Tipos de Reaccion Quimica

TIPOS DE REACCION QUIMICA

FLOREZ J.; PARRA R.

RESUMEN

Reconocer detalladamente las diferentes clases de reacciones químicas por medio de la práctica o la experimentación, para así poder establecer una relación entre los principios teóricos y los hechos experimentales, lo cual permitirá diferenciar los tipos tipos de reacciones, cómo y por qué se producen, y extraer provecho de ellas. Además de la posibilidad de predecir la reacción de la sustancia en caso futuro y señalando con las evidencias hechas que ocurrió un cambio químico.

INTRODUCCION Las Las reac reacci cion ones es quím químic icas as ocur ocurre ren n contin continuam uament ente e en la natura naturalez leza, a, pero pero tamb tambié ién n pued pueden en repr reprod oduc ucir irse se en el laboratorio de forma controlada. Existen varios tipos de procedimientos por medio de los cuales se forman los compuestos dependiendo además del tipo de reacción al que se encuentre sometido, estas reacciones o cambios químicos es todo todo un proc proces eso o dond donde e paso paso a paso paso,, inte intera ract ctúa úan n una una o más más sust sustan anci cias as o reactivos, dándole paso a una trans ransfo form rmac ació ión n con con prop propie ieda dade dess y cara caract cter erís ístitica cass dist distin inta tas. s. Todo Todo esto esto debido a un factor energético que hace posible que los átomos que forman los reactivos de lugar a los productos.[1] Se cono conoce cen n mill millon ones es de reac reacci cion ones es dife difere rent ntes es,, y cada cada día día se desc descub ubre ren n algu alguna nass mas, mas, much muchas as son son de enor enorme me importancia vital o industrial. En ocas ocasio ione ness no es fáci fácill dete detect ctar ar el tran transc scur urso so de una una reacc reacció ión n quím químic ica. a.

Algunos hechos pueden servirnos como indicativos de un cambio químico; La apar aparic ició ión n repe repent ntin ina a de sust sustan anci cias as sólidas (Precipitados); el desprendimiento de gases, el aumento o dismin disminuci ución ón brusco bruscoss de temper temperatu atura ra y los los camb cambio ioss de colo colorr son, son, quiz quizás ás,, los los más destacados. La importancia de dichas reacciones es notoria en muchos aspectos de la vida diaria en fenómenos tales como explosiones; procesos vitales tales como alimentación, respiración etc. Todas las sustancias que a diario utilizamos son o fueron producto de reacciones químicas que es fundamental que no s familiaricemos.[2]

PARTE EXPERIMENTAL Con una espátula se tomo aproximadame aproximadamente nte 2g de oxido de calcio, calcio, y en un tubo de ensayo procedimos a mezclarlo con 10ml de agua destilada.

Luego se añadió 2 gotas de solución etanolica de fenolftaleína. Se tomo dos granalla se zinc y se coloco en un tubo de ensayo. Luego se agrego gota a gota 2 ml de acido clorhídrico. Notando esto se procedió a colocar un cerrillo encendido en la boca del tubo de ensayo. De la misma manera utilizamos el acido sulfúrico en lugar del acido clorhídrico y le agregamos la granalla de zinc y se anotaron los cambios.

alcanzar el pH. De esta manera lograr la reacción al echar las gotas de fenolftaleína, a su vez cambio de color  rojo o fucsia, alcanzando la concentración de iones OH- suficientes para hacer virar el color. (Figura 1). Ca( OH   ) 2  La solución de hidróxido de calcio en agua es una base fuerte que reacciona violentamente con ácidos y ataca varios metales

Por último se hizo el ultimo procedimiento pero con el acido nítrico y el zinc. En otro tubo de ensayo se vertió una cantidad de 5 ml de acido cúprico pentahidratado para luego agregar a granallas de zinc y se dejo bajo observación durante unos minutos. Con 5 ml de cloruro de sodio en un tubo de ensayo se procedió a adicionarle 2 ml de nitrato de plata y observamos que fenómenos ocurrieron.

CALCULOS Y RESULTADOS Resultados; Los resultados de las diferentes reacciones de cada sustancia con otra, muestran que; Después que se mezclara el oxido de calcio + agua (ecuación1), Lo que ocurrió es que el hidróxido de calcio* que teóricamente se formó al echar óxido de calcio en el agua (figura 1). Es muy poco soluble en el, mas sin embargo se logro mezclar para lograr una fase aparentemente y por lo tanto nos dio la suficiente cantidad de iones OH- para

(ecuación1), CaO + H2O--------------------- Ca (OH)2 = (resultado1) Hidróxido de calcio *La solución de hidróxido de calcio en agua es una base fuerte que reacciona violentamente con ácidos y ataca varios metales, por esta razón es que la fenolftaleína da el color violeta, por que la solución resulto una base.

En este caso la reacción de las granallas de zinc + acido clorhídrico, nos muestra que el Zinc, un metal, que al estar en contacto con el acido clorhídrico reacciono inmediatamente produciendo Hidrógeno vigorosamente (figura 2).

Después de aproximadamente un minuto, el Zinc ha reaccionado por  completo,

(resultado2.3) nitrato de zinc + hidrogeno gaseoso (ecuación4)

(Figura 2) reacción del Zn + 2 HCl produciendo burbujas

(ecuación2) 2 HCl --------→ ZnCl 2 + H2 (gas)

Zn +

(resultado2.1) cloruro de zinc + hidrogeno gaseoso. Igual que lo anterior, a unas granallas de zinc, se procedió a agregarle unas gotas acido sulfúrico, (ecuación3) H2SO4 + Zn --> ZnSO4 + H2 (gas)

(resultado2.2) sulfato de zinc + hidrogeno gaseoso.

La reacción entre acido nítrico y zinc es que hay liberación de H y el Zn reemplaza al hidrogeno para formar;

2HNO3+Zn--------------->Zn (NO3)2+H2 El experimento3) después de dejar un tiempo prudente el sulfato cúprico pentahidratado(figura3) mas en zinc. Al mezclar el compuesto, el elemento y el agua, ocurre una reacción, donde zinc adquiere una coloración idéntica a la del cobre, rojo pardo brilloso. Al sacar el zinc del tubo de ensayo, todo este se había vuelto de color rojo pardo. Se rayo el zinc con la espátula, una capa que se había formado se salió, y quedo en el lugar rayado, la coloración del zinc. Lo que sucedió es que el zinc se cargó negativamente, y el cobre se cargo positivamente. La reacción produjo sulfato de zinc y cobre puro. (ecuación5) CuSO4+Zn--------->ZnSO4+Cu (resultado3) Sulfato de Zinc + Cobre (figura3) sulfato cúprico en tubo de ensayo

una solución de cloruro de sodio y al mezclarla con una solución de nitrato de plata*, se produce una mezcla de color  blanco que luego se precipita porque la plata se separa del ion NO3 en la solución al mismo tiempo cuando la plata entra en contacto con el ion cloro se forma cloruro de plata, un compuesto que es insoluble

Cálculos: la tabla muestra los tipos de reacción y la que corresponda a la estudiada en el laboratorio. Tabla #1 tipos de reacciones en los experimentos

Nombre

(ecuación5) NO3Ag+ClNa -> NO3Na + ClAg (resultado4) nitrato de sodio + Cloruro de plata

*el nitrato de plata, sirve para detectar al  cloro en las soluciones, de manera cualitativa y cuantitativa (figura4)

Reacción síntesis

Descripción

Representación

B+C → BC Elementos o Ej.: compuestos CaO + H2O= sencillos se de unen para Ca (OH)2 formar un compuesto Hidróxido de más complejo. calcio(ecuación1)

Un compuesto Reacción de se fragmenta descomposició en elementos BC → B+C n o compuestos más sencillos. C + AB → AC+B Un elemento Ej: Reacción de reemplaza a (ecuación2) desplazamient otro en un (ecuación3) o simple compuesto. (ecuación4) Los iones en un compuesto AB+CD= CB+AD cambian Ej: Reacción de lugares con los NO3Ag+ClNa = doble iones de otro desplazamient compuesto NO3Na + ClAg o para formar  dos sustancias (ecuación5) diferentes.

DISCUSIÓN

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar  según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Como otros que pueden cambiar por completo y formar otros compuestos con características distintas [3] Entre los que usamos en el laboratorio se dan a conocer su composición y su información para su uso y manejo, por ejemplo;

Oxido de Calcio CaO blanco Aspecto y color: Polvo higroscópico. Olor: Inodoro. Densidad relativa (agua=1): 3.3-3.4 Solubilidad en agua: Reacciona formando hidróxido de calcio. Reacciona violentamente con ácidos fuertes, agua, tricloruro de cloro o trifluoruro de boro, reacciona con agua generando el calor suficiente para encender materiales combustibles.[4] Denominación: Fórmula: C20H14O4

Fenolftaleína

la fenolftaleína se presenta como una sustancia en forma de polvo amarillo pálido. Se utiliza como indicador ácidobase en análisis químico. Reactivo de laboratorios [5].

Ácido clorhídrico, Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Una disolución concentrada de ácido

clorhídrico tiene un pH de menos de 1; una disolución de HCl 1 M da un pH de 1 (Con 4 cm3 presentes en el agua es suficiente para matar al ser humano, en un litro de agua.[6]

Acido Sulfúrico El Ácido Sulfúrico, de fórmula H2SO4 (óleum: H2SO4 con SO3 en solución), a temperatura ambiente es un líquido corrosivo, es más pesado que el agua e incoloro (a temperatura y presión ambiente). El óleum tiene un olor picante y penetrante. Reactividad: Además de atacar muchos metales, el ácido sulfúrico concentrado es fuerte agente oxidante y puede dar lugar a la ignición (inicio de explosión) al entrar en contacto con materia orgánica y compuestos tales como nitratos, carburos, cloratos, etc. También reacciona de forma exotérmica con el agua; tiene mayor desprendimiento de calor cuando la proporción es de dos moléculas gramo de agua por molécula gramo de ácido sulfúrico, alcanzando una temperatura de 158ºC (316ºF). Presenta una gran afinidad por el agua, debido a lo cual, produce deshidratación de los compuestos orgánicos a veces tan fuerte que llega a carbonizarlos. Corrosividad: Es un líquido altamente corrosivo, particularmente en concentraciones bajo 77,67%, corroe los metales, con excepción del oro, iridio y rodio, dando lugar al desprendimiento de hidrógeno. [7]

Ácido nítrico El ácido nítrico, ácido trioxonítrico (V) o trioxonitrato (V) de hidrógeno (HNO3) es un líquido corrosivo, tóxico, que puede ocasionar graves quemaduras. Propiedades físicas:

El ácido nítrico puro es un líquido viscoso, incoloro e inoloro. A menudo, distintas impurezas lo colorean de amarillo-marrón. A temperatura ambiente libera humos rojos o amarillos. El ácido nítrico concentrado tiñe la piel humana de amarillo al contacto, debido a una reacción con la Cisteína presente en la queratina de la piel. Propiedades químicas: El ácido nítrico es un agente oxidante potente; sus reacciones con compuestos como los cianuros, carburos, y polvos metálicos pueden ser explosivas. Las reacciones del ácido nítrico con muchos compuestos orgánicos, como de la trementina, son violentas, la mezcla siendo hiperbólica (es decir, auto inflamable). Es un fuerte ácido: en solución acuosa se disocia completamente en un ion nitrato NO3 y un protón hídrico. Las sales del ácido nítrico (que contienen el ion nitrato) se llaman nitratos. La casi totalidad de ellos son muy solubles en el agua. El ácido nítrico y sus sales, los nitratos, no deben confundirse con el ácido nitroso y sus sales, los nitritos.[8]

Cloruro de sodio Es un compuesto químico con fórmula NaCl.[9]

la

Sulfato de cobre (CuSO4), vitriolo azul, piedra azul o caparrosa azul, es un compuesto químico derivado del cobre que forma cristales azules, solubles en agua y metanol y ligeramente solubles en alcohol y glicerina. Su forma anhídrida (CuSO4) es un polvo verde o gris-blanco pálido, mientras que la forma hidratada (CuSO4·5H2O) es azul brillante. Seguridad Toxico por ingestión, induce el vomito. Irritante en contacto prolongado con la piel, en este caso lavar la zona afectada con agua abundante. En contacto con los ojos lavar mínimo durante 15 minutos, y visitar el hospital para evaluar posibles daños al globo ocular.[10]

Nitrato de plata El nitrato de plata es una sal inorgánica, cuya fórmula es AgNO3. Este compuesto es muy utilizado para detectar la presencia de cloruro en otras soluciones. Cuando esta diluido en agua, reacciona con el cobre formando nitrato de cobre, se filtra y lo que se queda en el filtro es plata.[11] Permanganato de potasio El permanganato de potasio (KMnO4) es un compuesto químico formado por  iones potasio (K+) y permanganato (MnO4−). Es un fuerte agente oxidante. Tanto sólido como en

solución acuosa presenta un color violeta intenso. El KMnO 4 sólido es un oxidante muy fuerte, que mezclado con glicerina pura provocará una reacción fuertemente exotérmica. Reacciones de este tipo ocurren al mezclar KMnO4 sólido con muchos materiales orgánicos. Sus soluciones acuosas son bastante menos peligrosas, especialmente al estar diluidas. Mezclando KMnO4sólido con ácido sulfúrico concentrado forma Mn2O7 que provoca una explosión. La mezcla del permanganato sólido con ácido clorhídrico concentrado genera el peligroso gas cloro. El permanganato mancha la piel y la ropa (al reducirse a MnO 2) y debería por  lo tanto manejarse con cuidado.[12] Estos reactivos tienen las características de tener diferentes reacciones que se observaron en la experimentación, se mostrara como ocurren detalladamente CLASES O TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS: 1.1REACCION DE COMPOSICIÓN O SÍNTESIS: En las reacciones de síntesis o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar  compuestos, por ejemplo (Ecuación ) 2CaO(s) + 2H2O (l)! 2Ca (OH)2(ac) En esta fórmula se mezclan 2 moles de

Oxido de calcio sólido con 2 moles de agua líquida reacciona produciendo 2 moles de di hidróxido de calcio acuoso. 1.2 REACCION DE DESCOMPOSICION O ANÁLISIS: Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o más moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas más sencillas, por ejemplo (ecuación ) 2HgO (s)! 2Hg (l) + O2(g) en esta formula una 2 molécula de oxido de mercurio sólido se descomponen o dividen para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxigeno, las cuales son más sencillas que la primera. 1.3 REACCION DE DESPAZAMIENTO O SUTITUCION: En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su ecuación general es (Ecuación) CuSO4 + Fe ! FeSO4 + Cu En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar  sulfato de hierro y cobre 1.4 REACCION DE DOBLE SUTITUCION O DOBLE DESPLAZAMIENTO: Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos (Ecuación) AB + CD----------------- AC + BD Por Ejemplo (Ecuación) K2S + MgSO4 ! K2SO4 + MgS En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para formar sulfato de potasio y sulfuro de magnesio. [13]

Metales La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Dos metales se funden ligeramente arriba de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC. Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos 02 Y los ácidos. Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,.[14]

CONCLUSION Se argumentar que en las reacciones químicas hay procesos en donde se forman sustancias a partir de otras, y no hay conservación de ella por que siempre por lo menos una sustancia diferente a la original, esto ocurre por  que hay interacción de las sustancia lo que permitió la observación en el laboratorio de las diferentes reacciones químicas, dado los resultados se coloco en una tabla permitiendo así la clasificación de las reacciones obtenidas en el laboratorio.

BIBLIOGRAFIA Chang, R, quimica, 9 edición, editorial  Mac Graw Hill, México 2009, pág. 128 – 139[1-2]  Handbook of Chemistry and Physics ,

71st edition, (pag. 30-45)[ Ann Arbor, Michigan, 1990. En español3-12] http://es.wikipedia.org/wiki/Reaccion septiembre 27 2009 [13-14]