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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN
CRISTÓBAL DE HUAMANGA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA
ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE MEDICINA HUMANA
PRACTICA N° 03
REACCIONES QUÍMICAS
CURSO QUÍMICA MÉDICA.
PROFESOR ING. ANÍBAL PABLO GARCÍA BENDEZÚ.
 ALUMNOS CCONISLLA
HUAMANÍ, CESAR.
HUAMÁN MACHACA, LUZ
ESTEFANY
ESTRADA OCHOA FREDY
GRUPO JUEVES 4-6PM
AYACUCHO
PRACTICA N° 03
REACCIONES QUÍMICAS
I. OBJETIVOS:
 Diferenciar reacciones químicas de precipitación, acido-base, de óxido
reducción y reacciones de formación de complejos.
 Escribir y balancear ecuaciones iónicas y moleculares.
II. MARCO TEÓRICO:
Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo
proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por
efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular
y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden
ser elementos o compuestos. A la representación simbólica de las reacciones se
les llama ECUACIONES QUÍMICAS.
TIPOS DE REACCIONES:
A) REACCIONES DE LA QUÍMICA INORGÁNICA: Desde un punto de vista de
la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las
reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: reacciones ácido-base
o de neutralización (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones
redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos
clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos
que resulta de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de
síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple, de
sustitución doble:
NOMBRE DESCRIPCIÓ
N
REPRESENTACIÓ
N
EJEMPLO
REACCIÓN
DESÍNTESIS
Elementos o
compuestos
sencillos que se
unen para
formar un
compuesto más
complejo.
A+B → AB
Donde A y B
representan cualquier
sustancia química.
2Na(s) + Cl2(g) →
2NaCl(s)
REACCIÓNDE
DESCOMPOSICIÓ
N
Un compuesto
se fragmenta en
elementos o
compuestos
más sencillos.
AB → A+B
Donde A y B
representan cualquier
sustancia química.
2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
REACCIÓNDE
DESPLAZAMIENT
OOSIMPLE
SUSTITUCIÓN
Un elemento
reemplaza a
otro en un
compuesto.
A + BC → AC + B
Donde A, B y C
representan
cualquier sustancia
química.
Fe + CuSO4 → FeSO4 +
Cu
REACCIÓNDE
DOBLE
DESPLAZAMIENTO
Los iones en
un compuesto
cambian
lugares con los
iones de otro
compuesto
para formar
dos sustancias
diferentes.
AB + CD → AD +
BC
Donde A, B, C y D
representan
cualquier sustancia
química.
NaOH + HCl → NaCl +
H2O
B) REACCIONES DE LA QUÍMICA ORGÁNICA: Respecto a las reacciones de
la química orgánica, nos referimos a ellas teniendo como base a diferentes
tipos de compuestos como alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes,
aldehídos, cetonas, etc. que encuentran su clasificación y reactividad o
propiedades químicas en el grupo funcional que contienen y este último será
el responsable de los cambios en la estructura y composición de la materia.
Entre los grupos funcionales más importantes tenemos a los dobles y triples
enlaces y a los grupos hidroxilo, carbonilo y nitro.
FENÓMENO QUÍMICO:
Se llama fenómeno químico a los sucesos observables y posibles de ser
medidos en los cuales las sustancias intervinientes cambian su composición
química al combinarse entre sí. A nivel subatómico las reacciones químicas
implican una interacción que se produce a nivel de los átomos de valencia
llamados electrones electrones de los átomos (enlace químico) de las sustancias
intervinientes. En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se
transforma su materia, manifiesta energía, no se observa a simple vista y son
irreversibles en su mayoría. La sustancia sufre modificaciones irreversibles, por
ejemplo: Un papel al ser quemado no se puede regresar a su estado original. Las
cenizas resultantes fueron parte del papel original, y han sido alteradas
químicamente.
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN:
 NATURALEZA DE LA REACCIÓN: Algunas reacciones son, por su propia
naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes,
su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más
lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad
de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad
de una reacción.
 CONCENTRACIÓN: La velocidad de reacción aumenta con la
concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la
teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de los reactantes, la
frecuencia de colisión también se incrementa.
 PRESIÓN: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy
significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a
incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase
condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace
importante cuando la presión es muy alta.
 ORDEN: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o
presión) a la velocidad de reacción.
 TEMPERATURA: Generalmente, al llevar a cabo una reacción a una
temperatura más alta provee más energía al sistema, por lo que se
incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones
entre partículas, como lo explica la teoría de colisiones.
La velocidad de reacción puede ser independiente de la temperatura (no-
Arrhenius) o disminuir con el aumento de la temperatura (anti-Arrhenius). Las
reacciones sin una barrera de activación (por ejemplo, algunas reacciones de
radicales) tienden a tener una dependencia de la temperatura de tipo anti
Arrhenius: la constante de velocidad disminuye al aumentar la temperatura.
 SOLVENTE: Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades
del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene
efecto en la velocidad de reacción.
 RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA E INTENSIDAD DE LUZ: La radiación
electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar la
velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de
más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es
almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede
romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o
vibracionales, etc), creando especies intermediarias que reaccionan
fácilmente. Al aumentar la intensidad de la luz, las partículas absorben más
energía, por lo que la velocidad de reacción aumenta. Por ejemplo, cuando
el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad, la velocidad de
reacción es muy lenta. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada
bajo luz difusa. En luz solar brillante, la reacción es explosiva.
 UN CATALIZADOR: La presencia de un catalizador incrementa la velocidad
de reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una
trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo, el
platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura
ambiente.
 ISÓTOPOS: El efecto isotópico cinético consiste en una velocidad de
reacción diferente para la misma molécula si tiene isótopos diferentes,
generalmente isótopos de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre
el hidrógeno y el deuterio.
 SUPERFICIE DE CONTACTO: En reacciones en superficies, que se dan
por ejemplo durante catálisis heterogénea, la velocidad de reacción
aumenta cuando el área de la superficie de contacto aumenta. Esto es
debido al hecho de que más partículas del sólido están expuestas y pueden
ser alcanzadas por moléculas reactantes.
 MEZCLADO: El mezclado puede tener un efecto fuerte en la velocidad de
reacción para las reacciones en fase homogénea y heterogénea.
III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
EXPERIMENTO 01
REACCIONES DE PRECIPITACIÓN.
A) MATERIALES Y REACTIVOS:
 4 tubos de ensayo.
 NaCl Cloruro de sodio.
 AgNO3 Nitrato de
plata.
 BaCl2 Cloruro de bario.
 Na2SO4 Sulfato de sodio.
 FeCl3 Cloruro de hierro.
 NaOH Hidróxido de
sodio.
 Pb(NO3)2 nitrato de plomo.
 K2CrO4 Cromato de potasio.
B) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
 1ER TUBO: Agregar 1mL de NaCl 0.1M y luego 2 ó 3 gotas de AgNO3
0.1M. Agitar y anotar la reacción.
Al combinar NaCl y AgNO3, la solución se torna MORADO-LECHOSO,
formándose una precipitación de AgCl coloidal.
 2DO TUBO: Agregar 1mL de BaCl2 0.1M y a continuación 1mL de Na2SO4
0.1M. Agitar y anotar la reacción.
La combinación de BaCl2 y Na2SO4 da como resultado una solución
BLANCA-LECHOSA. Los reactantes se disocian y por metátesis se forma una
precipitación de NaCl.
 3ER TUBO: Echar 1mL de FeCl3 0.1M y luego 1mL de NaOH 0.1M. Agitar y
anotar la reacción:
Al inicio, la combinación de FeCl3 y NaOH era color NARANJA
TRANSPARENTE para luego tornarse color NARANJA-OSCURO.
 4TO TUBO: Agregar 1mL de Pb(NO3)2 0.1M y a continuación 1mL de
K2CrO4 0.1M. Agitar y anotar:
Al preparar Pb(NO3)2 y K2CrO4 se torna color AMARRILLO-FUERTE y
ESPESO, formándose un precipitado.
EXPERIMENTO 02
REACCIONES ÁCIDO-BASE.
A) MATERIALES Y REACTIVOS:
 4 tubos de ensayo.
 Vinagre blanco CH3-COOH
 Fenolftaleína. C20H14O4
 Hidróxido de sodio. NaOH
 Ácido clorhídrico HCl
 Hidróxido de amonio
NH4OH
 Agua H2O
B) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
 1ER TUBO: Agregar 1mL de CH3-COOH y luego 2 ó 3 gotas de C20H14O4
inmediatamente añadimos NaOH 1M. Agitar y observar.
El color de ambos reactivos acidos: CH3-COOH e indicador C20H14O4 es
TRANSPARENTE al inicio, pero al agregar NaOH, este cambia a color ROJO-
GROSELLA.
 2DO TUBO: Verter 1mL de HCl y luego 2ó 3 gotas de C20H14O4
inmediatamente añadimos NH4OH 0.5M hasta que haya viraje del
indicador. Observar y anotar:
Inmediatamente del 1er tubo, previa combinación con agua destilada (para
quitar la concentración) se preparó HCl y C20H14O4 (ambas concentraciones
ácidas), siendo el color BLANCO-LECHOSO para luego agregar NH4OH, por
ser una base, el precipitado cambia de color radicalmente a ROJO-
GROSELLA.
EXPERIMENTO 03
REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN.
A) MATERIALES Y REACTIVOS:
 4 tubos de ensayo.
 K2Cr2O7 Dicromato de potasio.
 H2SO4 Ácido sulfúrico.
 FeSO4 Sulfato de hierro.
 KMnO4 Permanganato de potasio.
 H2O2 Peróxido de hidrogeno.
B) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
 1ER TUBO: Agregar 1mL(aprox) de K2Cr2O7 0.1M, acidificar con 5 gotas de
H2SO4 concentrado y añadir 2mL de FeSO4 0.5M
La suma de K2Cr2O7 color AMARRILLO-OSCURO, H2SO4 color ÁMBAR y
FeSO4 (MARRÓN- OSCURO) forman productos: Cr2(SO4)3, k2SO4 y
Fe2(SO4)3, los tres de color VERDE-AMARILLENTO.
 2DO TUBO: Agregar 1mL(aprox.) de KMnO4 0.1M acidificar con 5 gotas de
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la solución. Observar los cambios y anote:
Se observa la liberación de gas, presumimos que es O2 (oxigeno)
producto de la reacción de KMnO4 color MORADO , H2SO4 MARRÓN-
CLARO y H2O2 produciendo MnSO4, O2, H20 y K2SO4, todos
INCOLOROS, presenciando una reacción de óxido-reducción.
EXPERIMENTO 04
REACCIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS.
A) MATERIALES Y REACTIVOS:
 4 tubos de ensayo.
 FeCl3 Cloruro de hierro.
 KSCN Sulfocianuro de potasio.
 CuSO4 Sulfato de cobre.
 NH4OH Hidróxido de amonio.
B) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
 1ER TUBO: Verter 1mL de FeCl3 0.1M y luego 3 gotas de KSCN 0.1M.
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La combinación delos compuestos: FeCl3 y KSCN y el cambio de coloración
se deben a la formación de un complejo altamente estable.
 2DO TUBO: Agregar 1mL de CuSO4 0.1M y luego 1mL de NH4OH 6M.
Agitar:
IV. CUESTIONARIO:
1) BALANCEAR EN MEDIO ACIDO LAS SIGUIENTES ECUACIONES,
INDICANDO LAS SEMIRREACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCION. ASÍ
MISMO, INDICAR EL AGENTE OXIDANTE Y EL AGENTE
REDUCTOR.
(Cr2O7)2-
(ac) + I1-
(ac) Cr3+
(ac) + (IO3)1-
(ac)
I2(S) + (OCl)1-
(ac) (IO3)1-
(ac) + Cl
1-
(ac)
2) ¿CUÁL ES LA REACCIÓN QUÍMICA POR LA CUAL EL
BICARBONATO DE SODIO ACTÚA COMO ANTIÁCIDO DE LA
ACIDEZ ESTOMACAL Y QUE TIPO DE REACCIÓN ES?
RX QCA DE NEUTRALIZACIÓN ácido-base
 NaHCO3: Es un antiácido usado para aliviar la pirosis (acidez
estomacal) y la indigestión acida. También útil para disminuir los
niveles de acidez de la sangre u orina.
 HCl: Ácido, disminuye el pH.
3) EN UN EXPERIMENTO SE EFECTÚA LA REACCIÓN ENTRE UNA
DISOLUCIÓN DE Cd(NO3)2 Y UNA DE Na2S. DETERMINE LA
IDENTIDAD DEL PRECIPITADO. ¿QUÉ IONES PERMANECEN EN
DISOLUCIÓN? ESCRIBA LA ECUACIÓN IÓNICA NETA DE LA
REACCIÓN.
La identidad del precipitado en este caso se trata del Sulfuro de Cadmio
CdS, precipitado de color amarillo.
Reacción en forma iónica, siendo los iones que permanecen en
disolución: NO3
-
y Na+
La ecuación iónica neta de la ecuación es:
4) DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DEL ELEMENTO
INDICADO EN CADA UNA DE LAS SUSTANCIAS SIGUIENTES:
S en SO3: Br en HBrO:
C en COCl2: As en As4:
Mn en MnO4
1-
: O en K2O2:
V. CONCLUSIONES:
 Durante y después de la práctica se diferenció los compuestos iónicos de los
compuestos covalentes cada una de ellas con propiedades químicas
diferentes. Los compuestos iónicos son aquellos formados entre un no metal
y un metal de la tabla periódica y llamados así porque se estabilizan
cediendo o ganando electrones, es decir una transferencia de electrones.
Mientras los compuestos covalentes entre no metales comparten sus
electrones para estabilizarse.
 Existen compuestos de naturaleza covalentes polar y apolar, formados entre
átomos de electronegatividades similares o iguales.
VI. BIBLIOGRAFÍA:
 http://platea.pntic.mec.es/~jrodri5/reacciones quimicas.htm
 http://www.teletel.com.ar/quimica/tabla.htm
 http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm#5
 Zumdahl, FUNDAMENTOS DE QUÍMICA.
 Restrepo Fabio y Vargas Leonel, QUÍMICA BÁSICA.

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  • 1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE MEDICINA HUMANA PRACTICA N° 03 REACCIONES QUÍMICAS CURSO QUÍMICA MÉDICA. PROFESOR ING. ANÍBAL PABLO GARCÍA BENDEZÚ.  ALUMNOS CCONISLLA HUAMANÍ, CESAR. HUAMÁN MACHACA, LUZ ESTEFANY ESTRADA OCHOA FREDY GRUPO JUEVES 4-6PM AYACUCHO
  • 2. PRACTICA N° 03 REACCIONES QUÍMICAS I. OBJETIVOS:  Diferenciar reacciones químicas de precipitación, acido-base, de óxido reducción y reacciones de formación de complejos.  Escribir y balancear ecuaciones iónicas y moleculares. II. MARCO TEÓRICO: Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ECUACIONES QUÍMICAS. TIPOS DE REACCIONES: A) REACCIONES DE LA QUÍMICA INORGÁNICA: Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: reacciones ácido-base o de neutralización (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple, de sustitución doble: NOMBRE DESCRIPCIÓ N REPRESENTACIÓ N EJEMPLO REACCIÓN DESÍNTESIS Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo. A+B → AB Donde A y B representan cualquier sustancia química. 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) REACCIÓNDE DESCOMPOSICIÓ N Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. AB → A+B Donde A y B representan cualquier sustancia química. 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
  • 3. REACCIÓNDE DESPLAZAMIENT OOSIMPLE SUSTITUCIÓN Un elemento reemplaza a otro en un compuesto. A + BC → AC + B Donde A, B y C representan cualquier sustancia química. Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu REACCIÓNDE DOBLE DESPLAZAMIENTO Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes. AB + CD → AD + BC Donde A, B, C y D representan cualquier sustancia química. NaOH + HCl → NaCl + H2O B) REACCIONES DE LA QUÍMICA ORGÁNICA: Respecto a las reacciones de la química orgánica, nos referimos a ellas teniendo como base a diferentes tipos de compuestos como alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos, cetonas, etc. que encuentran su clasificación y reactividad o propiedades químicas en el grupo funcional que contienen y este último será el responsable de los cambios en la estructura y composición de la materia. Entre los grupos funcionales más importantes tenemos a los dobles y triples enlaces y a los grupos hidroxilo, carbonilo y nitro. FENÓMENO QUÍMICO: Se llama fenómeno químico a los sucesos observables y posibles de ser medidos en los cuales las sustancias intervinientes cambian su composición química al combinarse entre sí. A nivel subatómico las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los átomos de valencia llamados electrones electrones de los átomos (enlace químico) de las sustancias intervinientes. En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se transforma su materia, manifiesta energía, no se observa a simple vista y son irreversibles en su mayoría. La sustancia sufre modificaciones irreversibles, por ejemplo: Un papel al ser quemado no se puede regresar a su estado original. Las cenizas resultantes fueron parte del papel original, y han sido alteradas químicamente. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN:  NATURALEZA DE LA REACCIÓN: Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más
  • 4. lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción.  CONCENTRACIÓN: La velocidad de reacción aumenta con la concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de los reactantes, la frecuencia de colisión también se incrementa.  PRESIÓN: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace importante cuando la presión es muy alta.  ORDEN: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o presión) a la velocidad de reacción.  TEMPERATURA: Generalmente, al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta provee más energía al sistema, por lo que se incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones entre partículas, como lo explica la teoría de colisiones. La velocidad de reacción puede ser independiente de la temperatura (no- Arrhenius) o disminuir con el aumento de la temperatura (anti-Arrhenius). Las reacciones sin una barrera de activación (por ejemplo, algunas reacciones de radicales) tienden a tener una dependencia de la temperatura de tipo anti Arrhenius: la constante de velocidad disminuye al aumentar la temperatura.  SOLVENTE: Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene efecto en la velocidad de reacción.  RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA E INTENSIDAD DE LUZ: La radiación electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar la velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o vibracionales, etc), creando especies intermediarias que reaccionan fácilmente. Al aumentar la intensidad de la luz, las partículas absorben más energía, por lo que la velocidad de reacción aumenta. Por ejemplo, cuando el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad, la velocidad de reacción es muy lenta. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada bajo luz difusa. En luz solar brillante, la reacción es explosiva.  UN CATALIZADOR: La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo, el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura ambiente.  ISÓTOPOS: El efecto isotópico cinético consiste en una velocidad de reacción diferente para la misma molécula si tiene isótopos diferentes,
  • 5. generalmente isótopos de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre el hidrógeno y el deuterio.  SUPERFICIE DE CONTACTO: En reacciones en superficies, que se dan por ejemplo durante catálisis heterogénea, la velocidad de reacción aumenta cuando el área de la superficie de contacto aumenta. Esto es debido al hecho de que más partículas del sólido están expuestas y pueden ser alcanzadas por moléculas reactantes.  MEZCLADO: El mezclado puede tener un efecto fuerte en la velocidad de reacción para las reacciones en fase homogénea y heterogénea. III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: EXPERIMENTO 01 REACCIONES DE PRECIPITACIÓN. A) MATERIALES Y REACTIVOS:  4 tubos de ensayo.  NaCl Cloruro de sodio.  AgNO3 Nitrato de plata.  BaCl2 Cloruro de bario.  Na2SO4 Sulfato de sodio.  FeCl3 Cloruro de hierro.  NaOH Hidróxido de sodio.  Pb(NO3)2 nitrato de plomo.  K2CrO4 Cromato de potasio. B) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:  1ER TUBO: Agregar 1mL de NaCl 0.1M y luego 2 ó 3 gotas de AgNO3 0.1M. Agitar y anotar la reacción. Al combinar NaCl y AgNO3, la solución se torna MORADO-LECHOSO, formándose una precipitación de AgCl coloidal.
  • 6.  2DO TUBO: Agregar 1mL de BaCl2 0.1M y a continuación 1mL de Na2SO4 0.1M. Agitar y anotar la reacción. La combinación de BaCl2 y Na2SO4 da como resultado una solución BLANCA-LECHOSA. Los reactantes se disocian y por metátesis se forma una precipitación de NaCl.  3ER TUBO: Echar 1mL de FeCl3 0.1M y luego 1mL de NaOH 0.1M. Agitar y anotar la reacción: Al inicio, la combinación de FeCl3 y NaOH era color NARANJA TRANSPARENTE para luego tornarse color NARANJA-OSCURO.  4TO TUBO: Agregar 1mL de Pb(NO3)2 0.1M y a continuación 1mL de K2CrO4 0.1M. Agitar y anotar: Al preparar Pb(NO3)2 y K2CrO4 se torna color AMARRILLO-FUERTE y ESPESO, formándose un precipitado. EXPERIMENTO 02 REACCIONES ÁCIDO-BASE.
  • 7. A) MATERIALES Y REACTIVOS:  4 tubos de ensayo.  Vinagre blanco CH3-COOH  Fenolftaleína. C20H14O4  Hidróxido de sodio. NaOH  Ácido clorhídrico HCl  Hidróxido de amonio NH4OH  Agua H2O B) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:  1ER TUBO: Agregar 1mL de CH3-COOH y luego 2 ó 3 gotas de C20H14O4 inmediatamente añadimos NaOH 1M. Agitar y observar. El color de ambos reactivos acidos: CH3-COOH e indicador C20H14O4 es TRANSPARENTE al inicio, pero al agregar NaOH, este cambia a color ROJO- GROSELLA.  2DO TUBO: Verter 1mL de HCl y luego 2ó 3 gotas de C20H14O4 inmediatamente añadimos NH4OH 0.5M hasta que haya viraje del indicador. Observar y anotar: Inmediatamente del 1er tubo, previa combinación con agua destilada (para quitar la concentración) se preparó HCl y C20H14O4 (ambas concentraciones ácidas), siendo el color BLANCO-LECHOSO para luego agregar NH4OH, por ser una base, el precipitado cambia de color radicalmente a ROJO- GROSELLA.
  • 8. EXPERIMENTO 03 REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN. A) MATERIALES Y REACTIVOS:  4 tubos de ensayo.  K2Cr2O7 Dicromato de potasio.  H2SO4 Ácido sulfúrico.  FeSO4 Sulfato de hierro.  KMnO4 Permanganato de potasio.  H2O2 Peróxido de hidrogeno. B) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:  1ER TUBO: Agregar 1mL(aprox) de K2Cr2O7 0.1M, acidificar con 5 gotas de H2SO4 concentrado y añadir 2mL de FeSO4 0.5M
  • 9. La suma de K2Cr2O7 color AMARRILLO-OSCURO, H2SO4 color ÁMBAR y FeSO4 (MARRÓN- OSCURO) forman productos: Cr2(SO4)3, k2SO4 y Fe2(SO4)3, los tres de color VERDE-AMARILLENTO.  2DO TUBO: Agregar 1mL(aprox.) de KMnO4 0.1M acidificar con 5 gotas de H2SO4 concentrado y añadir gota a gota H2O2 al 30% hasta decoloración de la solución. Observar los cambios y anote: Se observa la liberación de gas, presumimos que es O2 (oxigeno) producto de la reacción de KMnO4 color MORADO , H2SO4 MARRÓN- CLARO y H2O2 produciendo MnSO4, O2, H20 y K2SO4, todos INCOLOROS, presenciando una reacción de óxido-reducción. EXPERIMENTO 04
  • 10. REACCIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS. A) MATERIALES Y REACTIVOS:  4 tubos de ensayo.  FeCl3 Cloruro de hierro.  KSCN Sulfocianuro de potasio.  CuSO4 Sulfato de cobre.  NH4OH Hidróxido de amonio. B) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:  1ER TUBO: Verter 1mL de FeCl3 0.1M y luego 3 gotas de KSCN 0.1M. Agitar y anotar: La combinación delos compuestos: FeCl3 y KSCN y el cambio de coloración se deben a la formación de un complejo altamente estable.  2DO TUBO: Agregar 1mL de CuSO4 0.1M y luego 1mL de NH4OH 6M. Agitar: IV. CUESTIONARIO:
  • 11. 1) BALANCEAR EN MEDIO ACIDO LAS SIGUIENTES ECUACIONES, INDICANDO LAS SEMIRREACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCION. ASÍ MISMO, INDICAR EL AGENTE OXIDANTE Y EL AGENTE REDUCTOR. (Cr2O7)2- (ac) + I1- (ac) Cr3+ (ac) + (IO3)1- (ac) I2(S) + (OCl)1- (ac) (IO3)1- (ac) + Cl 1- (ac)
  • 12. 2) ¿CUÁL ES LA REACCIÓN QUÍMICA POR LA CUAL EL BICARBONATO DE SODIO ACTÚA COMO ANTIÁCIDO DE LA ACIDEZ ESTOMACAL Y QUE TIPO DE REACCIÓN ES? RX QCA DE NEUTRALIZACIÓN ácido-base  NaHCO3: Es un antiácido usado para aliviar la pirosis (acidez estomacal) y la indigestión acida. También útil para disminuir los niveles de acidez de la sangre u orina.  HCl: Ácido, disminuye el pH. 3) EN UN EXPERIMENTO SE EFECTÚA LA REACCIÓN ENTRE UNA DISOLUCIÓN DE Cd(NO3)2 Y UNA DE Na2S. DETERMINE LA IDENTIDAD DEL PRECIPITADO. ¿QUÉ IONES PERMANECEN EN
  • 13. DISOLUCIÓN? ESCRIBA LA ECUACIÓN IÓNICA NETA DE LA REACCIÓN. La identidad del precipitado en este caso se trata del Sulfuro de Cadmio CdS, precipitado de color amarillo. Reacción en forma iónica, siendo los iones que permanecen en disolución: NO3 - y Na+ La ecuación iónica neta de la ecuación es: 4) DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DEL ELEMENTO INDICADO EN CADA UNA DE LAS SUSTANCIAS SIGUIENTES: S en SO3: Br en HBrO: C en COCl2: As en As4: Mn en MnO4 1- : O en K2O2: V. CONCLUSIONES:  Durante y después de la práctica se diferenció los compuestos iónicos de los compuestos covalentes cada una de ellas con propiedades químicas diferentes. Los compuestos iónicos son aquellos formados entre un no metal y un metal de la tabla periódica y llamados así porque se estabilizan cediendo o ganando electrones, es decir una transferencia de electrones.
  • 14. Mientras los compuestos covalentes entre no metales comparten sus electrones para estabilizarse.  Existen compuestos de naturaleza covalentes polar y apolar, formados entre átomos de electronegatividades similares o iguales. VI. BIBLIOGRAFÍA:  http://platea.pntic.mec.es/~jrodri5/reacciones quimicas.htm  http://www.teletel.com.ar/quimica/tabla.htm  http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm#5  Zumdahl, FUNDAMENTOS DE QUÍMICA.  Restrepo Fabio y Vargas Leonel, QUÍMICA BÁSICA.