Labor 7 Trab Impre.docx

I. II.     III.

TITULO: REACCIONES QUIMICAS OBJETIVOS: Interpretar el fenómeno del óxido –reducción atravez de reacciones químicas Balancear ecuaciones químicas Determinar el número de oxidación de los elementos de un compuesto Identificar los agentes oxidantes y reductoras de una ecuación química FUNDAMENTO TEORICO QUE ES REACCION QUIMICA La reacción química es aquel proceso químico en el cual dos sustancias o más, denominados reactivos, por la acción de un factor energético, se convierten en otras sustancias designadas como productos. Mientras tanto, las sustancias pueden ser elementos químicos (materia constituida por átomos de la misma clase) o compuestos químicos (sustancia que resulta de la unión de dos o más elementos de la tabla periódica). El ejemplo más corriente de una reacción química es la formación de óxido de hierro, que resulta de la reacción del oxígeno del aire con el hierro. Los productos que se obtienen de ciertos reactivos dependerán de las condiciones persistentes en la reacción química en cuestión, aunque, si bien es una realidad esto que se sostiene que los productos varían de acuerdo a las condiciones, determinadas cantidades no sufren ningún tipo de modificación y por tanto permanecen constantes en cualquier reacción química. La física reconoce dos grandes modelos de reacciones químicas, las reacciones ácido-base, que no presentan modificaciones en los estados de oxidación y las reacciones redox, que por el contrario sí presentan modificaciones en los estados de oxidación. En tanto, dependiendo del tipo de productos que resulta de la reacción a las reacciones químicas se las clasifica de la siguiente manera: reacción de síntesis (elementos o compuestos simples se unen para conformar un compuesto más complejo), reacción de descomposición (el compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más simples; un solo reactivo se convierte en productos), reacción de desplazamiento o simple sustitución (un elemento reemplaza a otro en un compuesto) y reacción de doble desplazamiento o doble sustitución (los iones de un compuesto modifican lugares con los propios de otro compuesto para conformar dos sustancias diferentes).

IV.

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS A. SEGÚN LAS SUSTANCIAS REACTANTES Reacción de Composición o Síntesis: son las reacciones en las cuales 2 o más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva, como se observa en el siguiente ejemplo:

2H2 (g) + O2 (g) --------> 2H2O (l) Reacción por Descomposición: también llamada disociación térmica, en este tipo de reacciones los reactivos o reactantes se dividen en sustancias más sencillas, así pues el número de moléculas en los productos es mayor que el número de moléculas de los reactivos, por ejemplo: 2KClO3 (s) + calor --------> 2KCl (s) + 3O2 (g) Reacción por Sustitución simple o de Desplazamiento: son aquellas en las cuales una sustancia simple reacciona con una más compleja, desplazando o sustituyendo a uno de sus componentes, veamos la siguiente reacción: 2HCl (g) + ZnCl2 (s) --------> ZnCl2 (ac) + H2 (g) Reacción por Doble Descomposición o metátesis: se presenta cuando 2 sustancias complejas forman nuevas sustancias mediante el intercambio de sus componentes, veamos el siguiente ejemplo: 2NaCl (ac) + CaSO4 (ac) --------> CaCl2 (ac) + Na2SO4 (ac) Reacción compleja: En química, una reacción compleja (o reacción compuesta) Es aquella que se produce, a nivel molecular, a través de varias etapas o reacciones elementales. Una reacción compleja se describe y explica a través de un mecanismo de reacción (la secuencia de etapas elementales por la que los reactivos pasan a productos). Por ejemplo, una reacción con al menos un intermedio y como mínimo dos etapas (o reacciones) elementales es una reacción compleja. Son reacciones complejas la mayoría de las reacciones químicas. Básicamente son dos las evidencias para discernir que una reacción es compleja: A diferencia de las reacciones elementales, en general en una reacción compleja la ecuación de velocidad o cinética no se corresponde con la estequiometria de la reacción global. Esto es, los coeficientes estequiométricos de los reactivos no coinciden con los órdenes parciales (los exponentes de las concentraciones en la ecuación de velocidad). Por ejemplo: 2ICl + H2 -> I2 + 2HCl v=k [ICl][H2] Experimentalmente se comprueba la existencia de intermedios de reacción. Esto implica que tienen lugar dos o más etapas elementales. Por tanto la reacción global debe ser descrita mediante un mecanismo de reacción.

B. SEGÚN AL SENTIDO DE LA REACCIÓN Reacción reversible: Se llama reacción reversible a la reacción química en la cual los productos de la reacción vuelven a combinarse para generar los reactivos. Este tipo de reacción se representa con una doble flecha, donde la flecha indica el sentido de la reacción; Esta ecuación representa una reacción directa (hacia la derecha) que ocurre simultáneamente con una reacción inversa (hacia la izquierda): CO (g) + 2H2 (g) ↔ CH3OH (g)

Donde a, b y c, d representan el número de moles relativos de los reactivos A, B y de los productos C, D respectivamente y se los llama coeficientes estequiométricos. Reacción irreversible: Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa, es decir hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o reactantes. Por ejemplo, la siguiente reacción de descomposición térmica es irreversible se lleva a cabo en un recipiente abierto , debido a que el CO2 gaseoso conforme se va formando escapa del reactor químico, por lo tanto no logra reaccionar con el óxido de calcio sólido, por lo que la reacción inversa (←) no prospera. CaCO3(s) → CaO(s) + CO2 (g) C. SEGÚN SU ENERGIA Reacciones Exotérmicas. Son aquellas donde ocurre desprendimiento de energía en forma de calor.

En el diagrama de energía se puede observar como el nivel de energía de los reactantes es mayor que el de los productos, por lo cual se puede deducir que una vez que se suministre energía para dar inicio a la reacción, está se desarrollará liberando energía. A + C → C+ D + calor Energía reaccionante > Energía resultante En la vida diaria se puede encontrar ejemplos de este tipo de reacción química. Cuando encendemos un cerillo ocurre desprendimiento de energía en forma de calor, en este caso reacción el fósforo con el oxígeno para formar óxido de fósforo, como se ilustra en la siguiente ecuación química: P4 + 5O2 → 2P2O5 El fósforo rojo empleado para la fabricación de cerillos no se halla en la cabeza de del mismo, sino que está ubicado en la superficie áspera de la caja, combinada con una sustancia abrasiva como el vidrio en polvo. Al ser sometido el fósforo a la pared de la caja, una mínima cantidad de fósforo rojo de la superficie se transforma en fósforo blanco, el cual se enciende.

Otros ejemplos de reacciones exotérmicas tenemos: 2 H2 + O2 → 2 H2O + calor (reacción de combustión) C + O2 → CO2 + calor (reacción de combustión) 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 + calor (reacción de oxidación) HCl + NaOH → NaCl + H2O + calor (reacción de neutralización) Reacciones Endotérmicas. Son aquellas reacciones donde se necesita de calor para que se lleve a cabo, es decir ocurre una absorción de energía durante todo el proceso.

En el diagrama de energía se puede observar como el nivel de energía de los reactantes es menor que el de los productos, por lo cual se puede deducir que una vez que se suministre energía durante toda la reacción, la energía de activación será mayor que el calor liberado en la misma. X + Y + calor → Z + W Energía reaccionante < Energía resultante Un ejemplo común de reacción endotérmica es la que se lleva a cabo para producir sulfuro de hierro (II). Para obtener el FeS se requiere suministrar calor durante toda la reacción. S8(s) + 8Fe(s) → 8FeS(s) Otros ejemplos de reacciones endotérmicas:  Descomposición química del agua: 2H2O + energía → 2 H2 + O2 (ΔH = +285 KJ/mol de agua) (Reacción de electrólisis)  Producción de ozono: 3O2 + energía (luz ultravioleta) → 2O3  Descomposición del carbonato de calcio: CaCO3 (s) → CO2 (s)+ CaCO (s) D. SEGÚN ALA FASE EN QUE SE DESARROLLAN Reacciones heterogéneas: caracterizado por la presencia de dos más o más fases Ejemplo: CaCO3 (s) ---> CaO (s) + CO2 (g) Reacciones homogéneas: caracterizado por tener una sola fase Ejemplo: 2NO (g) + O2 (g) ---> 2NO2 (g) E. SEGÚN ALA VARIACION DE ENRGIA DEL NUMERO DE OXIDACION Reacción de oxidación y reducción: Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o

más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.1 Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte: El agente oxidante es aquel elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido. El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir siendo oxidado.2 Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado. Cuando una especie puede oxidarse, y a la vez reducirse, se le denomina anfolito, y al proceso de la oxidación-reducción de esta especie se le llama anfolización. Ejemplo:

2Fe2O3(s)+3C(s) →4Fe(s)+3CO2(g)

V.

El carbono se está oxidando porque está perdiendo electrones dado que su número de oxidación cambia de 0 a +4 El fierro se está reduciendo porque gana electrones cuando su número de oxidación desciende de +3a 0. El agente reductor es el reactivo que está siendo oxidado (y, por lo tanto, está causando que algo más se reduzca), así que C(s) es el agente reductor. El agente oxidante es el reactivo que se está reduciendo (y, por tanto, está causando que algo más se oxide), así que Fe2O3(s) es el agente oxidante. PARTE EXPERIMENTAL       

MATERIALES,EQUIPOS E INSTRUMENTOS EMPLEADOS 4 tubos de ensayos Una varilla de vidrio Una luna de reloj Una espátula Pipetas Mechero bunsen y fosforo

 Pinza para tubo      

REACTIVOS EMPLEADOS Ensayo n°1: HCl,NH4OH Ensayo n°2: NH4NO3 Ensayo n°3: CuSO4,Fe(alambre) Ensayo n°4: NaCl,AgNO3,NaOH,CuSO4 Ensayo n°5: HSO4,KMnO4,Cu,Zn

 PROCEDIMINETO EXPERIMENTAL  ENSAYO N°1:REACCIONES DE COMBINACION a. Tomar en una pipeta 1ml de HCl(ácido clorhídrico)y con otra pipeta tomar una cantidad NH4OH,los unimos de tal manera que los reactivos o sustancias entren en contacto y observar la formación de gases ,olores, y colores HCl(ácido clorhídrico

Observaciones: Presenta una apariencia líquida e incolora o ligeramente amarillenta con trazas de cloro y hierro NH4OH (hidróxido de amonio )

Observaciones: Incoloro Olor pungente

Formulándola reacción química HCl + NH4OH H2O + NH4Cl Observaciones en la reacción: Se fue formando pequeños gases opacos que por lo cual está ocurriendo la reacción química y al final queda blanquecino el compuesto b. En un tubo de ensayo colocar 2ml de HCl(ácido clorhídrico) diluido, poner un pedazo pequeño de Mg(magnesio)metal y tome nota.

Magnesio(Mg)

ENSAYO N°2:REACCIONES DE DESCOMPOSICION a. En un tubo de ensayo colocar 0.2g de NH4N03 someter a calentamiento y observar lo que ocurre b. En un tubo de ensayo colocar 5 gotas de HNO3(c), someter al mechero y observar lo que ocurre y formular las reacciones respectivas.





ENSAYO N°3:REACCIONES DE SUSTITUCION SIMPLE a. Colocar en un tubo de ensayo 2ml de CuSO4 (sol) y se le agrega un pedazo de alambre (Fe), dejar en reposo y observar. b. Poner en un tubo de ensayo 2ml de CuSO4, y se le agrega un pedazo de Zn (zinc), dejar en reposo y observar. ENSAYO N°4:REACCIONE DE SUSUTITUCION DOBLE a. En un tubo de ensayo tomar 1 ml de NaCl en solución y añadir por gotas una solución de AgNO3.anotar sus observaciones b. En un tubo de ensayo tomar 1ml de NaOH y añadir 1ml de CuSO4 y anote las observaciones.



ENSAYO N°5:REACCIONE DE OXIDO REDOX

a. En un tubo de ensayo añadir 1ml de KMnO2,y 5gotas de H2SO4,al final añadir al compuesto el cobre(Cu).

b. Colocar un tubo de ensayo 1ml de KMnO2 y 5gotas de H2SO4,al final añadirle el Zn(zinc)

VI. VII. VIII. IX. 1.

DSICUSION DE RESULTADOS CONCLUSIONES RECOMENDACIONES SOLUCIONNDEL CUESTIONARIO ¿Qué se entiende por dismutacion o auto-oxidación?

Se denomina dismutacion o desproporción a toda reacción de reducción-oxidación donde un elemento es al mismo tiempo oxidado y reducido cuando la suma de potenciales de los correspondientes pares redox es mayor de 0. Ejemplo:

El ejemplo más común de dismutacion es la descomposición del agua oxigenada; los productos de este proceso son el oxígeno molecular y el agua: 2H+ + H2O2 + 2e−→ 2H2O H2O2 → O2 + 2H+ +

2H2O2 → 2H2O + O2

2e−

En este ejemplo el oxígeno presente en el agua oxigenada se encuentra en el estado de oxidación -1 y como producto de la descomposición pasa al estado de oxidación 0 en el

oxígeno elemental (es oxidado), y al mismo tiempo pasa al estado de oxidación -2 en el agua (es reducido).

2.

¿Cuáles son las reglas para determinar el número de oxidación?

Reglas de determinación del número de oxidación A continuación tienes las normas que se aplican para la determinación del número de oxidación de los átomos de un compuesto. Recuerda que el número de oxidación es necesario para determinar, en una reacción de oxidación reducción, qué elemento se está oxidando (semirreacción de oxidación) y qué elemento se está reduciendo (semirreacción de reducción). 1. El número de oxidación de un elemento libre es cero. Por ejemplo los metales no disueltos (Cu, Zn, Al…) o los gases diatónicos (O2, Cl2, F2…). 2. En los iones de un único átomo, el estado de oxidación o número de oxidación de dicho átomo coincide con la carga del ión. Por ejemplo, en el caso de los alcalinos catiónicos el estado de oxidación es +1 (Li+, Na+, K+…) y en el caso de los alcalinotérreos +2 (Ca+2, Mg+2…). Del mismo modo será para los demás metales, por ejemplo, en el Fe (II) el estado de oxidación es +2 y en el Fe(III) +3. 3. El número de oxidación del flúor, F, es siempre -1, por ser el átomo más electronegativo que existe. 4. El número de oxidación del oxígeno es siempre -2, con dos excepciones: 1. Cuando el oxígeno se combina con flúor, su número de oxidación es +2. 2. Cuando el oxígeno se halla formando un peróxido, como el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2, su número de oxidación es -1. 5. El número de oxidación del hidrógeno es siempre +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1 (por ejemplo hidruro sódico, HNa). 6. Algunos elementos tienen distinto estado de oxidación en función del compuesto que están formando. Por ejemplo, el estado de oxidación del nitrógeno en el monóxido de nitrógeno, NO, es +2, mientras que el estado de oxidación del nitrógeno en el dióxido de nitrógeno, NO2, es +4. 7. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un compuesto ha de ser igual a su carga, es decir: 1. Si es un compuesto neutro, la suma algebraica de sus números de oxidación será cero. 2. Si es un catión o un anión será igual a la carga del ión. Por ejemplo, en el caso del anión perclorato, ClO3–, la suma algebraica de los números de oxidación será -1. En este caso, el oxígeno tiene estado de oxidación -2, por lo que (-2) ·3 = -6. De este modo, para que la suma algebraica sea -1, el estado de oxidación del cloro ha de ser +5.

3.

¿Qué se entiende por oxidación y que se entiende por reducción?

OXIDACIÓN: La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo,

aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente: Na (0) ---> Na (1+) + 1eEn resumen: Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación REDUCCIÓN: La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultáneamente disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente: 1e- + Cl (0) ----> Cl (1- ) En resumen: Reducción = Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación

4.

¿a qué es debido el color azul inicial de la disolución de CSO4?

El sulfato de cobre o cúprico no es azul, es un polvo blanco que al coger humedad, es decir cristalizarse se pone de color azul. En los análisis de gasolinas, para conocer si los camiones que las descargan en empresas llevan en sus tanques añadido agua, se extrae una muestra con una probeta y echando el sulfato de cobre a la gasolina, si esta contiene agua, el polvo se pone azul, entonces ya es cuando hay que hacer el análisis para determinar el porcentaje de agua que contiene. También si echas en agua sulfato de cobre y metes unos clavos de hierro en su interior, los dejas 24 horas, observaras que los clavos de hierro han cogido el color del cobre como en las monedas antiguas de ptas. Cuando vemos los cristalitos azules del sulfato de cobre es porque: SO4Cu2+10H2O está cristalizado, si metes ese polvo azul a una estufa de desecación observaras que en cuanto pierda las moléculas de agua vuelve a tornarse un polvo blanco. 5.

Completa la reacción que ha tenido lugar :

𝑭𝒆 + 𝑪𝒖𝟐+ (𝒂𝒒) 𝒂´

6.

𝑭𝒆+𝟐 +(𝐚𝐪) + 𝐂𝐮

¿Cuáles son las evidencias de que se ha producido una reacción química?

Evidencias de un Proceso Químico Las reacciones pueden ir acompañadas de una evidencia de cambio en alguna propiedad física, que puede observarse a simple vista o con instrumentos de medida adecuados. Estos cambios se pueden utilizar como criterios válidos para clasificar una reacción química y son: 



  

La Formación de un Precipitado, que es un sólido insoluble. Por ejemplo: al mezclar una solución de cloruro de sodio, NaCl, con una solución de nitrato de plata, AgNO3, se forma un precipitado blanco de cloruro de plata, AgCl2 además de otra sal. La Formación de un gas, en las reacciones de efervescencia, Por ejemplo, al agregar gotas de limón al bicarbonato de sodio se forma un burbujeo al liberarse dióxido de carbono, CO2. Un Cambio de Color, ocurre comúnmente en las reacciones donde se forman compuestos de metales de transición, como el cobre. Un Cambio de Olor, ocurre en algunas reacciones como las de fermentación o las de formación de algunos ésteres. Un Cambio de Temperatura, ocurre en algunas reacciones donde se produce un aumento o descenso de la temperatura. Por ejemplo, al reaccionar el sodio con agua se libera energía térmica.

7. ¿Cuál es el nombre de la descomposición de un compuesto químico en sus elementos, por acción del calor? La descomposición causada por el calor es denominado descomposición térmica porque es producida por una alta temperatura 8. Determine el tipo de reacción: a. H2O H2 + O2 reacción de ………………………… b. H2SO4 + Al Al2(SO4)3 + H2 Reacción de …………………………………………. c. NaCl +AgNO3 AgCl +NaNO3 Reacción de …………………………………………. d. SO2 + O2 SO3 Reacción de ………………………………………….. e. NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 Reacción de…………………………………………… f. 4P + 5O 2P2O5 Reacción de ……………………………………………. X.

BIBLIOGRAFIA

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