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Laboratorio de Química General Práctica No. 5 “Reacciones Químicas”. Maestros: Dr. Sergio D. López Martínez Dra. Beatriz Ortega García Grupo No. 002 Brigada No. 2 Equipo No. 10 Semestre: Febrero-Junio 2021. San Nicolás de los Garza, Nuevo León a 22 abril 2021.
UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE NUEVO
LEÓN
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
Matrícula Nombres Firma 1955467 Rincón Flores Elías 1953912 Rodríguez Hernández Alexander 1909672 Rodríguez Martínez Javier Iván 1947419 Rodríguez Saucedo Evelyn Adriana
Práctica no. Reacciones Químicas Objetivo Identificar algunas de las reacciones químicas más comunes (redox, precipitación, metátesis, etc.), mediante procedimientos químicos de laboratorio y representarlos en términos de ecuaciones químicas balanceadas. Fundamento Una reacción química es aquel proceso de transformación en el que una sustancia cambia para formar nuevas sustancias. 1 Una ecuación química es la representación escrita de una reacción, quien debe cumplir con la ley de la conservación de la materia, la cual decreta que “la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma“; postula que debe de existir un balanceo de materia donde al sumarse los átomos de los elementos participantes, es decir, de todos los reactivos y todos los productos, debe estar equilibrado en cada lado, considerando el coeficiente estequiométrico, siendo este, el número que está delante de cada compuesto.^2 𝐴𝑙 2 𝑆 3 + 6 𝐻 2 𝑂 → 2 𝐴𝑙(𝑂𝐻) 3 + 3 𝐻 2 𝑆 Ecuación 1 .Ejemplo de ecuación química balanceada. Las reacciones químicas clasifican en algunos de los siguientes tipos: Reacciones de oxidación-reducción Son aquellas en las cuales las sustancias que intervienen en la reacción aumentan o disminuyen su número de oxidación debido al intercambio de electrones entre esas sustancias; si se gana electrones, su número de oxidación disminuye y decimos que se reduce; si los pierde el número de oxidación aumenta y ocurre la oxidación.^3
Procedimiento Material Por equipo: 12 Tubos de ensayo 18 x 150 2 Vasos de precipitado de 250 mL 1 Plancha de calentamiento Por grupo: 5 Pipetas serológicas de 1 mL 3 Pipetas serológicas de 5 mL 6 Espátulas 4 Goteros Reactivos Zinc, Zn Cobre, Cu Ácido clorhídrico (HCl) 6 M Hidróxido de sodio (NaOH) 10 M Nitrato de plomo (II) (Pb(NO 3 ) 2 ) 0.1 M Cloruro de bario (BaCl 2 ) 0.1 M Oxalato de sodio (Na 2 C 2 O 4 ) 0.1 M Permanganato de potasio (KMnO 4 ) 0.1 M y sólido Bisulfito de sodio (NaHSO 3 ) 0.1 M Sulfito de sodio (Na 2 SO 3 ) sólido Ácido nítrico (HNO 3 ) concentrado Ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) 6 M Carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ) sólido Carbonato de amonio ((NH 4 ) 2 CO 3 ) 3 M Cromato de potasio (K 2 CrO 4 ) 1 M
Pasos que se siguieron en la práctica a) Reacciones de oxidación - reducción Primero, se añadió una pequeña pieza de zinc a un tubo de ensayo que contenía 2 mL de HCl 6M y se observó su reacción. Luego, se colocó 1 cm de alambre de cobre en un tubo de ensayo y se añadieron 2 mL de HCl 6 M y se observó su reacción. Residuo Colector Alambre de cobre B Solución A Se colocó 1 cm de alambre de cobre sobre un tubo de ensayo y se añadió 1 mL de HNO 3 concentrado, después de 5 minutos, se dejó que la reacción procediera y se añadieron cuidadosamente 5 mL de agua desmineralizada. Residuo Colector Residuo A Se colocó 1 mL de Na 2 C 2 O 4 0.1 M en tubo de ensayo, luego se añadieron 10 gotas de H 2 SO 4 6 M y se mezclaron vigorosamente, después a la solución resultante se le añadieron 1 o 2 gotas de KMnO 4 0.1 M y se agitó. Residuo Colector Residuo H Se colocaron 3 mL de una solución de NaHSO 3 0.1 M en un tubo de ensayo, después se añadió 1 mL de NaOH 10 M y se esperó a que terminará la reacción, posteriormente se añadió a la mezcla 1 gota de KMnO 4 0.1 M en un tubo de ensayo Residuo Colector Residuo A
Resultados y discusiones Experimento 1 En un tubo de ensayo con 2 ml de ácido clorhídrico (HCl) 6M se le agregó una pieza de zinc, se observó que al instante hubo reacción, parecía que estaba burbujeando y se veía claramente cómo se desprendía un gas, en la que se obtuvo una mezcla de color blanco. Como se muestra en la siguiente ecuación: Zn(s) + HCl(ac) ZnCl(ac) + H(g) Esto se llevó a cabo porque de acuerdo a la serie de actividad, el hidrógeno está más abajo que el zinc, es decir, el hidrógeno es el más reactivo, por lo tanto, desplazó el zinc en la reacción. Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl2(ac) + H 2 (g) Zn Zn2++2e- H2++2e-^ H Se balanceó la ecuación. Se formó un acuoso de cloruro de zinc y el gas que se desprendió era el hidrógeno molecular (H 2 ). En la que el zinc se oxidó y el hidrógeno se redujo. Experimento 2 En un tubo de ensayo con 1cm de cobre se le agregó 2 ml de ácido clorhídrico (HCl) 6 M, se observó que no paso absolutamente nada. Como se muestra en la siguiente ecuación: Cu(s) + HCl(ac) No hay reacción No hay reacción dado que no es reactivo en circunstancias normales, o sea que el cobre no desplazó al hidrógeno. Experimento 3 Se le agregó 1 ml de ácido nítrico (HNO 3 ) concentrado a un tubo de ensayo con 1 cm de cobre, se empezaron a notar los cambios rápidamente, se observó que un
color verde salía alrededor del cobre y expulsaba un vapor rojizo hasta que el cobre se deshizo; dejando la mezcla de color verde. El responsable del color verde fue el nitrato de cobre II (Cu(NO 3 ) 2 ) que se formó durante la reacción. Luego se le agregó 5 ml de agua destilada, que después de 5 minutos el color del producto cambio a azul debido a los iones de cobre que se encuentra en disolución, y, además, desprendió vapor de agua. La siguiente ecuación muestra lo que sucedió: Cu(s) + 4HNO 3 (ac) Cu(NO 3 ) 2 (ac) + 2NO 2 (g) + 2H 2 O(l) El cobre pudo reaccionar con el ácido nítrico dado que el metal se oxida a Cu2+^ por el ion nitrato^4 ,formando una mezcla acuosa debido a que es soluble al agua, mientras que el gas que desprendió (primer gas) fue por la reacción de dióxido de nitrógeno. El cobre (Cu) cedió sus electrones al nitrógeno (N). Experimento 4 En un tubo de ensayo con 1 ml de oxalato de sodio (Na 2 C 2 O 4 ) 0.1M se le agregó 10 gotas de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) 6 M, se agitó y se le añadió 2 gotas de KMnO 4 0. M; la mezcla era cristalina y después de que se volvió a agitar tomó un tono de color violeta, luego se dejó reposar minuto y cambio a un color rojo, posteriormente se dejó reposar un minuto y cambio a tonalidad cristalina. Como se muestra en la siguiente ecuación: Na 2 C 2 O4(s) + H 2 SO4(ac) + KMnO4(ac) K 2 SO 4 (ac) + 2 MnSO4(ac) + 5Na 2 SO 4 (ac) + 8 H 2 O(l) + 10 CO2(g) Da esto debido a que la serie de actividad se puede utilizar para predecir el resultado de reacciones entre metales y sales metálicas o ácidos [1], entonces, el hidrógeno (H) está debajo de los metales Na, K, Mn, por lo tanto, dichos metales desplazaron el hidrógeno para que cada uno reaccione con el sulfato (SO 4 ).
De acuerdo con la serie de actividad de los metales el hidrógeno se encuentra por debajo de los metales: Potasio y manganeso, lo que permitió la reacción con el Cl con dichos metales, mientras que el hidrógeno reaccionó con oxígeno, a esto se le llama desplazamiento doble, y por último el gas que se desprendió era el cloro diatómico. Los productos acuosos que se obtuvieron, estaban así porque de acuerdo con las reglas de solubilidad; el Cl es soluble al agua. Experimento 7 En un tubo de ensayo con una pequeña cantidad de carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ) se le agregó 5 gotas de ácido clorhídrico (HCl) 6 M, se observó que empezó a desprender un gas. Obteniendo como resultado un sólido de color blanco. La siguiente ecuación muestra lo que sucedió: 2 HCl(ac) + Na 2 CO3(ac) 2 NaCl(s) + CO2(g) + H 2 O(l) Aquí se llevó a cabo una reacción de metátesis debido a que se obtuvo un precipitado (NaCl, sal de mesa) como producto, el gas que se observó desprenderse de la reacción fue el dióxido de carbono que se formó gracias a que el calcio se separó del reactivo durante el proceso. Experimento 8 En un tubo de ensayo con una pequeña cantidad de sulfato de sodio (Na 2 SO 3 ) se le agregó 5 gotas de ácido clorhídrico (HCl) 6 M. Obteniendo como resultado un sólido blanco. La ecuación muestra lo sucedido: 2 HCl(ac) + Na 2 SO3(s) H 2 SO 3 (ac) + 2 NaCl(s) Se llevó a cabo una reacción de metátesis debido a que se obtuvo un precipitado (NaCl, sal de mesa) como producto, al igual que en el experimento anterior, debido al intercambio de metales que se llevó durante la reacción.
Experimento 9 Se le agregó 3 gotas de ácido clorhídrico (HCl) 6 M a un tubo de ensayo con 0.5 ml de nitrato de plomo II (Pb(NO 3 ) 2 ), en cuestión de segundos se formó una precipitación de color blanco mediante metástasis. Como lo muestra la ecuación: 2 HCl(ac) + Pb(NO 3 )2(ac) 2 HNO3(ac) + PbCl2(s) Se aplicó el desplazamiento doble, obteniendo cloruro de plomo como precipitado, mientras que el ácido nítrico es acuoso debido a que soluble al agua. Experimento 10 En un tubo de ensayo con 0.5 ml de cloruro de bario (BaCl2) 0.1 M se le agregó gotas de cromato de potasio (K2CrO4) 6 M, se observó que se formó un precipitado, obteniendo un producto de color amarillo. Ecuación: BaCl 2 (ac) + K 2 CrO 4 (ac) BaCrO 4 (s) + 2 KCl(ac) Fue una reacción de metátesis, en donde se consiguió como precipitado cromato de bario que es insoluble de acuerdo con su hoja de seguridad, mientras que el cloruro de potasio es acuoso debido a que soluble al agua de acuerdo con las reglas de solubilidad que fueron proporcionadas por el profesor. Experimento 11 Se añadió 5 gotas de carbonato de amonio ((NH 4 ) 2 CO 3 ) 3 M a 0.5 ml de cloruro de bario (BaCl 2 ) 0.1 M, se observó que la mezcla tomó un tono blanco. Ecuación de la reacción: (NH 4 ) 2 CO 3 (ac) + BaCl 2 (ac) BaCO 3 (s)+ 2 NH 4 Cl(ac) Se obtuvo como precipitado el carbonato de bario debido al proceso de metátesis. Después se le agregó 1 ml de agua para que se decantara, luego se le añadió 2 gotas de ácido clorhídrico (HCl) 6 M, se observó que la durante la reacción desprendía gas y se observó unas pequeñas bolitas de sólido blanco.
Cuestionario
- Antes que una ecuación química sea escrita, ¿qué deberías saber? R= Se debe saber cuáles son los reactivos participantes por utilizar en la reacción química y también se debe saber lo que se va a generar, es decir, los productos. Posterior a esto se balancea.
- ¿Cómo puedes distinguir entre NO y NO 2? R= Se pueden distinguir de dos maneras, primero se puede distinguir por el olfato ya que el NO 2 tiene un olor muy picante, mientras que el NO tiene un ligero olor agradable. Por otro lado, también se puede distinguir mediante la vista ya que el NO 2 tiene un color café, mientras que el NO es incoloro.
- Define la reacción de metátesis y da un ejemplo. R= La reacción de metátesis o de sustitución doble es un tipo de reacción que involucra un tipo de intercambio de iones entre las sustancias reactantes. Ej. KCl (^) (ac) + AgNO3 (ac) → AgCl (^) (s) + KNO3 (ac)
- ¿Qué es la precipitación? R= Ocurre cuando hay una reacción química y se genera un producto insoluble. Siempre queda en el fondo de la reacción debido a su densidad.
- ¿Cómo podrías distinguir entre los gases H 2 y H 2 S? R= Se puede distinguir mediante el olfato ya que el H 2 tiene un olor a inodoro; mientras que el H 2 S tiene un olor a huevo podrido. Cabe aclarar que no se deben oler los gases directamente ya que pueden ser tóxicos.
- Usando agua, ¿cómo puedes distinguir entre los sólidos blancos NaCl y PbCl2? R= Podemos distinguir el NaCl y el PbCl 2 , debido a que el NaCl es soluble en agua. Sin embargo, el PbCl 2 es insoluble en agua por lo que se dice que es un precipitado.
- Escribe la ecuación para la descomposición de H 2 CO 3 (ac) y H 2 SO 3 (ac). R= H 2 CO3 (ac) → H 2 O (^) (l) + CO2 (g) H 2 SO3 (ac) → H 2 O (^) (l) + SO2 (g)
- Para las siguientes reacciones, completa y/o balancea. 2 KBrO 3 (s) → 2 KBr (s) + 3 O 2 (g) ZnCl 2 (ac) + 2 AgNO 3 (ac) → Zn(NO 3 )2 (ac) + 2 AgCl (^) (s) 2 HBr (^) (ac) + MgCO 3 (s) → H 2 CO3 (ac) + MgBr2 (ac) 2 HI (ac) + K 2 SO 3 (s) → H 2 SO3 (ac) + 2Kl (ac) Ba(NO 3 ) 2 (ac) + Na 2 CrO 4 (ac) → BaCrO4 (s) + 2NaNO3 (ac) K 2 CO 3 (ac) + Ba(NO 3 ) (^2) (ac) → Ba(CO 3 ) (^) (s) + 2K(NO 3 ) (^) (ac)
Referencias (^1) Romero, L. (2014). Química Experimental: Manual de Laboratorio (págs.57-59) (1.a ed.). Pearson Education de México. (^2) Guillermo Garzón, G. (2009). Fundamentos de Química General con manual de laboratorio (Capítulo 4; págs.43 y 44)(Capítulo 12; págs.166 y 167) (Segunda ed.). McGraw-Hill De México. (^3) Trujillo, C. (2007). Técnicas y medidas básicas en el laboratorio de Química, (págs.1 21 - 123 ) (Primera ed.). Universidad Nacional de Colombia. (^4) Brown, T. (2014). Química: La ciencia central (12.a ed.)(págs. 121 - 136) Pearson Education.
