Práctica n° 03
REACCIONES QUÍMICAS: ANÁLISIS CUALITATIVO
I. CAPACIDADES
Al finalizar la práctica el alumno:
1. Verifica la producción de una reacción química al observar cambio de
color, formación de precipitado, liberación de gas o liberación de color.
2. Diferencia las reacciones de combinación o síntesis, de descomposición,
de desplazamiento simple y doble desplazamiento.
3. Formula y balancea correctamente las ecuaciones de las reacciones
químicas realizadas experimentalmente.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO
Una reacción química es un cambio químico, donde dos o más sustancias
interaccionan para formar nuevas sustancias.
Una reacción química se presenta por una ecuación química, la cual se escribe
colocando en la izquierda, los compuestos o elementos que van a interaccionar
llamados reactantes y luego la flecha que indica el sentido de la reacción y, luego, a
la derecha, las sustancias producidas llamadas productos.
A +B C + D
Reactantes Productos
Las reacciones químicas se clasifican en:
Reacciones de combinación o síntesis
Dos o más reactantes forman un solo producto
A + B C
Metal + no metal Producto iónico binario
a) 2M(s) + X2 2(M+X-)(s)
M = Li, Na, K, Rb, Cs. (Grupo IA) ; X = F, Cl, Br, I
Ejemplo: 2Na(s) + Cl2 (g) 2NaCl(s)
b) M(s) + X2 (g) MX2(s)
M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba (Grupo IIA) ; X = F, Cl, Br, I
Ejemplo: Mg(s) + F2 (g) MgF2 (s)
No metal + no metal Producto binario covalente
P4 (s) + 6Cl2 (g) 4PCl3 (l) Con cloro limitado.
P4 (s) + 10Cl2 (g) 4PCl5 (l) Con exceso de cloro.
Combinación de un compuesto y un elemento para formar un nuevo producto.
Ejemplos: PCl3 (I) + Cl2 (g) PCl5
SF4 (g) + F2 (g) SF6 (g)
Combinación de dos compuestos para formar un nuevo producto.
Ejemplos: CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s)
SO3 (g) + H2SO4 (ac) H2S2O7 (l)
Reacciones de descomposición
Sólo un reactante por acción de un factor energético como: luz, calor () o corriente
eléctrica continua, se descompone formando dos o más productos.
Ejemplo: AB A + B
a) Dos elementos:
2H2O(l) 2H2 (g) + O2 (g)
b) Uno o más elementos, y uno o más productos.
2KClO3 (s) 2KCl (s) + 3O2 (g)
Δ
Electrolisis
c) Dos o más productos:
CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g)
Reacciones de desplazamiento simple.
Se caracteriza por tener a un elemento y un compuesto como reactante y
productos. El elemento reactante desplaza a un elemento del compuesto, que
forma parte de los productos en forma libre.
A + BC AC + B
Serie de actividad de metales:
Actividad decreciente
Li, K, Ca, Na, Mg, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H (no metal), Sb (*metaloide), Cu,
Hg, Ag, Pt, Au
Desplazan al hidrógeno en los ácidos:
Li, K, Ca, Na, Mg, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb
Desplazan al hidrógeno del vapor de agua.
Li, K, Ca, Na, Mg, Zn, Cr, Fe
Desplazan al hidrógeno del agua fría.
Li, K, Ca, Na.
Ejemplo:
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
Reacciones de desplazamiento doble
Los reactantes intercambian posiciones de sus elementos.
AB + CD AD + CB
Δ
Si en los productos se forma un sólido que precipita, la reacción se denomina de
metátesis. El producto que precipita se indica con una flecha hacia abajo y
corresponde al metal más pesado.
Ejemplo:
Pb(NO3)2 (ac) + K2CrO4 (ac) PbCrO4 (s) + 2KNO3 (ac)
2HI(ac) + Ca(OH)2 (ac) CaI2 (s) + 2H2O(l)
Si los reactantes son un ácido y una base para producir una sal y agua, la reacción
se le conoce como reacción de neutralización.
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)
III. MATERIALES, REACTIVOS y EQUIPOS
Materiales
Tubos de ensayo
Pinzas para tubos de ensayo
Mechero de alcohol
Luna de reloj
Pinza
Varilla de agitación
Pizeta
Reactivos
Fenolftaleína
Cinta de Magnesio
Sulfato cúprico pentahidratado - CuSO4.5H2O
Cloruro de Sodio – NaCl
Ácido Clorhídrico – HCl
Cloruro de Calcio – CaCl2
Nitrato de Plata – AgNO3
Hidróxido de Calcio – Ca(OH)2
Tiocianato de Amonio – NH4(SCN)
IV. PROCEDIMIENTO
Al empezar la práctica, tomamos una cinta de magnesio con la pinza y la expusimos
al fuego, el magnesio al reaccionar con el oxígeno del aire y el fuego liberó una luz
blanca muy intensa hasta que sólo quedaron las cenizas que fueron echadas en un
tubo de ensayo. Posteriormente se le agregó agua destilada y unas gotas de
fenolftaleína. La muestra se tiñó de un color rosado y tras esto le agregamos HCl
concentrado y así la muestra volvió a ser transparente.
Después de estos experimentos, se tomó un pequeño trozo de zinc y enseguida le
agregamos HCl, observamos la liberación de dióxido de carbono gaseoso.
Acabado lo anterior, tomamos una pequeña muestra de sulfato cúprico
pentahidratado, lo expusimos al mechero y observamos la liberación de vapor de
agua y que la muestra perdía el color turquesa característico hasta quedar como un
blanco un poco oscuro.
Procedimos a hacer reaccionar cloruro de sodio y nitrato de plata en un tubo de
ensayo, y obtuvimos un precipitado blanco, el cloruro de plata.
Colocamos un hidróxido en un tubo de ensayo y le agregamos unas cuantas gotas
de fenolftaleína, tiñéndose de un color rosa, que luego fue revertido por una
concentración de ácido clorhídrico que agregamos.
Después, preparamos bicarbonato de sodio y ácido clorhídrico en un tubo de
ensayo, liberándose dióxido de carbono.
Cuando la reacción acabó, tomamos un clavo oxidado y lo colocamos en una luna
de reloj y le echamos HCl. Pudimos observar que el óxido desaparecía, pero que al
agregarle tiocianato de amonio al cloruro férrico, se formó un líquido rojo vino o
rojo sangre, que no era más que el tiocianato férrico.
Así concluímos la práctica y logramos sus objetivos.
V. GRAFICOS Y/O ESQUEMAS.
Coger una porción de cinta de magnesio con la pinza simple y acercar a la llama azul
del mechero, el magnesio reacciona con el oxígeno del aire para formar el producto
con la aparición de una luz blanca muy intensa, a la cual no se le debe mirar
directamente. La persona que quema la cinta de magnesio debe sostener un tubo de
ensayo para recibir el producto blanco formado (cenizas).
Coger el tubo de ensayo que contiene las cenizas de la reacción anterior y adicionarle
agua destilada en cantidad suficiente para cubrir las cenizas. Agitar vigorosamente
hasta disolver y adicionar 2 ó 3 gotas de fenolftaleína.
Al tubo anterior agregar HCl hasta que se observe un cambio de color.
En un tubo de ensayo colocar un trozo de zinc y añadir ácido clorhídrico hasta cubrir
totalmente el trozo de zinc. Agitar, hay liberación de hidrógeno gaseoso.
Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de cristales de sulfato cúprico
pentahidratado, acercarlo a la llama del mechero, calentar y agitar hasta observar
cambio. El sulfato cúprico ya no posee su color turquesa por la pérdida de las
moléculas de agua.
Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de nitrato de plata y adicionar gota a gota cloruro
de sodio hasta observar cambio. Agitar, se forma un precipitado blanco.
Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de hidróxido de calcio y agregar 2 ó 3 gotas de
fenolftaleína. Adicionar gota a gota ácido clorhídrico concentrado hasta observar
cambio de color.
En un tubo de ensayo, colocar 1 mL de bicarbonato de sodio y luego ácido clorhídrico
concentrado. Se libera dióxido de carbono.
En una luna de reloj, colocar un clavo oxidado (óxido férrico) y agregar 4 gotas de ácido
clorhídrico concentrado. Se desprende el óxido del clavo.
Al producto de la reacción anterior añadir 3 ó 4 gotas de tiocianato de amonio. Se
forma un líquido rojo vino o rojo sangre.
VI. CÁLCULOS Y RESULTADOS
REACCION N° 1
PROCEDIMIENTO:
Coger una porción de cinta de magnesio con la pinza simple y acercar a la llama
azul del mechero, el magnesio reacciona con el oxígeno del aire para formar el
producto con la aparición de una luz blanca muy intensa, a la cual no se le debe
mirar directamente. La persona que quema la cinta de magnesio debe sostener un
tubo de ensayo para recibir el producto blanco formado (cenizas).
ECUACION QUIMICA:
2Mg(s) + O2(g) MgO (s)
TIPO DE REACCION:
Síntesis
OBSERVACIONES:
Hubo una luz muy intensa cuando se reaccionó directamente con el fuego, luego se
formaron cenizas.
REACCION N° 2
PROCEDIMIENTO:
Coger el tubo de ensayo que contiene las cenizas de la reacción anterior y
adicionarle agua destilada en cantidad suficiente para cubrir las cenizas. Agitar
vigorosamente hasta disolver y adicionar 2 ó 3 gotas de fenolftaleína. Observar y
anotar.
OBSERVACIONES:
Se disolvieron las cenizas y, al echar las gotas de fenolftaleína la solución se tornó
de un color rosado porque la fenolftaleína reacciona así con hidróxidos (Hidróxido
de Magnesio).
REACCION N° 3
PROCEDIMIENTO:
Al tubo anterior agregar HCl hasta que se observe un cambio de color.
OBSERVACIONES:
Δ
Al agregar el HCl, se neutralizó la muestra y volvió a un color transparente.
REACCION N° 4
PROCEDIMIENTO:
En un tubo de ensayo colocar un trozo de zinc y añadir ácido clorhídrico hasta
cubrir totalmente el trozo de zinc. Agitar y dejar luego en reposo por lo menos 5
minutos, luego observar y anotar.
ECUACION QUIMICA:
2Zn + 2HCl 2ZnCl + H2
TIPO DE REACCION:
Desplazamiento simple
OBSERVACIONES:
Hay liberación de CO2 en forma de gas.
REACCION N° 5
PROCEDIMIENTO:
Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de cristales de sulfato cúprico
pentahidratado, acercarlo a la llama del mechero, calentar y agitar hasta observar
cambio. Observar y anotar.
ECUACION QUIMICA:
CuSO4.5H2O CuSO4 + 5H2O
TIPO DE REACCION:
Descomposición
OBSERVACIONES:
Se liberó agua en forma de vapor y se perdió el color turquesa. Quedó una muestra
de color blanco.
REACCION N° 6
PROCEDIMIENTO:
Δ
Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de nitrato de plata y adicionar gota a gota
cloruro de sodio hasta observar cambio. Agitar, observar y anotar.
ECUACION QUIMICA:
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
TIPO DE REACCION:
Doble desplazamiento
OBSERVACIONES:
Se forma un precipitado blanco al fondo que es el Cloruro de Plata (AgCl).
REACCION N° 7
PROCEDIMIENTO:
Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de hidróxido de calcio y agregar 2 ó 3 gotas de
fenolftaleína. Adicionar gota a gota ácido clorhídrico concentrado hasta observar
cambio de color.
OBSERVACIONES:
La muestra se torna de un color rosado con el hidróxido, y al adicionar HCl, vuelve
a un color transparente.
REACCION N° 8
PROCEDIMIENTO:
En un tubo de ensayo, colocar 1 mL de bicarbonato de sodio y luego ácido
clorhídrico concentrado. Observar y anotar.
ECUACION QUIMICA:
HCl + NaHCO3 H2O + NaCl + CO2
TIPO DE REACCION:
Desplazamiento y descomposición
OBSERVACIONES:
Hubo liberación de gas, el CO2.
REACCION N° 9
PROCEDIMIENTO:
En una luna de reloj, colocar un clavo oxidado (óxido férrico) y agregar 4 gotas de
ácido clorhídrico concentrado. Observar y anotar.
ECUACION QUIMICA:
Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3 H2O
TIPO DE REACCION:
Doble desplazamiento
OBSERVACIONES:
El ácido clorhídrico remueve el óxido del clavo al entrar en contacto con este.
REACCION N° 10
PROCEDIMIENTO:
Al producto de la reacción anterior añadir 3 ó 4 gotas de tiocianato de amonio.
ECUACION QUIMICA:
FeCl3 + 3NH4(SCN) Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
TIPO DE REACCION:
Doble desplazamiento
OBSERVACIONES:
Los restos de óxido férrico al reaccionar con el tiocianato de amonio se torna de un
color rojo vino o rojo sangre (Tiocianato férrico).
VII.DISCUSION DE RESULTADOS.
A partir de los diferentes reactivos, sustancias y sus mezclas, hemos obtenido
diferentes tipos de reacciones.
Estas reacciones dependen del tipo de reactivo que utilicemos, pueden ser
reacciones endotérmicas o exotérmicas. Pero en esta práctica, todas las reacciones
liberaron calor, por lo tanto fueron de tipo exotérmica.
Un exceso de uno de los reactantes podía modificar enormemente una reacción.
Aprendimos a reconocer un ácido de una base mediante el uso de fenolftaleína,
que reacciona mejor con bases.
VIII. CONCLUSIONES
1. La gran mayoría de las reacciones fueron del tipo exotérmicas.
2. Al quemar la cinta de magnesio se produjo una luz intensa, porque al exponerlo
al calor, reacciona con el oxígeno del aire para producir óxido de magnesio; es
una reacción demasiado exotérmica.
3. Gracias a la teoría, hemos podido corroborar las diferentes clases de reacciones
químicas al momento de realizar la práctica.
4. Existen diferentes factores que por así decirlo aceleran o ayudan a completar
las reacciones químicas. Como por ejemplo el factor energético, electricidad o
el calor.
5. En todas las reacciones se observaron diferentes cambios físicos y químicos
tales como la titulación, la liberación de gases, calor y formación de sales como
precipitados.
IX. RECOMENDACIONES
1. Seguir las instrucciones ya que puedes obtener una reacción no deseada.
2. Hay que tener cuidado, ya que no podemos saber si son reacciones
exotérmicas o endotérmicas.
3. El uso de pinzas para tubos de ensayo es obligatorio para evitar las quemaduras
por la liberación de calor que ocurre en reacciones exotérmicas.
4. Nunca estemos cerca de los materiales cuando se esté por hacer reaccionar un
experimento porque podría ser perjudicial para nosotros.
X. CUESTIONARIO
1. Escribe un breve resumen de la práctica realizada.
La práctica realizada nos permitió conocer cada una de las diferentes
reacciones que existen y a su vez, observar todos los cambios físicos y
químicos que se pueden producir y cuán peligroso puede llegar a ser
una reacción por más pequeña que sea.
2. Mencione qué cambios se observaron en una reacción química.
Se observaron cambios físicos, como el cambio de color y de estado; y
cambios químicos, como el desplazamiento en una reacción y la
liberación de calor.
3. Proponer dos ejemplos de cada tipo de reacción química balanceada.
Síntesis
Na2O + H2O 2Na(OH)
SO3 + H2O H2SO4
Descomposición
CaCO3 CO2 + CaO
2KClO3 2KCl + 3O2
Desplazamiento simple
Fe + Cu(SO4) Fe(SO4) + Cu
Mg + 2HCl MgCl2 + H2
Desplazamiento doble
Ag(NO3) + KCN AgCN + K(NO3)
Ag(NO3) + HCL AgCl + H(NO3)
4. Realizar una breve discusión.
A partir de los diferentes reactivos, sustancias y sus mezclas, hemos
obtenido diferentes tipos de reacciones.
Estas reacciones dependen del tipo de reactivo que utilicemos, pueden ser
reacciones endotérmicas o exotérmicas. Pero en esta práctica, todas las
reacciones liberaron calor, por lo tanto fueron de tipo exotérmica.
Un exceso de uno de los reactantes podía modificar enormemente una
reacción. Aprendimos a reconocer un ácido de una base mediante el uso de
fenolftaleína, que reacciona mejor con bases.
Δ
Δ
5. Proponer cuatro conclusiones.
La gran mayoría de las reacciones fueron del tipo exotérmicas.
Gracias a la teoría, hemos podido corroborar las diferentes clases de reacciones
químicas al momento de realizar la práctica.
Existen diferentes factores que por así decirlo aceleran o ayudan a completar
las reacciones químicas. Como por ejemplo el factor energético, electricidad o
el calor.
En todas las reacciones se observaron diferentes cambios físicos y químicos
tales como la titulación, la liberación de gases, calor y formación de sales como
precipitados.
6. Completar y balancear las siguientes ecuaciones químicas. Identificar el
tipo de reacción.
Al2O3 + 3H2O 2Al(OH)3 ------------------------ Síntesis o adición
BaCl2 + (NH4)2CO3 BaCO3 + 2(NH4)Cl ------ Doble desplazamiento
2Ca + O2 2CaO ---------------------------------- Síntesis o adición
Fe(OH)3 + H3PO4 Fe(PO4) + 3H2O ----------- Doble desplazamiento
Mg + 2HCl MgCl2 + H2 ------------------------ Desplazamiento simple
CuSO4.5H2O CuSO4 + 5H2O ------------------ Descomposición
Pb(NO3)2 + 2NaI 2Na(NO3) + PbI2 ----------- Doble desplazamiento
XI. BIBLIOGRAFÍA
http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htmhttp://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/index6.htmhttp://es.slideshare.net/jose99100/reacciones-endotrmica-y-exotermicas
Δ
http://prepa8.unam.mx/academia/colegios/quimica/infocab/unidad114.htmlhttps://es.wikipedia.org/wiki/Fenolftale%C3%ADnahttp://html.rincondelvago.com/reconocimiento-de-oxidos-hidroxidos-y-acidos.html
http://ww2.educarchile.cl/UserFiles/P0001%5CFile%5CReacciones%20%C3%A1cido-base.pdf