“Año de la inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria.”

UNIVERSIDAD PRIVADA

SAN JUAN BAUTISTA

Curso:

Biología Celular y Molecular

Profesora:

Coila De la Cruz Hilda Victoria

Alumnos:

Vilca Arias Kevin Arthur Nieto Palomino Luis Alexander

Facultad: Ciencias de la SaludTecnología Médica: Laboratorio

clínico y Patológico

ICA – PERÚ2013

Dedicatoria:

Este trabajo en primer lugar se lo quiero dedicar a A mis padres que con su amor incondicional me apoyaron en todo momento, en mis momentos de fortaleza y de debilidad, siempre estuvieron para incentivarme a seguir adelante.

PRÁCTICA Nº 5

REACCIONES QUÍMICAS

I. INTRODUCCIÓN:

Este trabajo se ha realizado con el fin de afianzar los conocimientos

en el área de química, mediante la practica en el laboratorio, repasar

los tipos de reacciones que estudiamos en el año anterior, reconocer

los tipos de reacciones con base en nuestros conocimientos.

Sé realizo Practicando el uso de materiales de Laboratorio y de

sustancias que antes solo nos eran mencionadas y ahora conocemos

en algunos de sus estados, reconociendo cuales pueden ser

perjudiciales para nuestra salud y seguridad en el trabajo del

laboratorio.

II. MARCO TEÓRICO:

Clasificación de las reacciones:

Puede ser por sustitución: Intercambio de elementosPuede ser por: Neutralización o PrecipitaciónPuede ser por: Oxido reducción: En las que hay variación en el estado de oxidación de los elementos reactivos

En cualquiera de los dos casos anteriores también estos pueden ser por:

Descomposición, composición, endotérmico, exotérmico.

Balanceo de ecuaciones:

Puede ser por Tanteo o por oxidorreducción, es para buscar la forma posible de que la ecuación sea posible y estable, ordenada y además bien indicada.

Funciones químicas inorgánicas:

Óxidos

Hidróxidos

Ácidos Oxácidos

Hidrácidos

Sales Haloideas

Oxisales

Sales Dobles

TIPOS O CLASES DE REACCIONES QUIMICAS:

Para su mejor estudio las reacciones químicas se clasifican de la siguiente manera:

1.- REACCIONES DE COMBINACIÓN (UNIÓN O SÍNTESIS). Ejemplos:

a. Elemento más elemento----------------- > Compuesto2 Mg + O2 ---------------------------- > 2 MgO

b. Elemento más compuesto 1-------------- > Compuesto 2O2 + 2 NO ---------------------------- > 2 NO2

c. Compuesto 1 mas compuesto 2 ----------> Compuesto 3.BaO + CO2 ---------------------------- > BaCO3

2. - REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN (Son las reacciones opuestas a las reacciones de combinación).

a. Compuesto más calor ---> Compuestos y/o elementosCaCO3 + calor ----------------- > CaO + CO2

3.- REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE:

Elemento 1 más Compuesto 2 --> Elemento 2 más compuesto 1Zn + 2HCl --------------> H2 + ZnCl2

4.- REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO (METÁTESIS)

a. Con formación de precipitados (pp):

I) Con pp amorfo: Ca++ + S--2 -------> CaS

II) Con pp. cristalino:(CH3COO)2Pb + 2 KI

-------> PbI2 + 2 CH3COOK

III) Con pp. coloidal:FeSO4 + 2NH4OH ------- > Fe(OH)2 + (NH4)2SO4

b. Sin formación de precipitado (pp): I) Sin coloración:

NaOH + HCl ---------> NaCl + H2O

II) con coloración:2K2CrO4 + 2HCl -------> K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

5.- REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN (son reacciones en las cuales ocurre transferencia de electrones).

Oxidación: es la pérdida de electrones;

Reducción: es la ganancia de electrones.

El elemento que gana electrones se reduce y es el agente oxidante; El elemento que pierde electrones se oxida y es el agente reductor:

2 Na + 2 H2O --------> H2 + 2NaOHag. red. ag. ox.

6.- REACCIONES CON FORMACIÓN DE COMPLEJOS.

AgNO3 + 2NH4OH --------> Ag(NH3)2OH + H2O

Esta reacción ocurre en dos etapas:

I-a etapa: 2AgNO3 + 2NH4OH ----> Ag2O + 2NH4NO3 + H2O

II-a etapa: Ag2O + 4NH4OH ---- 2 Ag (NH3)2OH + 3H2O

III. PARTE EXPERIMENTAL:

Las reacciones que vamos a realizar se refieren a las clases o tipos 1, 2, 4, 5, 6, cuyo objetivo será comprobar si se llevan a cabo o no y escribir las ecuaciones con los productos respectivos.

a) Quemar un trozo de cinta de magnesio, comparar el aspecto de la cinta con el residuo de combustión:

2Mg + O2 2 MgO

b) En un tubo de ensayo calentar con cuidado una pequeña porción de clorato de potasio (KClO3), observar y comparar la muestra original con el residuo:

2KClO3 + calor 2KCl + 3O2

c) Con 1 ml (20 gotas) de las siguientes soluciones 0.1M de BaCl2, HCl, K4Fe(CN)6, Na2SO4, K2CrO4, CuSO4, y Pb(NO3)2 , realizar las siguientes reacciones químicas:

OBSERVACIÓN: Luego de tener su

solución la calentamos con el

mechero de alcohol y se volvió

líquido.

CuSO4 + BaCl2 ↓BaSO4 + CuCl2

Pb(NO3)2 + 2HCl PbCl +2HNO5

2CuSO4 + K4Fe(CN)6 K4 Cu (CN)6 + FeSO4Cuprocianuro Sulfato

de Potasio Ferroso

OBSERVACIÓN:

Luego de echar las gotas, notamos que las soluciones se

precipitaron coloidalmente .

OBSERVACIÓN:

Luego de echar las gotas, notamos que la solución fuera como aceite, era movible pero

solo al echar las gotas.

OBSERVACIÓN:

El Cobre desplazo al fierro, su coloración fue marrón rojizo.

2K2CrO4 + 2HCl

d) A 2 ml de solución de CuSO4 0.1M agregue una lentejita de Zinc (Zn) metálico, observe con cuidado las coloraciones de la solución y del metal: Zn --- plateado lustroso, Cu- polvo dispero – marrón:

CuSO4 + Zn

e) A 1 ml de la solución 0.1M de AgNO3 agregue 1 ml de la solución 0.1M de NaCl. Observe con cuidado la formación de AgCl:

AgNO3 + NaCl

Ahora, haga sedimentar el precipitado, decante la solución sobrenadante y al sólido restante agregue 1 ml de solución 6M de amoníaco, NH4OH: si hay desaparición del sólido, AgCl, entonces se está formando el cloruro amoniacal de plata, Ag (NH3)2Cl:

AgCl + 2NH4OH

OBSERVACIÓN:

Del color amarillo que tenía originalmente al agregar HCl se torno de color anaranjado.

El dicromato es naranja.

f) A 1 ml de la solución de sulfato de cobre CuSO4 agregue 10 gotas de solución de hidróxido de amonio, agite y anote sus observaciones.

CuSO4 + 4NH4OH