UNIVERSIDAD DE CARABOBO FACULTAD EXPERIEMNTAL DE CIENCIAS Y TECNOLOGIA LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL
PRÁCTICA N° 6 REACCIONES QUIMICAS Dentro de las propiedades de la materia se encuentran las propiedades químicas que describen la forma en que una sustancia puede cambiar o reaccionar para formar otras sustancias. Las reacciones químicas modifican la composición y las propiedades de las sustancias que intervienen en ellas; de ahí que sea tan importante su estudio no sólo en la ciencia sino también por su aplicación en la industria y en muchas disciplinas relacionadas con la química como Biología, Ciencias de los Materiales, Geoquímica, Medicina, etc. El hombre necesita constantemente realizar la transformación química de unos materiales en otros con propiedades distintas a las iníciales, con objeto de cubrir sus necesidades, donde partiendo de reactivos, generalmente de poco valor agregado, obtenemos sustancias de gran interés económico. Además de este aspecto, merece mención especial el control de la corrosión vía reacciones químicas, así como el del tratamiento de desechos tóxicos, e inclusive en el conocimiento de aspectos tan básicos como el conocimiento de la química de un elemento o compuesto, c ompuesto, entre tantos otros. En consecuencia, el estudio de las propiedades químicas de las sustancias reviste gran importancia, ya que nos permite conocer su reactividad y las propiedades inherentes a ésta.
Objetivo General Ilustrar diversos procesos químicos, utilizando ejemplos representativos para cada caso.
Objetivos Específicos: • • •
Ser capaz de observar si ha ocurrido una reacción química. Reconocer los diferentes tipos de reacciones químicas. Representar el cambio químico mediante la formulación de ecuaciones químicas.
Procedimiento Experimental Experiencia N° 1: Ataque ácido de los metalesl metales l.lk Propiedades de algunos Metales: 1. Observar cuidadosamente un trozo de magnesio, zinc y cobre. ¿Qué observó? 2. Limar cada uno de los trozos y observar si hubo algún cambio en las propiedades visibles de estos metales. 3. Introducir cada uno de los metales, en tres tubos de ensayos limpios y secos, respectivamente. 4. Agregar 2 mL de HCl 1N. Dejar un tiempo y observar. ¿Qué tipo de cambios observa?
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Experiencia N° 2: Formación de Hidróxidos metalicosl.lk 1. Tomar los tubos de ensayo con el producto del experimento anterior y decantar el sobrenadante en aquellos donde no ha reaccionado todo el metal. 2. Agregar a los sobrenadantes NaOH 1 N, poco a poco con un gotero, hasta obtener un pH de aproximadamente 10. 3. Observar. ¿Ocurre algún cambio? 4. Seguir agregando NaOH (2 mL máximo). ¿Qué sucede?
Experiencia N° 3: Reacciones de combinación: Formación de óxidos metalicosl.lk 1. Caliente en la llama de un mechero bunsen una muestra de cada uno de los siguientes metales, empleando una pinza para crisoles. 2. Una lámina de papel de aluminio de 3x3 cm. 3. Una cinta de magnesio de 2 cm. 4. Una lamina de cobre de 5x2 cm. 5. Note la apariencia de la llama. ¿Qué ocurre con cada metal?
Experiencia N° 4: Descomposición del yodato de potasiol.lk 1. Tomar tres tubos de ensayos limpios y secos, y agregar 0,06 g de yodato de potasio a dos de ellos y la misma cantidad de yoduro de potasio al tercero. 2. Tapar el primero tubo con un tapón con salida de gases hacia un beaker con agua y calentar el tubo uno con un mechero, durante 5 minutos. Dejar enfriar el tubo. ¿Qué Observa? 3. Agregar aproximadamente 5 mL de agua destilada a cada tubo, agitando bien para asegurar la completa disolución del sólido. 4. Agregar 5 gotas de solución 0,1M de AgNO3 a cada tubo. ¿Qué ocurre?
Experiencia N° 5: Reacciones de doble desplazamientol.lk 1. Tomar 5 tubos de ensayos limpios y rotularlos. 2. Mezclar en cada tubo 10 gotas de las siguientes soluciones: Tubo Solución A Solución B
1 Na2CO3 1M HCl 0,1M
2 NaCl 0,1M KNO3 0,1M
3 CrCl3 0,1M Na2CO3 1M
4 NaOH 0,1M HCl 0,1M
5 Fe(NH4)2(SO4)2 1M H2C2O4 1M
3. Para el tubo 4 mida el pH antes y después de agregar la solución B. 4. Escriba la ecuación química balanceada para cada caso. Indique cambios de color, formación de gases o precipitados. 5. Clasifique las reacciones como acido-base, oxido-reducción, de precipitación, etc.
Experiencia N° 6: Influencia del pH en las reacciones de Oxido-Reducción. 1. Tomar 10 mL de una muestra de agua residual y colocarlo en un beaker de 50 mL. 2. Tomar 10 mL de agua destilada y colocarlo en otro beaker de 50 mL. 3. Medir el pH para cada una de las muestras. ��
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4. Agregar 10 gotas de KMnO 4 0,01 N a cada beaker. ¿ Qué observa? 5. Caliente suavemente. ¿Qué ocurre? 6. Repetir los pasos anteriores, adicionando 1 mL H 2SO4 1 N a cada uno de los beaker antes de adicionar la solución de KMnO4. 7. Disolver 1 g de sacarosa con 50 mL de agua en un Erlenmeyer. ¿Por qué se utiliza sacarosa? 9. Agregar 1 mL de NaOH 1M y agitar la disolución. 10. Agregar 20 gotas de KMnO 4 0,01N y agitar bien la disolución. ¿Que observa? Se observa mejor colocando una hoja de papel de color blanco contra el matraz.
Experiencia N° 7: Formación de diferentes tipos de precipitadosl.lk Para cada caso observar el precipitado formado, describirlo y explicarlo. 1. Rotular cuatro tubos de ensayo limpios y secos, del 1 al 4. 2. En el tubo 1, verter 2 mL de agua destilada y 1 mL de (NH 4)2SO4 1M. Mezclar bien. 3. Vierta la mitad del contenido en otro tubo y añada 2 mL de agua destilada. 4. Añadir a cada uno de los tubos 2 gotas de HCl 1 N y 1 mL de BaCl 2 0,5 M. Agite y deje reposar. ¿Por qué se agrega ácido? 5. En el tubo 2 verter 5 mL de agua destilada, 1 gota de HNO 3 1M y 5 gotas de HCl 1M. 6. Extraer una gota del tubo 2 y agregarla a otro tubo que contenga 5 mL de agua. 7. Añadir a ambos tubos 1 mL de AgNO3 1M. Observe cuidadosamente. 8. En el tubo 3, añadir 5 gotas de FeCl 3 1M y 5 mL de agua destilada. 9. Calentar cuidadosamente en un baño maría por 5 minutos. 10. Agregar 1 mL de NH4OH 6M. Mezclar bien y dejar enfriar. Observe. 11. En el tubo 4, agregar 1 mL de FeCl 3 1M con 1 mL de agua destilada. 12. Agregue 1 mL de NaOH 6M. Mezclar bien y dejar reposar. Observe.
Resultados a) Establecer analogías y diferencias entre las propiedades físicas y químicas de los tres metales. b) Reportar los potenciales de oxidación de los metales y justificar la reactividad observada con el HCl. c) Explicar en base a reacciones químicas lo que sucede en las experiencias 3, 4 y 5 d) Justificar el comportamiento oxidante o reductor del permanganato de potasio. e) Discutir qué sucede con la materia orgánica del agua en presencia del permanganato en caliente, y si la reacción observada depende del pH del medio. f) Clasifique los precipitados obtenidos en la experiencia 7 de acuerdo a las características físicas de los mismos.
Bibliografía • •
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BRADY – HUMISTON. 1975. General Chemistry. Wiley. New York. CHANG. 1992. Química. Mc. Graw Hill. 4ta. edición. México BROWN, T.L., 2009. Química. La ciencia central. 11ra Edición. Ed. Pearson. PETRUCCI, R.H., HARWOOD, W.S., HERNING, F.G. Química General. Editorial Pearson Educación.
Bases Teóricas Investigar sobre los siguientes aspectos: a) Tipos de reacciones químicas. b) Reacción redox. ��
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c) d) e) f)
Reacción acido-base. Reacción de precipitación. Reacción de dismutación. Propiedades de los metales zinc, hierro y cobre.
Aspectos Específicos a) ¿Por qué es necesario limar los metales antes de añadir el ácido? b) ¿Qué efectos tiene el ácido sobre los metales? ¿Qué pasa con cada uno? c) ¿Por qué es necesario alcanzar un pH aproximadamente de 10? ¿Qué ocurriría si el pH fuese menor? d) ¿Por qué se forma un precipitado? e) ¿Por qué es necesario calentar el yodato de potasio? f) Diseñe métodos para la preparación y aislamiento en el laboratorio de cada uno de los siguientes compuestos en estado puro y con buen rendimiento. Utilice metales puros como productos de partida: Al(NO 3)3, CdS, Ag2SO4 y Cu(OH)2 g) Escriba las ecuaciones iónicas balanceadas para las siguientes reacciones en disolución acuosa. Señale las reacciones que no tienen lugar: 1) NaOH + HNO3 7) NaCO3 + KCl 2) Cd + AgNO3 8) H2S + FeSO4 3) Cu + HCl 9) KMnO4 + HCl 4) CuSO 4 + NaCl 10) CuCrO4 + HNO3 5) CaCl2 + Na3PO4 11) PbO2 + HI 6) Ca3(PO4)2 + HCl 12) CaC2O4 + HCl h) El estaño metálico produce dióxido de estaño por medio de la adición de ácido nítrico. En la reacción se genera también un gas rojizo de NO 2. Escriba la reacción balanceada que representa el proceso redox, identificando los dos agentes oxidantes y los dos agentes reductores presentes y señalar el mejor oxidante y el peor reductor entre ellos.
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