PRACTICA N° 4

REACCIONES QUÍMICAS

 

 

I. OBJETIVO GENERAL

 

Lograr la destreza necesaria en la realización de reacciones químicas sencillas.

 

II. OBJETIVOS ESPECÍFICOS

 

Al finalizar la práctica el estudiante será capaz:

 

1.      Reconocer los diferentes tipos de reacciones químicas.

2.      Interpretar la información contenida en una ecuación química.

3.      Interpretar en términos estequiométricos una reacción química.

4.      Aplicar cualquiera de las reacciones estudiadas para obtener productos.

5.      Identificar el reactivo limitante en una reacción química.

6.      Predecir los productos de reacciones químicas sencillas.

7.      Predecir si se formará un precipitado en las diferentes reacciones, utilizando las reglas para la solubilidad de compuestos iónicos a 25°C .

8.      Calcular el rendimiento teórico, real y porcentual de los productos obtenidos en algunas reacciones.

 

MARCO TEORICO

 

Propiedades químicas. Reacción química.

 

Las sustancias se caracterizan por sus propiedades y por su composición. Las propiedades químicas son aquellas que pueden ser observadas sólo cuando una sustancia sufre un cambio en su composición. Este cambio se conoce como reacción química, donde se forman nuevas sustancias y las propiedades de estas nuevas sustancias son diferentes a las sustancias anteriores.

 

Cambio químico puede reconocerse por hechos como:

 

  1. La producción de un gas (efervescencia).
  2. La producción de calor (se calienta el matraz) o la absorción de calor (se enfría el matraz).
  3. Un cambio permanente en el color.
  4. La aparición de una sustancia insoluble (formación de un precipitado).

 

Tipos de reacciones.

 

Aunque hay reacciones químicas muy complejas, por ahora sólo mencionaremos cinco tipos sencillos:

 

1.  Reacciones de combinación.

 

A + Z → AZ

 

Ejemplo:    2 Mg (s)  +  O2 (g)   →   2 MgO (s)

2.  Reacciones de descomposición.

 

AZ → A  +  Z

 

Ejemplo:    2  KClO3 (s)          Δ       2 KCl (s)  +  3 O2 (g)          (Método para la obtención de oxígeno en el laboratorio)

 

3.  Reacciones de sustitución sencilla.

 

A  +    BZ  →   AZ  +  B

 

 


Ejemplo:    2 K (s)   +   2 H2O (l)   →   2 KOH (ac)   +  H2 (g)

 

4.  Reacciones de doble sustitución.

 

AX   +  BZ   →    AZ  +  BX

 

Ejemplo:    Ni(NO3)2 (ac)    +   2 NaOH (ac)   →     Ni(OH)2 (s)    +   2 NaNO3 (ac)

 

5.  Reacciones de neutralización.

 

HX   +   MOH  →   MX   +  H2O

                                                         ácido       base

 

Ejemplo:    HCl (ac)  + NaOH (ac)   →   NaCl (ac)   +  H2O (ac)

 

Las reacciones de doble sustitución por lo general se llevarán a cabo si se cumple una de las tres condiciones siguientes:

 

a)      si se forma un producto insoluble o ligeramente soluble (precipitado).

b)      si se obtienen como productos especies débilmente ionizadas (H2O).

c)      Si como producto se desprende un gas.

 

El tipo más común de reacción de doble sustitución es cuando se produce un precipitado, un sólido aparece en solución debido a que uno de los productos es insoluble o ligeramente soluble en agua. Para indicar la formación de este precipitado en una ecuación se incluye una (s) junto al compuesto. Se puede predecir si se formará un precipitado interpretando y utilizando las reglas para la solubilidad de compuestos iónicos a 25°C (tabla 17).

 

TABLA. 17. Reglas de solubilidad para compuestos iónicos en agua a 25°C.

Compuestos solubles

Excepciones

Compuestos que contengan iones de metales alcalinos (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+  y el ion amonio NH4+).

 

Nitratos (NO3-), bicarbonatos (HCO3-)

acetatos (C2H3O2-) y cloratos (ClO3 -)

Halogenuros (Cl-, Br-, I -); Sulfatos (SO42-)

Halogenuros de: Ag+, Hg2+, Pb2+ , HgBr2 y HgI2

 

Sulfatos de:Ag+, Ca2+, Sr2+,Ba2+,Hg2+ y Pb2+

 

 

Compuestos insolubles

Excepciones

Carbonatos (CO32-), Fosfatos (PO43-),

 

 Cromatos (CrO42-), sulfuros (S2-)

 

 

Hidróxidos (OH-)

Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y el ion amonio.

Compuestos que contenga iones de metales alcalinos, el ion Ba2+ y el ion amonio.

Compuestos que contenga iones de metales alcalinos; los de iones Ba2+, Sr+2 y Ca+2 son ligeramente solubles.

 

Cantidad de reactivos y productos.

 

Es necesario aplicar la estequiometría para saber que cantidad de reactivo se debe utilizar para obtener una cantidad específica de producto. Para interpretar una reacción en forma cuantitativa es necesario tener claro los conocimientos de las masas molares y el concepto de mol.

 

Reactivo limitante.

 

En una reacción por lo general los reactivos no están presentes en las proporciones que indica la ecuación balanceada. Como consecuencia, algunos reactivos se consumen mientras que otros reactivos presentes en mayor cantidad quedan sin reaccionar (reactivos en exceso). El reactivo que se consume primero en la reacción recibe el nombre de reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forme dependerá de la cantidad inicial de este reactivo.

 

Rendimiento de la reacción.

 

La cantidad de producto que se espera, cuando todo el reactivo limitante a reaccionado, se conoce como rendimiento teórico (se calcula a partir de la ecuación balanceada). Experimentalmente rara vez la cantidad de producto que realmente se obtiene (rendimiento real) es igual al rendimiento teórico.

 Para determinar la eficiencia de una reacción específica se utiliza el término rendimiento porcentual, el cual se define como:

 

Rendimiento porcentual  =   rendimiento  real      x   100                    (8)

                                              rendimiento teórico

 

 

PARTE EXPERIMENTAL

 

 

1.  Pesar entre 0,0300 y 0,0400 g de la cinta de magnesio metálico, sobre un papel seco.

2.  Colocar la cinta dentro del matraz erlenmeyer que contiene 2 mL de una solución de HCl 2 M, cerrar inmediatamente (ver figura 17). Anotar las observaciones (Reacción 1).

3.  Calcular la cantidad de NaOH necesaria para reaccionar con los moles  de MgCl2 formados de acuerdo con la reacción: 

 

                            Mg (s) +  HCl  (ac)  →    MgCl2 (ac)  +  H2 (g)                                   (9)

4.  Duplicar la masa de NaOH obtenida (reactivo en exceso) y calcular el volumen en ml de una solución de NaOH 1 M que contenga la cantidad de hidróxido de sodio requerido.

5.  Agregar al matraz erlemeyer que contiene el MgCl2 el volumen de la solución de NaOH calculado.  Anotar las observaciones. ( Reacción 2):

 

                             MgCl2 (ac)  +   NaOH (ac)  →   Mg (OH)2 (s)   +   Na Cl (ac)                  (10)

 

6.  Filtrar al vacío, en un papel previamente pesado, el precipitado formado.

7.  Secar el precipitado en la estufa a 100°C durante 30 minutos y pesar el producto resultante.

8.  Dividir el precipitado seco en dos porciones.

9.  Colocar una porción en un beaker (50 ml), agregar 20 mL de agua destilada y 2 gotas de rojo de fenol, agregar la otra porción en 20 mL de HCl 1 M ( vaso de 50 ml), agregar 2 gotas del indicador.  Anotar las observaciones. (Reacción 3):

 

Mg(OH)2 (s)   +    HCl (ac)   →    ?

 

Mg(OH)2 (s)    +    H2O (l)    →     ?

                                                                     

FIG. 17. Sistema para hacer reaccionar magnesio metálico  con ácido clorhídrico.

 

 

DATOS EXPERIMENTALES:

 

Reacción 1

Masa de la cinta de magnesio……………………………..

 

Volumen de hidrógeno formado…………………………..

 

 

Observaciones:

 

 

Reacción 2

 

Masa de NaOH calculado………………………………....

 

Masa del papel de filtro…………………………………...

 

Masa del papel de filtro + precipitado……………………

 

 

Observaciones:

 

 

 

 

Reacción  3

 

a)  Precipitado + agua

Observaciones:

 

 

 

 

b)  Precipitado + ácido

Observaciones:

 

 

 

 

 

RESULTADOS

 

TABLA 18.  Tipo de reacciones y ecuaciones químicas.

Experiencia

Tipo de reacción

Ecuación Química Balanceada

 

1

 

 

 

 

2

 

 

 

 

3

 

 

 

 

 

Reacción 2

           

Rendimiento Teórico……………………………………….

 

Rendimiento real……………………………………………

 

Rendimiento porcentual…………………………………….

 

 

 

 

CUESTIONARIO.

 

1.  Defina: a) Rendimiento teórico; b) Rendimiento real y c) Rendimiento porcentual.

 

2.  Se tiene 0,2g de CaCl2·5H2O. Calcule la cantidad de CaCl2 que posee dicha muestra.

 

3.  Para la reacción:

 

 

Determinar:

 

a)      El número de moles de requeridos para reaccionar con 2,72 moles de

b)      El número de gramos de  producidos cuando se consumen 2,72 moles de

 

4.  Sí se pide a unos estudiantes preparar sulfato de níquel, haciendo reaccionar un compuesto de níquel con sulfato en agua y evaporando después el agua. Tres estudiantes escogieron estos pares de reactivos:

 

Estudiante 1      Ni(OH)2 y H2SO4

Estudiante 2      Ni(NO3)2 y Na2SO4

Estudiante 3      NiCO3 y H2SO4

 

Comente sobre los reactivos escogidos y que tanto éxito cree, que cada estudiante tendrá al tratar de preparar sulfato de níquel con el procedimiento indicado.

 

 

BIBLIOGRAFIA

  1. CHANG, R y COLLEGE, W. Química. Séptima edición. McGraw-Hill, México, 2002.
  2. DAUB, W y SEESE, W. Química. Séptima edición. Prentice Hall, México, 1996.
  3. BRICEÑO, C y CÁCERES, L. Química. Primera edición. Editorial Educativa, Bogotá-Colombia, 1994.
  4. PRETRUCCI, HARWOOD, y HERRING, G. Química General. Octava edición. Prentice Hall, Madrid, 2003.
  5. MOORE, KOTZ, STANITSKI, JOESTEN y WOOD. El Mundo de la Química. Segunda edición, Addison Wesley Longman, México, 2000.