1. UNIVERSIDAD NACIONAL DEL SANTA
FACULTAD DE INGENIERIA
E.A.P AGROINDUSTRIAL
REACCIONES QUÍMICA.
CURSO:
* Química general e inorgánica.
DOCENTE:
* José Ávila Vargas.
CICLO:
*I
GRUPO:
* “A”
INTEGRANTES:
* Vega Viera Jhonas Abner
NUEVO CHIMBOTE – PERU
2012

2. I. Introducción:
En este informe se aprenderá a conocer 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 nos permitirá diferenciar los tipos de reacciones.
II. Objetivos:
Identificar las reacciones químicas de acuerdo a las definiciones dadas en la
complementación teórica
Observar cuando ocurren dichas reacciones
Diferenciar entre cambio químico y cambio físico
Identificar el elemento que se oxida y se reduce en una reacción redox.
Escribir las ecuaciones químicas que representan a las reacciones de los
experimentos
realizados.
Formular conclusiones en base a la experiencia realizada
III. Metodología:
Se utilizará la experimentación directa, acompañada de la observación y la
deducción.
IV. Fundamento teórico:
Proceso en el que una o más sustancias —los reactivos— se transforman en otras
sustanciasdiferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química
es la formación de óxidode hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el
hierro.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las
condiciones bajo lasque se da la reacción química. No obstante, tras un estudio
cuidadoso se comprueba que, aunque losproductos pueden variar según cambien las
condiciones, determinadas cantidades permanecenconstantes en cualquier reacción
química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas,incluyen el
número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
La importancia de dichas reacciones es notoria en muchos aspectos de la vida diaria
en fenómenostales como explosiones; procesos vitales tales como alimentación,
respiración etc. Todas lassustancias que a diario utilizamos son o fueron producto
de reacciones químicas.
Clases o tipos de reacciones químicas

3. i. Por el comportamiento de los reactantes
o Reacción 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:
2CaO(s) + 2H2O(l)→ 2Ca(OH)2(ac)
En esta formula se mezclan 2 moles de oxido de calcio sólido con 2 moles de agua liquida
reacciona produciendo 2 moles de hidróxido de calcio en estado acuoso
o Reacción de descomposición
Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se
unen 2 o mas moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se
rompe para formar varias moléculas mas sencillas, por ejemplo:
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 mas sencillas que la primera.
Reacción de desplazamiento o sustitución
En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente
en uncompuesto, su ecuación general es:
CuSO4(ac) + Fe(s)→ FeSO4(ac) + Cu(s)
En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de
hierro y cobre.
o Reacción de doble sustitución, doble desplazamiento o
metátesis
Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos
AB + CD → AC + BD
Por Ejemplo:
K2S + MgSO4 → K2SO4 +MgS
En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para
formar sulfatode potasio y sulfuro de magnesio.

4. ii. por el comportamiento del producto:
Reacción reversible
Son aquellas reacciones que se dan tanto de manera directa como de manera inversa, es
decir, quelas sustancias reactantes pueden volver a su estructura original.
A+B⇄C+D
Por Ejemplo:
FeCl3 + 6KSCN ⇄ [Fe(SCN)6]K3(ac) + 3KCl
Reacción irreversible
Son aquellas reacciones que se dan en una sola dirección, es decir, las sustancias
reactantes nopueden volver a su forma original.
A+B→C+D
Por Ejemplo:
2KClO3(ac)→ 2KCl(s) + O2(g)
POR LA ENERGIA INVOLUCRADA
Reacción exotérmica
Son aquellas reacciones en las que ocurre una liberación o desprendimiento de energía.
Por Ejemplo:
C3H8(g) + 5O2(g)→ 3CO2(g) + 4H2O(g) + Calor
Reacción endotérmica
Son aquellas reacciones en las que ocurre una absorción de energía.
Por Ejemplo:
2Mg(s) + O2(g) + Calor→ 2MgO(s)
POR EL CAMBIO EN EL NÚMERO DE OXIDACION
Reacción redox
Son aquellas reacciones en las que existe una variación en el número de oxidación de
reactantes yproductos.
Por Ejemplo:
2 NaCl(ac)→ 2 Na(s) + Cl2(g)

5. V. Materiales y equipos:
o mechero de bunsen
o trípode
o malla metálica
o pinzas para tubos
o tubos de ensayo
o gradillas
o termómetro
o vasos de precipitado
Reactivos
o dicromato de potasio 0.1 M
o hidróxido ce amonio concentrado
o acido nítrico concentrado
o ácido clorhídrico concentrado
o acido sulfúrico concentrado
o cloruro de sodio
o oxido de magnesio
o sodio
o sulfato de cobre pentahidratado
o zinc
o cobre o azufre
o sulfato de cobre 0.1M
o cloruro de sodio 0.1M
o nitrato de plata 0.1M
o acetato de plomo 0.1M
IV. PROCEDIMIENTO:
a) Experimento N°01 (reacción de combinación, adición o síntesis)
Colocar 0.5g de ganillas de zinc en una capsula de porcelana.
Adicionar 0.3g de polvo de azufre cubriendo en zinc.
Colocar la capsula de porcelana sobre la rejilla de asbesto en el trípode y calentar
usando el mechero de bunsen y observar el fenómeno que ocurre.
Zn + S ZnS

6. b) Experimento N°02 (reacción de descomposición):
Pesar 0.5 gramos de sulfato de cobre y colocar en un tubo de ensayo.
Observar el color inicial y el color final.
CuSO4.5H2O CuSO4 + 5H2O
c) Experimento N°03 (reacción de desplazamiento simple):
En un baso precipitado colocar 50ml de sulfato de cobre 0.1M, agregar una granilla
de zinc
Agitar por unos minutos(10)
En un baso precipitado colocar 50ml de agua. Adicionar un trozo de sodio metálico,
agregar unas gotas de fenolftaleína.
CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu
Na + H2O NaOH + H2
d) Experimento N°04 (reacción de desplazamiento doble):
Colocar en un tubo de ensayo 10ml de una solución de acetato de plomo 0.1M (CH 3-
COO)2Pb
Agregar 10ml de una solución de yoduro de potasio 0.1M
(CH3COO)2Pb + 2KL PbI2 + 2CH3- COOK

7. e) Experimento N°05 (reacción de precipitación):
Colocar en un baso precipitado 100ml de una solución de cloruro de sodio 0.1N
Agregar 2 gotas de nitrato de plata 0.1N
NACL + AgNO3 AgCL + NaNO3
f) Experimento N°06 (reacción de neutralización):
Colocar 10ml de acido clorhídrico 0.1M
Adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Agregar gota a gota hidróxido de sodio 1M
HCL + NaOH NaCL + H2O

8. g) Experimento N°07 (reacción de formación de iones complejos):
Colocar 3ml de sulfato de cobre 0.1M en un tubo de ensayo
Agregar 2 gotas de hidróxido de amonio asta lograr el cambio de color
2+ -
CuSO4 + 6NH4OH Cu(NH3) 6 2SO 4 + 6H2O
h) Experimento N°08 (reacción exotérmica).
Colocar un tozo de zinc en un tubo de ensayo.
Agregar 3ml de acido clorhídrico diluido
Colocar el termómetro para determinar la temperatura
Zn + HCL ZNCL2 + H2 + CALOR
i) Experimento N°10 (reacción de oxidación-reducción).
Colocar en un tubo de ensayo 1ml de permanganato de potacio 0.1M
Agregar 2 gotas de acido clorhídrico, luego agregar 2ml de peróxido de hidrogeno.
2KMnO4 + 5H2O2 + 6HCL 2MnCL2 + 2KCL + 8H2O + 5O2

9. VI. Conclusiones
Las conclusiones que podemos llegar después de haber culminado esta serie de experimentos
son las siguientes:
•En síntesis podemos decir que las reacciones químicas son de suma importancia ya que son
fenómenos que vemos a diario en nuestra vida y son la base de la realización de las funciones
vitales y las demás actividades del hombre o cualquier otro ser vivo.
• Existen varios tipos de reacciones los cuales son: reacción de combinación, de
descomposición, de sustitución y de doble sustitución, todos estos muy diferentes pero
cumplen la misma función la formación de uno o varias sustancias y/o compuestos nuevos, los
cuales pueden ser de mucha utilidad, o también pueden ser dañinos para la naturaleza.
VII. Cuestionario:
a) ¿se podía almacenar una solución de sulfato de cobre en un recipiente de zinc?
Aquí hay 2 posibilidades, tener una mezcla Cu/Zn(2+) o Cu(2+)/Zn. Para analizar cuál de las
dos reacciones es la factible se usan los potenciales de reducción y oxidación.
Con el primer caso, Cu + Zn(2+) ---> Cu(2+) + Zn
[Oxidación]: Cu --->Cu(2+) + 2e- E° = -0.337 V
[Reducción]: Zn(2+) + 2e- ---> Zn E° = -0.763 V
Cu + Zn(2+) -----> Cu(2+) + Zn E° = -1.100 V
Como el potencial neto es negativo, entonces el potencial de la reacción inversa es el mismo
número pero con signo contrario:
Cu(2+) + Zn -----> Cu + Zn(2+) E° = 1.100 V
Cuando una reacción redox tiene un potencial neto positivo, es factible.
Entonces es factible que una sal de cobre reaccione con zinc metálico y no que una sal de
zinc reaccione con cobre metálico.

10. Luego:
No se puede almacenar sulfato de cobre(II) (CuSO4) en un recipiente de zinc, pues
habría una reacción química que iría desgastando el recipiente metálico.
b) ¿Cuando se hierbe agua en una tetera con el tiempo se forma sarro. Explique por que
y que reacción sucede?
El agua para uso humano se obtiene desde los ríos o desde pozos.
El agua de río tiene poca cantidad de sales disueltas que son mayormente bicarbonatos de
sodio, de calcio y de magnesio.
En cambio las aguas de pozo (llamadas aguas minerales), tienen las mismas sales disueltas,
pero en gran concentración.
Al hervir agua de pozo, los bicarbonatos se descomponen dando carbonatos que son
insolubles y al precipitar se adhieren a las paredes del recipiente, constituyendo el sarro.
Con las aguas de río el problema es despreciable.
En cuanto a las cañerías se producen por corrosión (desconozco el mecanismo), ya que en los
caños de plástico no se produce.
c) Defina: oxidación, reducción agente oxidante, agente reductor
OXIDACIÓN
Originalmente, el término oxidación se asignó a la combinación del oxígeno con otros
elementos. Existían muchos ejemplos conocidos de esto. El hierro se enmohece y el carbón
arde. En el enmohecimiento, el oxígeno se combina lentamente con el hierro formando óxido
ferroso (Fe2 O3); en la combustión, se combina rápidamente con el carbón para formar CO2.
La observación de estas reacciones originó los términos oxidación ―lenta‖ y "rápida‖.
Sin embargo, los químicos observaron que otros elementos no metálicos se combinaban con
las sustancias de la misma manera que lo hacia el oxígeno con dichas sustancias. El oxígeno, el
antimonio y el sodio arden en atmósfera de cloro y el hierro en presencia de flúor. Como
estas reacciones eran semejantes, los químicos dieron una definición de oxidación más
general. Los reactantes O2 o Cl2, eliminaban electrones de cada elemento. Por tanto, la
oxidación se definió como el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de
un átomo o ión.
AGENTE OXIDANTE
Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, sereduce en dicho
proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloroelemental con calcio:

11. Ca0 + Cl2 (0)-----> CaCl2
El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número deoxidación
pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como:
2e-+Cl2 (0) ---> 2Cl1-
En resumen:
Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye su número de oxidación
AGENTE REDUCTOR
Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, seoxida en dicho
proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuandose hacen reaccionar cloro
elemental con calcio:
Ca(0) + Cl2(0) -->CaCl2
El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o númerode oxidación
pasa de 0 a 2+. Esto se puede escribir como:
Ca0 -->Ca2+ + 2e-
En resumen:
Agente reductor = Pierde electrones y Aumenta su número de oxidacion
d) ¿será posible guardar asido sulfúrico en un recipiente de zinc?
Si, pero por seguridad mezcla el ácido sulfúrico con agua antes de guardarlo para hacerlo
mas seguro.
e) Balancear por el método del ion electrón en el medio acido la siguiente reacción:
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
VIII. bibliografías:
http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica
http://es.wikipedia.org/wiki/Tiocianato
http://es.scribd.com/vega_abner