los reactivos: “La concentración de los reactantes sigue la ley de acción de masas que menciona que la velocidad es directamente  proporcional al producto de las concentraciones de los reactantes cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen.” (10)
3. Temperatura: “Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción.” (11)
4. Un catalizador: “La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de reacción al proveer de una trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Los catalizadores aumentan la velocidad de reacción al modificar el mecanismo” (12)
5. Presión: “La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas.” (13)
6. Grado de División: “Las reacciones entre gases o entre sustancias en disolución son rápidas ya que están finamente divididas, mientras que las reacciones en las que aparece un sólido son lentas, ya que la reacción sólo tiene lugar en la superficie de contacto.” (14)

1. PARTE EXPERIMENTAL

1. Materiales y equipos.

1. Astilla de madera.
2. Mechero de Bunsen.
3. Pinza para crisol.
4. Gradilla para tubos de ensayo.
5. Tubos de ensayo.

1. Sustancias y reactivos

1. Lamina de Aluminio.                            Al(s)
2. Ácido sulfúrico.                                    H2SO4(l)
3. Magnesio metálico.                               Mg(s)         
4. Clorato de potasio sólido.                     KClO3(s)
5. Cinta de cinc.                                        Zn(s)
6. Fenolftaleína solución al 1%.               C20H14O4(l)
7. Hidróxido de sodio en solución.           Na (OH)(l)
8. Solución de sulfato de cobre (II).         CuSO4(l)
9. Agua destilada.                                      H2O(l)
10. Solución de cloruro de sodio.                NaCl(l)
11. Nitrato de plata.                                     AgNO3(l)
12. Ácido clorhídrico diluido.                     HCl(l)
13. Nitrato plumboso.                                 Pb2NO3(l)
14. Cloruro de bario.                                   BaCl2(l)
15. Cloruro férrico.                                     FeCl3(l)
16. Hidróxido de amonio.                           NH4OH(l)         
17. Yoduro de potasio.                                KI(l)

1. PROCEDIMIENTO

1. Reacción de combinación o síntesis.

Con una pinza para crisol sostener un trozo de cinta de magnesio en la llama del mechero, observar los cambios producidos. El producto formado depositar en un tubo de ensayo que contenga 2 ml de agua y luego agite el contenido. Agregar dos gotas de indicador fenolftaleína y observar los cambios producidos.

1. Reacción de descomposición endotérmica.

En un tubo de ensayo poner una cantidad de clorato de potasio, calentar en la llama del mechero hasta que cambie de estado sólido a líquido y finalmente entre en ebullición. Introduzca en el tubo una astilla de madera incandescente cuidadosamente y observe lo que sucede.

1. Reacción de desplazamiento.

Poner en un tubo de ensayo 3 ml de solución de hidróxido de sodio, luego introduzca una pequeña lamina de aluminio. Observar lo que sucede.

1. Reacción de metátesis o doble desplazamiento.

Colocar en un tubo de ensayo 1 ml de solución de NaCl. Con una pipeta, dejar caer dos gotas de AgNO3 sobre el tubo y observar los cambios.

1. Reacción de neutralización.

Colocar en un tubo de ensayo 2 ml de HCl diluido, agregar dos gotas de fenolftaleína. Agregar NaOH hasta que la solución del tubo cambie de color. (De transparente a rosado)

1. Reacción exotérmica.

Colocar en un tubo de ensayo 2 ml de H2SO4 diluido, añadir un trozo de cinc y observar los cambios producidos.

1. Reacciones de precipitación.

1. Precipitado pulverulento.

En un tubo de ensayo colocar 2 ml de H2SO4, añadir nitrato plumboso hasta observar la formación de un precipitado.

1. Precipitado caseoso.

En un tubo de ensayo colocar 2 ml de cloruro de bario, añadir nitrato de plata hasta observar la formación de un precipitado.

1. Precipitado gelatinoso.

En un tubo de ensayo colocar 2 ml de cloruro férrico, añadir hidróxido de amonio hasta observar la formación de un precipitado.

1. Precipitado cristalino.

En un tubo de ensayo colocar 2 ml de yoduro de potasio, añadir nitrato plumboso y calentar ligeramente el tubo de ensayo hasta observar la formación de un precipitado.

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