martes, 19 de febrero de 2013

Práctica 8


Instituto Tecnológico de Estudios Superiores de Monterrey
Campus Puebla
Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas
Departamento de Biotecnología

Laboratorio de Química Experimental-Q.1014.01
Dr. Isaac Monroy
Mtro. Víctor H. Blanco

Práctica 8: Transformaciones de la materia / reacciones químicas.
Equipo 7:
Laura Barba Castillo A01322562
Alejandro Larios Campos A00399515
Rodrigo E. Hernández Jiménez A01324406
Brenda Berenice Jerónimo Atanacio   A01324138

Fecha de entrega: martes 19 de enero de 2013



Objetivo:
Analizar los cambios que ocurren en una reacción química y la evaluación de su rendimiento.

Introducción
Una reacción química es lo que ocurre cuando dos o más sustancias interactúan para dar lugar a otras diferentes. Se compone de dos partes, los reactantes, sustancias que inician la reacción, y los productos, que son sustancias que se forman al ocurrir la reacción. Las reacciones se clasifican en:
·         Reacciones exotérmicas: al ocurrir desprenden calor.
·         Reacciones endotérmicas: al ocurrir absorben calor.

De manera particular se clasifican en:
   o   Reacciones de síntesis: Reacciones en las que se forma un compuesto a partir de sus componentes.
Ejemplo: 2Cl + O2 à 2Cl2O
   o   Reacciones de descomposición: Reacciones que se logran cuando al aplicar algún tipo de energía, un compuesto es separado en dos o más sustancias.

Ejemplo: 2KClO3 à 2KCl + 3 O2
   o   Reacciones de sustitución simple: Cuando interactúan una sustancia simple y un compuesto, donde la sustancia simple intercambia posición con otra del compuesto dejándola libre.

Ejemplo: Mg + 2HCL à MgCl2 + H2
 o Reacciones de doble sustitución: Estas reacciones se dan al intercambiar dos compuestos entre sí a uno de los elementos que constituye a cada uno de ellos.

Ejemplo: Pb (NO3)2 + 2KI à  PbI2 + 2K NO3
 (De anda, 2005)

Los cálculos estequimétricos son elementos básicos del químico para poder predecir las cantidades de materia que participan en una reacción química. La estequiometria tiene que ver con la cantidad de sustancia que participa en una reacción y de ésta manera se puede calcular analíticamente el reactivo limitante y la cantidad de productos.

El reactivo limitante es aquel del que la reacción dependerá, una vez que éste sea consumido la reacción finalizara  y ya no se podrán obtener una mayor cantidad de productos. Los reactivos en exceso son aquellos que exceden las proporciones requeridas en la ecuación, es conveniente que exista un reactivo en exceso respecto a las cantidades teóricamente necesarias debido que así se obtendrá un mayor de colisiones, las cuales aceleraran la reacción. 

La ley de conservación de la masa  indica que existe la misma cantidad de materia antes y después de cualquier reacción química. En un sistema aislado la masa del sistema permanece constante, independiente de los cambios que tengan lugar dentro del sistema. Ésta es la base del llamado balance de materia de un proceso. Para poder balancear una ecuación se deben modificar los coeficientes que cumplan con la ley. (Watson & Hougen 2006)

Desarrollo

Experimento 1.a. Reacción de descomposición de la papa
1.      Se cortaron rodajas de papa cruda y se colocaron en un vidrio de reloj.
2.      Se agregaron gotas de peróxido de hidrógeno al 10% v/v y 20% v/v.
3.      Se observó y anotó.


Experimento 1.b. Descomposición o análisis
1.      Se pesó 1g de KClO3 y se colocó en un tubo de ensayo.

Figura 1. Pesado de 1g de KClO3.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

2.      Se calentó un poco el tubo con ayuda de una pinza para tubo de ensayo.

Figura 2. Calentamiento del KClO3.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

3.      Después de calentar un minuto, se introdujo un cerrillo prendido.


Experimento 2.a.
1.      Se agregaron 3 gotas de naranja de metilo en el matraz Erlenmeyer con 250 ml de agua. Se midió el pH del agua  presentando neutralidad.
2.      Se procedió a pesar aproximadamente 0.5 g de azufre, después de colocaron en la cucharilla de combustión.

Figura 3. Azufre.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla

3.      Sucesivamente, se colocó la cucharilla con el azufre en la flama del mechero de bunsen hasta que se logró observar la combustión, se quitó la cucharilla del fuego.

Figura 4. Calentamiento del azufre.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla


4.      Se introdujo la cucharilla con el azufre y una pequeña flama en el matraz con agua e indicador, se tomó en cuenta que la flama no debe tocar el agua. Después se utilizó el tapón sin horadar para sujetar la cucharilla y para que no se escapara el gas producido por la combustión del azufre.
5.      Gradualmente, se dejó durante 15 minutos que el gas producido por la combustión del azufre reaccionara con el agua con indicador. La reacción presentó una coloración rojiza. Como se muestra en la imagen.

Figura 5. Matraz Erlenmeyer con la reacción producida por la combustión del azufre y el agua. Se observa la coloración rojiza de la reacción.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

6.      Al pasar los 15 minutos la reacción presentó una acidez moderada.
7.      Se anotó lo observado en la tabla de registro.
8.      Los residuos resultantes del experimento fueron vaciados al desagüe por no presentar un alto nivel de acidez.
9.      En seguida se lavaron los instrumentos de laboratorio utilizados en el experimento.


Experimento 2.b. Reacción de síntesis
1.      Se colocó Hierro en una cucharilla.

Figura 6. Hierro en la cucharilla.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

2.      Se puso la cucharilla en la flama del mechero.
3.      Se anotaron las observaciones.


Experimento 3.a. Reacción de la moneda de cobre
1.      Se colocaron dos monedas de cobre en un vidrio de reloj cada una.

Figura 7. Moneda de cobre.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

2.      En una moneda se colocaron unas gotas de la dilución de nitrato de plata y en la otra de solución de mercurio.


Figura 8. Moneda de la izquierda con nitrato de plata y la de la derecha con solución de mercurio.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

3.      Se esperó un tiempo a que en las monedas ocurriera un cambio.
4.      Se limpiaron las monedas.
5.      Se anotaron las observaciones.


Experimento 3.b. Sustitución simple
1.      Se rotuló un tubo de ensayo con la etiqueta: CuCO4 + Zn
2.      Se tomaron 3ml de una solución de Sulfato de cobre 1M y se colocaron en un tubo de ensayo.
3.      Se agregó una pequeña cantidad de zinc en el tubo.

Figura 9. Sulfato de cobre 1M más zinc
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

4.      Se hicieron observaciones a los 15 y 30min.


Experimento 4.a.
1.      Se llenaron dos tubos de ensayo a 1/3 de su capacidad con agua destilada.
2.      Al primer tubo se le agregó una pizca de NaCl y al otro una pizca de NaNO3.
3.      Después se agitaron ambos tubos hasta que los compuestos se disolvieron en el agua.
4.      Se procedió a agregar NaCl al tubo que contenía al NaNO3. Se anotó lo observado en la tabla de registro. La siguiente imagen muestra lo que sucedió en la reacción.
5.      Alrededor de 5 minutos después se filtró el compuesto resultante de la dilución utilizando papel filtro y un embudo de filtración rápida.

Figura 10. Tubo de ensayo que contiene los compuestos obtenidos después de la reacción. Obsérvese que la mezcla se presenta en dos fases una acuosa (parte superior del tubo) y otra solida (parte inferior).
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

6.      La parte acuosa de la mezcla fue vaciada a un matraz Erlenmeyer y la parte solida se contuvo en el papel filtro que después de la filtración fue colocado en un vidrio de reloj.

Figura 11. Papel filtro con la parte solida de la reacción después de ser separada de la parte acuosa por medio de la filtración.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

7.      Se hicieron las anotaciones de acuerdo a lo observado.
8.      Los residuos sólidos fueron colocados en el bote de residuos sólidos, la parte acuosa fue vaciada al desagüe por no presentar riesgos.
9.      Los instrumentos de laboratorio utilizados en este experimento fueron lavados correctamente y colocados en el lugar apropiado.

  
Experimento 4.b. Sustitución doble
1.      Se rotuló un tubo de ensayo con la etiqueta: CaCO3 + HCl 0.1N
2.      Se colocó una pequeña muestra de carbonato de calcio en un tubo de ensayo.
3.      Se agregaron 4ml de HCl 0.1N
4.      Se anotaron las observaciones.


Experimento 5.a. Sustancias orgánicas e inorgánicas
1.      Se encendió el mechero.
2.      Se colocaron unas gotas de etanol en una cucharilla.
3.      Se calentó en el mechero.
4.      Se anotaron las observaciones.
5.      Se limpió la cucharilla y se repitió el experimento para NaCl, ácido benzoico, ácido cítrico y óxido de zinc.
6.      Se clasificaron las sustancias como orgánicas o inorgánicas.


Ejercicio final
1.      Se completó la tabla 11 observando el tipo de reacción presentada.

Resultados

Experimento 1.a. Reacción de descomposición de la papa.
Para los dos trozos de papa a los que se agregó peróxido de hidrógeno se obtuvieron burbujas blancas en la superficie de la papa.


Figura 12. Papa con agua oxigenada al 10% v/v
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.



Figura 13. Papa con agua oxigenada al 20% v/v
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.


Figura 14. Papas con agua oxigenada.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.


Tabla 1.
Número de rodaja
Características
Observaciones
1
Color inicial
Amarillo

Color final
Blanco

Cantidad de burbujas
Media
2
Color inicial
Amarillo

Color final
Blanco

Cantidad de burbujas
Media
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

·         ¿Cómo afectó la concentración del peróxido en la reacción?
A mayor concentración, se debe producir una cantidad mayor de burbujas.


Experimento 1.b. Descomposición o análisis
El cerillo se introdujo prendido y a la hora de entrar, la flama se apagó pero quedó en punto de ignición y se observaron chispas y luz.

Figura 15. Reacción del KClO3 con el cerillo.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Tabla 2.
Reactivos
Productos
Observaciones
KClO3
O2 + KCl
Chispas y luz



Experimento 2.a.
Al llevarse a cabo las reacción de síntesis, se observó que en la primera se obtuvo dióxido de azufre cuando este se combustionó. También, hubo algunos cambios en la concentración de [H+] durante la segunda reacción ya que el pH cambio a 3 y al finalizar la reacción el pH se mostró en 5.

Tabla 3.
Color del agua + anaranjado de metilo
Color final del agua
Amarillo
Rojo
pH inicial
pH final
7
5
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

·         Minutos transcurridos para el vire de color: 2min
·         ¿Qué papel juega el naranjado de metilo en la reacción? Como un indicador que muestra el momento en el que el agua se combina con los  óxidos de azufre producido por la combustión con el agua para darle un carácter ácido.
·         ¿Cuál es el rango de vire del indicador? Rojo 3.1 – 4.4 Amarillo


Experimento 2.b. Reacción de síntesis
El hierro de la cucharilla junto con el oxígeno del aire formaron óxido de hierro, el cual es negro y quedó pegado a la cucharilla.


Figura 16. Reacción del hierro en el mechero.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.



Figura 17. Óxido de hierro.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Tabla 4.
Reactivos
Productos
Observaciones
Fe + O2
FeO2
Muy flamable


Experimento 3.a. Reacción de la moneda de cobre
Las monedas, de color anaranjado originalmente, cambiaron a negro y plateado en el área dónde se aplicó el nitrato de plata y el cloruro de mercurio respectivamente. El resto mantuvo su color original.


Figura 18. Moneda con nitrato de plata.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.


Figura 19. Moneda con solución de mercurio.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Tabla 5.
Observaciones de la moneda limpia
Observaciones de la moneda después de la adición de
Color cobre
AgNO3
HgCl2
Color negro
Color plateado
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

·         Reacciones que ocurrieron en las monedas:
Cu + AgNO3 à Ag + Cu (NO3)2
Cu + HgCl2 à Hg + CuCl2

·         Se requiere cubrir una figura de cobre con una superficie equivalente a 1.5 g de Cu con una solución 1 M de nitrato de plata. ¿Qué volumen de solución se requiere?
8.83ml de nitrato de plata.

2AgNO3 + Cu à Cu(NO3)2 + 2Ag(s)

Volumen= (1000ml/1molAgNO3 ) (1molAgNO3/1molAg) (1molAg/107.87gAg) (1.5g) = 13.91ml de la disolución 1M.

Experimento 3.b. Sustitución simple
En la reacción del sulfato de cobre con el zinc, la parte líquida perdió su color, mientras que la parte sólida cambió de plateado a color cobre. Esto debido a la reacción ocurrida donde los productos son sulfato de zinc y cobre.
A los 15 minutos:


Figura 20. Reacción del sulfato de cobre con zinc a los 15min.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

A la media hora:


Figura 21. Reacción del sulfato de cobre con zinc a los 30min.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Tabla 6.
Reactivos
Productos
Observaciones
CuSO4 + Zn
ZnSO4 + Cu
El sulfato de cobre al convertirse en sulfato de zinc se vuelve casi incoloro. Se produce cobre que precipita


Experimento 4.a.
La reacción que se observó en este experimento fue una de sustitución doble ya que los compuestos se descompusieron en iones separados durante la reacción para poder formar compuestos diferentes. Los productos mostraron propiedades físicas diferentes a los reactivos ya que estos se mostraron en dos fases una sólida y disuelta en la parte acuosa. 

Tabla 7.
Tubo
Color de la solución inicial
AgNO3
Incolora
NaCl
incolora

Tabla 8.
Reacción tubo 1 + tubo 2

Color del precipitado
Blanco
Color de la solución
Blanco

·         Escribe la reacción balanceada
AgNO3 + NaCl à AgCl + NaNO3
·         Tomando en cuenta la solubilidad de los productos ¿Qué es el compuesto del papel filtro?
Cloruro de plata
·         ¿Qué es el compuesto del matraz Erlenmeyer?
Nitrato de sodio


Experimento 4.b. Sustitución doble
El tubo con el carbonato de calcio despendió calor cuando se agregó el ácido clorhídrico. La mezcla se puso turbia y se formó un precipitado blanco.



Figura 22. Reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídrico.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Tabla 9.
Reactivos
Productos
Observaciones
HCl + CaCO3
CaCl2 + H2O + CO2
Reacción exotérmica


Experimento 5.a.
Se observaron las reacciones de diversas sustancias al ponerlas a la flama, con ello se puede saber si la sustancia es orgánica o inorgánica, ya que estas últimas no son flamables.

*Etanol
Figura 23. Reacción del etanol al mechero.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

*NaCl

Figura 24. Reacción del NaCl al mechero.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

*Ácido benzoico

Figura 25. Reacción de ácido benzoico al mechero.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

*Ácido cítrico

Figura 26. Reacción del ácido cítrico al mechero.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

*Óxido de zinc

Figura 27. Reacción del óxido de zinc al mechero.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Tabla 10.
Sustancia
Observaciones durante la combustión
Orgánico / inorgánico
Etanol
Muy flamable. Flama amarilla
Orgánico
NaCl
No flamable.
Inorgánico
Ácido benzoico
Muy flamable. Flama naranja
Orgánico
Ácido cítrico
Muy flamable. Flama naranja
Orgánico
Óxido de zinc
Cambió a amarillo. No flamable
Inorgánico
http://www.insht.es/InshtWeb/Contenidos/Documentacion/TextosOnline/EnciclopediaOIT/tomo4/104_02.pdf


Discusión

Experimento 1.a. Reacción de descomposición de la papa
Se observó formación de burbujas al colocar H2O2 en las rodajas de papa cruda, debido a la formación de hidrogeno de acuerdo con la siguiente reacción de descomposición:

2 H2O2  (ac) à 2H2O(l)  + O2(g)

Esta reacción se da de forma rápida debido a  la acción catalítica de la enzima catalasa, una enzima presente en los organismos aerobios como la papa (Solanum tuberosum). Al aumentar la concentración de solución de peróxido de hidrógeno de 10% a 20%, se aumenta la concentración de sustrato, lo que en conformidad con el modelo cinético de Michaelis-Menten, conlleva a un aumento en la velocidad de la reacción y por consecuencia, un aumento en la formación de burbujas. (Harvey et al, 2007)


Experimento 1.b. Descomposición o análisis
Se observó la formación de burbujas al calentar la muestra de clorato de potasio debido a la formación de oxígeno de acuerdo con la siguiente reacción de descomposición:

2 KClO3(s)  à 2KCl(s) + 3O2(g)

El oxígeno generado a partir de la reacción saturó el ambiente interno del tubo de ensayo, por lo que se pudo confirmar su presencia al introducir un cerillo encendido, cuya combustión se incrementó liberando calor y luz. (Cabrerizo et al, 2008)


Experimento 2.a. Reacción de síntesis en la formación de lluvia ácida
La lluvia ácida presenta un pH entre un rango de 4.5 a 5.6 y en ocasiones aproximado a 7 por la presencia de álcalis en la atmosfera. Este fenómeno es causado principalmente por la mezcla de óxidos de azufre, óxidos de nitrógeno con vapor de agua en la atmosfera lo cual provoca que el vapor de agua tome un carácter ácido. Al presentarse la precipitación, esta nueva mezcla es cuando se presenta la lluvia ácida. Este efecto ácido de la lluvia es un riesgo para la salud de quienes presencian este fenómeno. (Corporación Universitaria Lasallista, 2004).
Lo interesante de este experimento no estaba tan enfocado a demostrar cómo se presenta la lluvia ácida, sino como es que se lleva a cabo una reacción de síntesis que prácticamente consiste en la unión de compuestos sencillos para formar compuestos más complejos mediante una reacción.
Las reacciones presenciadas durante el experimento fueron las siguientes:
S + O2 à SO2
2SO2 + 2H2O + O2 à 2H2SO4

La primera reacción se llevó a cabo durante la combustión del azufre contenido en la cucharilla. La segunda se realizó cuando el gas liberando de la combustión de azufre fue introducido al matraz Erlenmeyer que contenía agua. El pH de la parte acuosa disminuyó. 


Experimento 2.b. Reacción de síntesis
Al calentar el hierro laminar en el mechero se observó la formación de una llama amarilla y un producto final gris.  El hierro laminar es pirofórico, por lo que al entrar en contacto con el aire o la humedad de éste, reacciona violentamente desprendiendo luz y calor. El producto final de la reacción es óxido de hierro, (observado como un reactivo gris) de acuerdo con las siguientes reacciones:

4Fe(s) + 3 O2 (g) → 2Fe2 O3 (s)
3Fe(s) + 2 O2 (g) → Fe3 O4 (s)
Fuente. Angelo, 2008



Experimento 3.a. Reacción de la moneda de cobre

Al agregar nitrato de plata en la moneda de cobre se produjo una reacción óxido reducción, donde el Cu pasa a Cu2+, mientras que la plata pasa de Ag+ a Ag metálica. Esto se debe a la reacción de sustitución simple que ocurrió; donde el metal, en este caso el cobre, desplazó al ión plata. Como se obtiene plata sólida la moneda se cubre de color negro.

Para la reacción con el cloruro de mercurio ocurre lo mismo. Al obtener el mercurio sólo se cubre la moneda de plateado (color del mercurio puro).

La reacción de simple sustitución es la siguiente: A + BC → AC + B
Fuente. Raymond, 2008


Experimento 3.b. Sustitución simple
En la reacción de sulfato de cobre (II) con el zinc metálico se observó que la solución se volvió incolora conforme el cobre metálico de depositaba en el fondo del tubo; la disolución restante contenía sulfato de zinc.

En esta reacción de desplazamiento el metal más reactivo es el zinc, el cual desplaza a los iones del metal menos reactivo, el cobre, de la disolución acuosa. Los metales zinc y cobre no se ionizan ni se disocian en contacto con agua, tanto el sulfato de cobre como el sulfato de zinc son sales solubles y se escriben en forma iónica.

La reacción ocurrida en el tubo fue la siguiente: CuSO4 + Zn à ZnSO4 + Cu
Fuente. Raymond, 2008




Experimento 4.a.

La reacción de doble sustitución prácticamente consiste en el intercambio de iones entre dos compuestos. Una forma de representar la reacción es la siguiente:
AB+CD →AD+BC
Como se observa en la ecuación, al realizarse la reacción, el ion A se unió al ion D y el ion B al C. La reacción que se llevó a cabo en el experimento fue entre nitrato de plata más cloruro de sodio en solución acuosa para producir cloruro de plata más nitrato de sodio. A continuación se muestra la ecuación de la reacción.
AgNO3 + NaCl à AgCl + NaNO3
Al producirse la doble sustitución se presentó la formación de una parte solida de color blanco que corresponde al cloruro de plata por ser insoluble en agua (CIMA, 2009). Y la parte liquida corresponde la nitrato de sodio por ser una sal soluble en agua (Brubaker).


Experimento 4.b. Sustitución doble
Al mezclar carbonato de calcio con ácido clorhídrico se observó la formación de burbujas. Esto es debido a una reacción de sustitución doble en la cual se llevó a cabo un intercambio iónico de acuerdo con la siguiente ecuación:

HCl(ac) + CaCO3 (s) à CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2(g)
Fuente. Kotz, 2005


Experimento 5.a.
En la combustión se combina el oxígeno y con reactivos orgánicos. Esto se observó al utilizar el etanol, el ácido benzoico y el ácido cítrico como reactivos. Estos compuestos son orgánicos y sus estructuras se presentan a continuación:


Figura. (de arriba a abajo)Estructuras químicas del etanol, el ácido benzoico y el ácido cítrico.
Fuente.  PubChem, 2012. 

En cuanto al cloruro de sodio y el óxido de zinc, como se esperó no se observó combustión en la llama.


Cuestionario
1.      Para las siguientes ecuaciones escríbalas con la fórmula respectiva y balancéelas por tanteo.
a)      Oxigeno + hidrogeno à agua
O2 + 2H2 à 2H2O

b)      Cloruro de bario + nitrato de plata à Cloruro de plata + Nitrato de bario
            BaCl2 + 2AgNO3 à 2AgCl + Ba (NO3)2

2.      Balancee por tanteo las siguientes ecuaciones:
a)      N2 + O2  à  2NO
b)      2NO(g) + O2(g)  à 2NO2(g)
c)      2NO2 + H2O   à  HNO3 + HNO2

3.      Prediga los productos de cada una de las siguientes reacciones:
a)      Mg (OH)2 + 2HCl (aq) à MgCl2 + 2H2O
b)      BaO (s) + Al (s) à Al2O3 + Ba
c)      CaO (s) + SiO2 (s) à CaSiO3
d)      2CO + O2 à 2CO2
e)      SrCl2 + Na2SO4 à 2NaCl + Sr(SO4)2
f)       Sn(NO3)2 + 2KI  à 2KNO3 + SnI2

4.      Si se quema 1.5 g de Mg metálico en presencia de oxígeno ¿Cuántos gramos de MgO se obtiene?
2Mg + O2 à 2MgO
1 mol Mg = 48.62g Mg
1 mol MgO = 80.62g MgO
MgO(1.5g Mg) = [(1.5g Mg) (80.62g MgO)] / (48g Mg) = 2.48g MgO

 5.      Determina el tipo de reacción

a)      2H2O → 2H2+ OReacción de descomposición
b)     3H2SO4 + 2Al → Al2(SO4)3 + 3HReacción de desplazamiento
c)      NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3   Reacción de doble sustitución
d)      2SO2 + O2 → 2SO3   Reacción de síntesis
e)      4P + 2O5 à 2P2OReacción de síntesis 



6.      Defina los siguientes términos:

a)      Ecuación química. Una reacción química es un proceso de transformación de unas sustancias en otras. Las sustancias originales con las cuales comienza una reacción química se denominan reactivos. Las sustancias que se obtienen al efectuarse una reacción se denominan productos. Entre el inicio y el final de una reacción, existe un mecanismo o modo de efectuarse la reacción.
Existen diferentes tipos de reacciones: reacciones de síntesis, descomposición, simple y doble sustitución. En general una reacción se representa por:
aA + bB = cC + dD
Donde a, b, c, y d son coeficientes estequimétricos. A, B, C y D son las fórmulas de las sustancias interactivas.
Es posible alterar el curso de una reacción de diferentes maneras. Existen factores  que las afectan leve o fuertemente: el calor, naturaleza de las sustancias, presión externa o interna, la concentración de reactivos y otras sustancias llamadas catalizadores. (Correa, 2002)

b)      Balanceo de ecuaciones. Balancear una ecuación significa determinar cuántas moléculas de cada sustancia deben mezclarse y cuantas moléculas de cada sustancia se obtienen como resultado. El balance de ecuaciones químicas consiste en igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la reacción.

Existen diversos métodos de balanceo como:

Ø  Tanteo. Consiste en un método prueba-error en  que sirve para ecuaciones simples.
Ø  Método algebraico. Consiste en ir formando ecuaciones para cada elemento del primero y segundo  miembros de la ecuación.
Ø  Oxido-reducción. El mismo número de átomos aparecerá en los productos y en los reactivos de la ecuación, y la suma de las cargas eléctricas de todas las especies en cada lado de la ecuación deben ser las mismas. El balance  de cargas garantiza que el número de electrones producidos en la oxidación, sea igual al número de electrones consumidos en la reacción. (Oteyza, 2003)

c)      Reactivo limitante. Se llama reactivo limitante al reactivo que controla la marcha de una reacción química, pues ésta finaliza cuando se agota el mismo. Los pasos a seguir en los problemas con un reactivo limitante son:

1.      Determinación de las cantidades de reactivos (en mol
2.      Obtención del reactivo limitante a partir de las cantidades (en mol) requeridas en la reacción mediante la reacción estequimétrica de la ecuación química ajustada, que proporciona también  el reactivo que está en exceso.
3.      Realización de los cálculos de acuerdo al reactivo limitante (Cabrerizo et al. 2008)



7.      EJERCICIO FINAL DE TIPOS DE REACCIONES: En la siguiente tabla se encuentran ubicados los resultados de algunos experimentos: Clasifique por tipo de reacción. (Combustión, desplazamiento simple, síntesis, etc.)

Tabla 11.
Reactivos
Productos
Tipo de reacción
HN3 + HCl
HN4Cl
Síntesis
HClO3
KCl + O2
Descomposición
Zn + HCl
ZnCl + H2
Simple sustitución
KCl + AgNO3
KNO3 + AgCl
Doble sustitución



Conclusión

La reacciones químicas son catalizadas por enzimas presentes en organismos vivos, y la acción catalítica de la catalasa de Solanum tuberosum se observó mediante la formación rápida de oxigeno producto de la descomposición del peróxido de hidrógeno. Los aumentos en la concentración de sustrato aumentaron la velocidad de reacción.  La formación de oxigeno como producto de la reacción de descomposición del clorato de potasio se demostró por la ignición de una llama en un ambiente saturado del mismo. Este proceso generó como residuo sólido cloruro de potasio.

Los procesos oxidativos de compuestos orgánicos son realizables en presencia de alta temperatura y oxigeno ambiental como se observó con la oxidación de hierro y azufre. La reacción que produce a partir del óxido de azufre con agua da como producto el ácido sulfúrico, el cual se confirmó con la disminución del pH al virar el naranja de metilo a rojo.  Se demostró las reacciones de doble sustitución de sales por medio de la formación de productos insolubles en la forma de cloruro de plata; y con la formación de gases como el dióxido de carbono a partir de carbonato de sodio y ácido clorhídrico. Se generaron residuos de ácido sulfúrico, óxido de hierro, cloruro de sodio y cloruro de plata como residuos de las reacciones mencionadas anteriormente. 

Se demostró la combustión de compuestos orgánicos a partir de etanol, ácido benzoico y ácido cítrico. No se observó combustión al exponer a la llama del mechero cloruro de sodio y óxido de zinc debido a su naturaleza inorgánica.  Se generaron residuos sólidos de cloruro de sodio y óxido de zinc.


Bibliografía
Angelo, P. Subramanian, R. (2008) Powder metallurgy: Science, Technology and Applications. PHI Learning Private Limited, New Delhi.
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