Informe de práctica de laboratorio N°5 - Reacciones Químicas EN Disolución Acuosa - Grupo N°1 PDF

Preview

Summary

UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SURFACULTAD DE: INGENIERÍA AMBIENTALLABORATORIO DE QUÍMICACURSO: QUÍMICA GENERALPROFESOR: LUIS ENRIQUE MORILLOINFORME DE PRÁCTICASPRÁCTICA N° : 5TÍTULO: REACCIONES QUÍMICAS EN DISOLUCIÓN ACUOSAINTEGRANTES: MAÍA LÓPEZ, EMILY PEREZ, HELEN LLIUYA, ALEJANDRO LOZANO YNATALIA PI...

Description

UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SUR FACULTAD DE: INGENIERÍA AMBIENTAL

LABORATORIO DE QUÍMICA CURSO: QUÍMICA GENERAL PROFESOR: LUIS ENRIQUE MORILLO

INFORME DE PRÁCTICAS PRÁCTICA N°: 5 TÍTULO: REACCIONES QUÍMICAS EN DISOLUCIÓN ACUOSA INTEGRANTES: MAÍA LÓPEZ, EMILY PEREZ, HELEN LLIUYA, ALEJANDRO LOZANO Y NATALIA PINILLA

HORARIO DE PRÁCTICA FECHA DE REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA: 13 MAYO DE 2021 FECHA DE ENTREGA DEL INFORME: 19 DE MAYO DE 2021

LIMA – PERÚ

1

Grupo 01

REACCIONES QUÍMICAS EN DISOLUCIÓN ACUOSA OBJETIVOS: ●

●

Diferenciar reacciones químicas de precipitación, ácido-base, de óxido- reducción y reacciones de formación de complejos. Escribir y balancear ecuaciones iónicas y moleculares.

FUNDAMENTO TEÓRICO: 1. Reacción de precipitación: a. La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. b. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En las reacciones de precipitación normalmente participan compuestos iónicos. c. Dos o más iones en solución acuosa, por atracción electrostática, superan las fuerzas de solvatación y puentes de hidrógeno de las moléculas de agua, se juntan y forman moléculas o redes cristalinas insolubles en el medio acuoso y precipitan formando una nueva fase, generalmente sólida que se separa del medio. 2. Reacción ácido – base : a. Svante Arrhenius definió a los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+, y a las bases como sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH-, esto lo hizo para clasificar a las sustancias de las que se conocían bien sus propiedades en disolución acuosa. b. Johanes Bronsted propuso una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere que éstos estén en disolución acuosa. Dijo que un ácido es un donador de protones, y una base es un aceptor de protones. c. Brönsted-Lowry dicen que un ácido se define como la sustancia que aporta o cede protones (llamados también iones hidrógenos o hidrogeniones, H+) y todo ácido genera su base conjugada. Por otro lado, una base se define como la sustancia que acepta o recibe protones y toda base genera su ácido conjugado respectivo en un equilibrio ácido-base. 3. Reacción de óxido – reducción: a. Las reacciones de óxido - reducción se caracterizan por presentar transferencia de electrones: i. La oxidación es un aumento algebraico del estado de oxidación y corresponde a la pérdida, o aparente pérdida, de electrones. ii. La reducción es una disminución algebraica del estado de oxidación y corresponde a la ganancia, o aparente ganancia, de electrones. b. La capacidad de perder o ganar electrones que tiene una sustancia se mide por su potencial de reducción (puede ser también por su potencial de oxidación). c. Un agente oxidante (que oxida al otro reactivo) gana electrones y cambia su estado de oxidación mientras que el otro reactivo, el agente reductor (que reduce al oxidante) pierde electrones y también cambia su estado de oxidación. 4. Reacción de formación de complejos: a. La disponibilidad de pares de electrones libres en el átomo central de moléculas o iones permiten generar enlaces covalentes coordinados con otras moléculas o iones, formándose iones complejos que generalmente son solubles en agua. 2

Grupo 01

b. De acuerdo a la teoría de los iones complejos, al receptor del par electrónico se le llama ion central (que corresponde a un metal de transición) y al dador del par electrónico que se le llama ligando (puede ser un ion o una molécula). c. Un ion central (metal) y un ligando (ion o molécula) forman un ion complejo mediante enlaces covalentes de coordinación.

MATERIAL y MÉTODOS: 1. Materiales: a. 01 gradilla b. 15 tubo de ensayo 13x100mm c. 01 ácido sulfúrico ~ H2SO4 concentrado gotero 50mL

2. Reactivos: a. b. c. d. e. f. g. h. i. j. k. l. m. n. o. p. q. r. s. t.

01 cloruro de sodio ~ NaCl 0.1M gotero 25mL 01 nitrato de plata ~ AgNO3 0.1M gotero 25mL 01 cloruro de bario ~ BaCl2 0.1M gotero 25mL 01 sulfato de sodio ~ Na2SO4 0.1M gotero 25mL 01 cloruro de hierro ~ FeCl3 0.1M gotero 25mL 01 hidróxido de sodio ~ NaOH 0.1M gotero 25mL 01 nitrato de plomo ~ Pb(NO3)2 0.1M gotero 25mL 01 cromato de potasio ~ K2CrO4 0.1M gotero 25mL 01 ácido acético ~ CH3COOH 5% gotero 25mL 01 fenolftaleína gotero 25mL 01 hidróxido de sodio ~ NaOH 1M gotero 25mL 01 ácido clorhídrico ~ HCl 1M gotero 25mL 01 hidróxido de amonio ~ NH4OH 0.5M gotero 25mL 01 dicromato de potasio ~ K2Cr2O7 0.1M gotero 25mL 01 sulfato de hierro ~ FeSO4 0.5M gotero 25mL 01 permanganato de potasio ~ KMnO4 0.1M gotero 25mL 01 peróxido de hidrógeno ~ H2O2 30% gotero 25mL 01 tiocionato de potasio ~ KSCN 0.1M gotero 25mL 01 sulfato de cobre ~ CuSO4 0.1M gotero 25mL 01 amoniaco ~ NH3 6M gotero 25mL

3. Parte experimental:

a. Reacciones de precipitación (cuadro 5.1): i. Disponer de 4 tubos de ensayo pequeños y limpios. ii. En el primer tubo agregar 1 mL de NaCl 0,1 M y luego 2 ó 3 gotas de iii. iv. v.

AgNO3 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el cuadro. En el segundo tubo agregar 1 mL de BaCl2 0,1 M y a continuación 1 mL de Na2SO4 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones. En el tercer tubo echar 1 mL de FeCl3 0,1 M y luego 1mL de NaOH 0,1 M. Agitar. Anotar sus observaciones en el cuadro. En el cuarto tubo agregar 1 mL de Pb(NO3)2 0,1 M y a continuación 1 mL de K2CrO4 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el cuadro.

b. Reacciones ácido – base (cuadro 5.2): i. Disponer de 2 tubos de ensayo grandes y limpios. ii. En el primer tubo agregar 1 mL de vinagre blanco y 2 ó 3 gotas de indicador fenolftaleina. Observar. iii. Agregar al primer tubo 1 gota de NaOH 1 M. Agitar y observar qué sucede. Si no hay cambio aparente, seguir agregando solución de NaOH gota a gota agitando después de cada gota agregada. La

3

Grupo 01

iv.

reacción de neutralización se completa cuando el indicador cambia de coloración. Anotar sus observaciones en el cuadro. En el segundo tubo agregar 1mL de ácido clorhídrico diluido y 2-3 gotas de fenolftaleina. Al igual que en el caso anterior agregar gota a gota y con agitación permanente solución de NH4OH 0,5 M hasta que haya viraje del indicador. Observar y anotar.

c. Reacción de óxido – reducción (cuadro 5.3): i. Disponer de 2 tubos de ensayos pequeños y limpios ii. Al primer tubo agregar 1mL de K2Cr2O7 0,1 M, acidificar con 5 gotas de H2SO4 concentrado y añadir 2 mL de FeSO4 0,5 M. Observar los cambios producidos y completar el cuadro. iii. En el segundo tubo agregar 1 mL de KMnO4 0,1 M, acidificar con 5 gotas de H2SO4 concentrado y añadir gota a gota H2O2 al 30% hasta decoloración de la solución. Observar los cambios producidos y anotar en el cuadro. d. Reacción de formación de complejos (cuadro 5.4): i. Disponer de 2 tubos de ensayo pequeños y limpios. ii. Agregar al primer tubo 1 mL de FeCl3 0.1M y luego 3 gotas de KSCN 0.1M. Agitar y anotar observaciones. iii. En el segundo tubo agregar 1 mL de CuSO4 0.1M y luego 1 mL de NH3 6 M. Agitar y anotar sus observaciones en el cuadro.

CÁLCULOS Y RESULTADOS: 1. Cuadro 5.1: Reacciones de precipitación REACCIONES Ecuación general 1

Ecuación iónica total

AgCl (s) + NaNO 3 (ac)

Na+(ac) + Cl- (ac) + Ag+(ac) + NO3 -(ac) → AgCl (s) + Na+ (ac)+ NO3-(ac)

Cl-(ac) + Ag+(ac) → AgCl (s)

Iones espectadores

Na+ y NO3-

Ecuación general

BaCl2 (ac) + Na2SO4 (ac) → BaSO4 (s) + 2NaCl (ac)

Ecuación iónica total

4

→

Ecuación iónica neta

2

3

NaCl (ac) + AgNO 3 (ac)

Ba+ (ac) + Cl2- (ac) + Na2+ (ac) + SO4-2(ac) →BaSO4 (s)+ 2Na+ (ac) + 2Cl- (ac)

Ecuación iónica neta

Ba+ (ac) + SO4-2(ac) →BaSO4 (s)

Iones espectadores

2Na+ y 2Cl-

Ecuación general

FeCl3 (ac) + 3NaOH (ac) → Fe(OH)3 (s) + 3NaCl (ac)

Ecuación iónica total

Fe+(ac) + Cl-3 (ac) + 3 Na + (ac) + OH-(ac)→ Fe(OH)3 (s) + 3 Na + (ac) + Cl-3 (ac)

OBSERVACIONES Precipitación parcialmente blanca. La coloración blanca se da gracias al NaCl, sin embargo como este es menos denso que el AgNO3, la coloración se nota en la parte superior. Precipitación completamente blanca. El BaCl2 le da esa coloración blanca, incluso se puede llegar a apreciar que se forman burbujas Precipitación parcialemente de color rojo sangre. Se puede apreciar

Grupo 01

Ecuación iónica neta

Fe+(ac) + OH-(ac)→ Fe(OH)3 (s)

Iones espectadores

Cl-3, 3Na+

Ecuación general

Pb(NO3)2 (ac) + K2CrO4 (ac) → PbCrO4 (s) + KNO3 (ac)

Ecuación iónica total

Pb+2(ac) + (NO3)2- (ac) + K2+(ac) + CrO4 (ac) → PbCrO4 (s) + 2K+ + 2(NO3)- (ac)

Ecuación iónica neta

Pb+2(ac)+ CrO4(ac) → PbCrO4 (s)

Iones espectadores

2(NO3)- y K2+

4

que hay una zona la cual está transparente; e incluso se puede observar que no es homogénea. Precipitación completamente amarilla. Se aprecia también que es una mezcla homogénea.

2. Cuadro 5.2: Reacciones ácido – base: REACCIONES Ecuación general

CH3COOH(ac) + NaOH(ac) → CH3COONa(ac) + H2O(l)

Ecuación iónica total

Acido + Base → Sal + Agua

1

CH3COO-(ac) + H+ + Na+(ac) + OH-(ac) → CH3COO-(ac) + Na+(ac) + H2O(l) Ecuación iónica neta iones espectadores Ecuación general

2

Ecuación iónica total

H+ (ac) + OH-(ac) → H2O(l) CH3COOHCl(ac) + NH4OH

→

OBSERVACIONES La reacción ha dado como resultado un color rosa. Ya que la sosa cáustica es un sólido, esta mezcla es heterogénea.

Na+ NH4Cl(ac) + H2O(l)

Acido + Base → Sal + Agua

La reacción dio como resultado un color blanco.

H+ (ac)+ Cl-(ac)+NH4+(ac) + OH-(ac)→NH4+(ac)+ Cl-(ac)+ H2O(l) Ecuación iónica neta

H+ (ac) + OH-(ac) → H2O(l)

iones espectadores

Cl- NH4+

Ecuación general Ecuación iónica total 3

MgCl2(ac) + H2O(l)

Acido + Base → Sal + Agua Mg+2(ac) + (OH)2-(ac) +2 H+(ac) + 2Cl- (ac) → Mg+2(ac)+Cl2-(ac) + H2O(l)

Ecuación iónica neta iones espectadores

5

Mg(OH)2 + 2HCl (ac) →

(OH)2-(ac) + 2H+(ac) → H2O(l) Mg+2(ac)

Precipitación completamente blanca. El BaCl2 le da esa coloración blnca, incluso se puede llegar a apreciar que se forman burbujas

2Cl-(ac)

Grupo 01

3. Cuadro 5.3: Reacciones de óxido – reducción: REACCIONES

Observaciones

K2Cr2O7(ac) + H2SO4(ac) + FeSO4(ac) → Fe2(SO4)3(ac) + Cr2(SO4)3(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l) Fe2+

Oxidación

1

Reducción

→

Fe3+ + 1e-

Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O

La reacción da como resultado un color negro, después de mover la mezcla constantemente.

Agente oxidante Agente reductor KMnO4(ac) + H2SO4(ac) + H2O2(ac) → K2SO4(ac) + H2O(l)

MnSO4(ac) + O2(g) +

Oxidación

2

Reducción Agente oxidante

El pedazo de zinc se ha recubierto de cobre. Se ha producido la reacción química entre el sulfato y el zinc.

Agente reductor

4. Cuadro 5.4: Reacciones de formación de complejos: REACCIONES Ecuación general

FeCl3(ac) + KSCN(ac) → K3[Fe(SCN)6](ac) + KCl(ac)

Ecuación iónica total 1

Ecuación iónica neta iones espectadores

Ecuación general 2

CuSO4(ac) + NH3(ac)

Ecuación iónica total

→ [Cu(NH3)4]SO4(ac)

OBSERVACIONES FeCl3 se encontraba de un color anaranjado claro, pero al reaccionar KSCN se torna de un rojo sangre. Además la sustancia se mantiene en la parte superior. La reacción pasa de un color verde agua a un color azul.

Ecuación iónica neta iones espectadores

DISCUSIÓN DE RESULTADOS: ●

6

Después de realizar las observaciones se pudo inferir que tipo de reacción se había llevado a cabo, y esto se confirmó al establecer la ecuación química de cada una de ellas. Las más sencillas de visualizar fueron las reacciones de precipitación ya que se pudo apreciar la formación de un compuesto sólido a partir de dos compuestos acuosos,esto indica que se produjo un compuesto insoluble denominado sólido precipitado (Chang, 2002).

Grupo 01

●

●

●

En los experimentos presentados, hay casos en los cuales al agregar cierta cantidad de una sustancia esta no produce algún cambio, por lo que se aplica más de dicha sustancia. En muchos casos no es fácil detectar en qué momento se da una reacción química; Sin embargo podemos servirnos de indicadores como el color en el que cambia una sustancia al añadirle otra. (Rafael Jimenez, Pastora Torres, 2015) Se puede dar el caso de encontrar 2 colores en una misma reacción. Una razón de esto es que algunas sustancias son más densas que otras. Debemos recordar que la densidad no es la misma en todas las sustancias aunque en tamaño y proporción sean iguales; sin embargo, también puede ser gracias a un factor de la temperatura o presión del solvente el cual evita que se logre una mezcla homogénea. (María Estela Raffino, 2020) Los colores resultantes de las reacciones ácido-base están directamente relacionados con los elementos participantes de la reacción, en especial de la fenolftaleína. Este cambio de color se denomina viraje y de manera general indica el pH de la reacción. Si tiene un pH muy ácido (menor a 0) toma una coloración anaranjada, si tiene un pH básico (entre 8.2 y 9.8) toma una coloración rosada y en el resto de casos la solución es incolora. Como mencionan los científicos M. Liso Jiménez, Manuel Torres Rut y Esteban y Francisco Salinas Lopez “en el intervalo de viraje, el color que se aprecia es una mezcla de los dos colores”, haciendo referencia a los colores anaranjados y rosados previamente mencionados.

CONCLUSIONES: ●

●

●

La presencia de iones diferentes a los implicados en el equilibrio de precipitación en la disolución también afecta a la solubilidad del precipitado. Al aumentar la concentración iónica total de la disolución, esto es, su fuerza iónica, también aumentan las interacciones electrostáticas entre los iones, con lo que la concentración efectiva (actividad) de los diferentes iones disminuye. El balanceo de ecuaciones consiste en equilibrar los reactivos y productos de las fórmulas. Para ello, sólo se agregan coeficientes cuando se requiera pero no se cambian los subíndices al realizar el balanceo buscamos que se cumpla la Ley de la conservación de la materia. Después de lo investigado podemos decir que las reacciones de precipitación son reacciones en las que se forma un producto insoluble (no se disuelve) en el medio, normalmente agua. Cuando una sustancia iónica se coloca en un disolvente, sus iones pueden separarse (disolverse) o permanecer juntos (no se disuelve). Una reacción ácido-base es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base produciendo sal (cualquier compuesto iónico cuyo catión provenga de una base). A comparación de los reactivos que forman complejos, los más empleados son compuestos orgánicos que tienen varios grupos de donadores de electrones capaces de formar enlaces covalentes coordinados con los iones metálicos. Por otro lado, una reacción de oxidación-reducción, o reacción redox, es un proceso en el que se produce una transferencia de electrones. En el proceso de oxidación se produce una pérdida de electrones, y en el proceso de reducción se produce una ganancia de electrones, de tal manera que cuando una especie se oxida, los electrones liberados son captados por otra especie.

RECOMENDACIONES: ● ● ●

7

Tratar los materiales de laboratorio con cuidado, ya que son frágiles y pueden llegar a romperse en caso de un mal uso. Usar los materiales de protección necesarios al realizar los experimentos, ya que los reactivos pueden ser dañinos para el ser humano. Observar y anotar cuidadosamente la coloración de la solución, ya que esta es un gran indicador de su pH y de los reactivos usados.

Grupo 01

● ● ●

Para la práctica 1 del cuadro 5.2, se agregara una gota de NaOH 1M y se agita hasta que se aprecie un cambio. Usar fenolftaleína en las reacciones ácido base como indicador para el pH de la solución. Tener las tablas de cationes y aniones comunes a la mano para así poder realizar rápidamente las diferentes ecuaciones.

REFERENCIA BIBLIOGRÁFICAS: ● ● ● ● ● ● ● ●

● ● ● ● ● ● ●

North Carolina School of Science and Mathematics. (2011). Double Displacement Reaction of AgNO3 and NaCl. YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=eGG3EI4mwok Méndez, A. (2010). Reacciones de precipitación. La Guía de Química. https://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/reacciones-de-precipitacion North Carolina School of Science and Mathematics. (2011). Double Displacement Sodium Sulfate and Barium Chloride. YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=XaMyfjYLhxU Euskadi. (s. f.). Reacciones ácido-base. Concepto y teorías - hiru. Hiru.eus. https://www.hiru.eus/es/quimica/reacciones-acido-base-concepto-y-teorias Jaymer Andrada. (2018). FeCl3 + NaOH reaction [Fe(OH)3 precipitate formation]. YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=euDKCfDjF_o L.M.D.N. (s. f.). Las reacciones químicas. La manzana de newton. https://www.lamanzanadenewton.com/materiales/aplicaciones/lrq/lrq_rq.html Chang, R. (2002). Química Chang (Septima edicion). McGraw-Hill. Reacciones de oxidación-reducción (redox) (artículo). (s. f.). Khan Academy. https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry-beta/x2eef969c74e0d802:chemical -reactions/x2eef969c74e0d802:oxidation-reduction-redox-reactions/a/oxidation-reduc tion-redox-reactions Mr Ferchuz. (2013). Reacción química - Precipitación de Ioduro de plomo (II). YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=MJVwgRMbYdA Rojas Lizette. (2016). Práctica en el laboratorio de química OXIDO - REDUCCIÓN. YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=Miw41E2E6c8 Chang, R. (2010). Química. McGraw Hill. México DF. México. Liso, R. J. M. (2003). El razonamiento causal secuencial en los equilibrios ácido-base múltiples. Dipòsit Digital de Documents de la UAB. https://ddd.uab.cat/record/1602 Ciencia: Ciencia y Tecnología. (2016). REDOX. Sulfato de Cobre + Zinc. Experimento. Reacción Oxidación-Reducción. Zn + CuSO4. YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=pG6KIMkywbQ&t=10s MrLundScience. (2018). Iron III Chloride Reaction With Potassium Thiocyanate (FeCl3 + KSCN). YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=lEraxU3r1ko Khuất Văn Quyên. (2019). NH3 + CuSO4. YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=BbJGOy2HOzc

ANEXO:

1. Balancear en medio ácido las siguientes ecuaciones, indicando las semirreacciones de óxido – reducción. Así mismo, indicar el agente oxidante y el agente reductor: a. (Cr2O7)2- (ac) + I1→ Cr3+ (ac) + (IO3)1- (ac) i. semirreacción: (Cr2O7)2- → Cr3+ reducción (I)1→ (IO3) 1oxidación ii. El agente reductor es el (Cr2O7) 2- y el agente oxidante es el Ib. I2 (s) + (OCI)1- (ac) → (IO3)1- (ac) + Cl1- (ac) i. semirreacción: I2 → (IO3)1oxidación (OCI)1- → Cl1reducción

8

Grupo 01

ii.

El agente reductor es el (OCI)- y el agente oxidante es el I2

2. ¿Cuál es la reacción química por la cual el bicarbonato de sodio actúa como antiácido de la acidez estomacal y qué tipo de reacción es? a. HCl(aq) + NaHCO3(s) = NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) b. Es una reacción de neutralización, estas se dan cuando cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produc...