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INTRODUCCIÓN

 

 

Este trabajo es realizado con el fin de identificar una reacción química y además poder clasificarla según el tipo que sea.

Todo químico necesita de esta serie de clasificaciones para poder realizar cada uno de los experimentos que le acontecen día a día.

Cada uno de los tipos de reacción química hace referencia al tipo de característica que presente la reacción.

Esperamos que sea de gran utilidad este trabajo para aquellos que comienzan su camino en las ciencias químicas.

 

 

Objetivos

 

OBJETIVO GENERAL

Reconocer experimentalmente algunos tipos de reacciones químicas

 

OBJETIVOS  ESPECÍFICOS

v    Comprobar que cuando las sustancias reaccionan químicamente, adquieren propiedades diferentes a las que poseían antes de la reacción 

v    Identificar los gases que se desprenden de algunas reacciones

v    Clasificar reacciones según las transformaciones de reactivos y productos.

 

 

MARCO TEÓRICO

 

Para una buena comprensión de los mecanismos de las reacciones es conveniente el estudio de los enlaces químicos iónicos y covalentes. La reacción que se produce con emparejamiento de iones es fácil de comprender, si se entiende el emparejamiento (o disociación) de iones para formar (o disociar) sustancias neutras, como en

 

Ag+  + Cl--                            AgCl

 

o en

 

3Ca2+ + 2PO43-                     Ca3(PO4)2

 

donde la doble flecha indica los dos posibles sentidos de la reacción. Los cambios de enlaces covalentes simples en los que ambos electrones proceden de (o van a) un reactivo se denominan reacciones ácido-base, como en

 

Un par de electrones de la base ocupa un orbital del ácido, formando el enlace covalente. Los cambios de enlaces covalentes simples en los que un electrón de enlace proviene de (o va a) cada reactivo reciben el nombre de reacciones de radicales libres.

 

A veces los reactivos ganan y pierden electrones, como sucede en las reacciones de oxidación-reducción.

 

Así, en una reacción de oxidación-reducción, un reactivo se oxida (pierde uno o más electrones) y el otro se reduce (gana uno o más electrones). Como ejemplos de reacciones redox en las que interviene el oxígeno pueden citarse la oxidación de los metales como el hierro (el metal se oxida por la acción del oxígeno de la atmósfera), la combustión y las reacciones metabólicas que se dan en la respiración. Un caso de reacción redox en la que no interviene el oxígeno atmosférico es la reacción que produce la electricidad en las baterías de plomo:

 

Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42-                     2PbSO4 + 2H2O.

 

 

 

La unión de dos grupos también se llama adición, y su separación, descomposición. Una adición múltiple de moléculas idénticas se conoce como polimerización.

 

 

ENERGÉTICA QUÍMICA

 

La energía se conserva durante las reacciones químicas. En una reacción pueden considerarse dos fases diferenciadas: en primer lugar, los enlaces químicos de los reactivos se rompen, y luego se reordenan constituyendo nuevos enlaces. En esta operación se requiere cierta cantidad de energía, que será liberada si el enlace roto vuelve a formarse. Los enlaces químicos con alta energía se conocen como enlaces ‘fuertes’, pues precisan un esfuerzo mayor para romperse. Si en el producto se forman enlaces más fuertes que los que se rompen en el reactivo, se libera energía en forma de calor, constituyendo una reacción exotérmica. En caso contrario, la energía es absorbida y se produce una reacción endotérmica. Debido a que los enlaces fuertes se crean con más facilidad que los débiles, son más frecuentes las reacciones exotérmicas espontáneas; un ejemplo de ello es la combustión de los compuestos del carbono en el aire para producir CO2 y H2O, que tienen enlaces fuertes. Pero también se producen reacciones endotérmicas espontáneas, como la disolución de sal en agua.

 

Las reacciones endotérmicas suelen estar asociadas a la disociación de las moléculas. Esto último puede medirse por el incremento de la entropía del sistema. El efecto neto de la tendencia a formar enlaces fuertes y la tendencia de las moléculas e iones a disociarse se puede medir por el cambio en la energía libre del sistema. Todo cambio espontáneo a temperatura y presión constantes implica un incremento de la energía libre, acompañado de un aumento de la fuerza del enlace.

 

 

PROCEDIMIENTO

 

 

REACCIONES DE SÍNTESIS.

 

Observar la apariencia de la cinta de magnesio y probar su solubilidad en agua. Luego seque la cinta y sujétela con una pinza y coloque su extremo directamente en la llama del mechero. Cuando comience a producirse la luz blanca intensa (deslumbrante), retire la cinta del mechero y manténgala lejos de la cara mientras ocurre la reacción.

Examine el producto de la reacción y colóquela en un vidrio de reloj, agregue 3 a 5 gotas de fenolftaleína.

 

Mezcle iguales cantidades de aluminio en polvo y azufre en polvo; traslade a un tubo de ensayo y caliente suavemente hasta que se inicie la reacción.

 

 

REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN.

 

Colocar 1 g de clorato de potasio en un tubo de ensayo y calentarlo directamente a la llama del mechero. Desarrolle el mismo procedimiento con dióxido de mercurio.

 

 

REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO.

 

Colocar 2 mL de ácido clorhídrico 4F en un tubo de ensayo. Agregar una granalla de zinc. Recoja el gas en otro tubo de ensayo el gas que  se produce colocándolo invertido sobre el tubo en el que se realiza la reacción.

 

 

REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO.

 

Mezclar soluciones de yoduro de potasio y nitrato de plomo.

Realizar el mismo procedimiento utilizando soluciones de nitrata de plata y cloruro de sodio.

Repita el procedimiento con soluciones de acetato de plomo y yoduro de potasio.

 

 

ESTUDIO DE OTRAS REACCIONES.

 

Mezcle 3 mL de cada solución.

 

v    Carbonato de sodio y ácido clorhídrico

v    Hidróxido de sodio y ácido clorhídrico

v    Cloruro de bario y ácido sulfúrico

v    Hidróxido de sodio y sulfato de cobre (II)

 

RESULTADOS

 

 

 

REACTIVOS

PRODUCTOS

CLASE DE RX

Mg +Calor                          

MgO

SÍNTESIS

Al + 3S + calor

Al2 (SO4)3

SÍNTESIS

2KClO+ calor

2KCl + 3O2

DESCOMPOSICIÓN

HgO+ calor 

Hg + O2

DESCOMPOSICIÓN

2HCl + Zn

ZnCl2 + 2H

DESPLAZAMIENTO

2KI + Pb (NO3)2

PbI2 + 2KNO3

DOBLE DESPLAZAMIENTO

AgNO3 + NaCl

AgCl + NaNO3

DOBLE DESPLAZAMIENTO

(CH3CO2)2 Pb + KI

2CH3COOK + PbI2

DOBLE DESPLAZAMIENTO

NaCO3 + 2HCl

2NaCl + H2CO3

NEUTRALIZACIÓN

NaOH + 2HCL

NaCl + H2O

NEUTRALIZACIÓN

BaCL2 + H2SO3

BaSO3 + 2HCl

PRECIPITACIÓN

NaOH + CuSO4

NaSO4 + CuOH

PRECIPITACIÓN

 

 

 

CONCLUSIÓN

 

En el laboratorio se pueden preparar pequeñas cantidades de oxigeno gaseoso    calentando clorato de potasio KClO3

Los cambios químicos, denominados reacciones químicas, se representan mediante ecuaciones químicas.

Las sustancias que sufren un cambio- los reactivos-se escriben del lado izquierdo, y las sustancias que se forman- los productos- aparecen del lado derecho de la flecha.

Las reacciones químicas deben ser balanceadas .El número de átomos de cada tipo de elemento en los reactivos y en los productos debe ser el mismo

La reacción entre un ácido y una base se denomina neutralización.

Lo más importante es que se pueden reconocer experimentalmente algunos tipos de reacciones en el laboratorio.

Concluimos este trabajo con la satisfacción de haber conocido algunos tipos de reacciones químicas tales como son las de síntesis, descomposición, sustitución y las de doble descomposición entre otras.

 

 BIBLIOGRAFÍA

 

 

RAYMOND CHANG Williams College

Química Best Séller Internacional

Mc Graw- Hll.Editores S.A. de C.V. México. Buenos Aires. Caracas. Guatemala.

Lisboa. Madrid. Nueva York.  Santafé de Bogotá,

 

 

HERRERA V. Severiano y otros

Química I  Atomos, Moléculas y reacciones

Editorial. Norma. Bogotá. Colombia

 

 

BABOR. Joseph A

Química General Moderna

Editorial Marín S.A. Barcelona-Bogotá- Buenos Aires- Lima- Madrid- México

 

 

T.W. GRAHAM. Solomons 

Fundamentos Química Orgánica

Limusa Noriega Editores. México. España. Venezuela. Colombia

 

 

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