DESEMPEÑO:

Efectuar algunas reacciones químicas y clasificarlas según su naturaleza.

INTRODUCCIÓN:

Cuando interactúa una, dos o más sustancias para dar origen a otra u otras sustancias diferentes, se dice que ha ocurrido una reacción química.

Las reacciones químicas implican cambios en la energía de los sistemas que, muchas veces, van acompañados de manifestaciones como cambios de color, desprendimiento de gases, desprendimiento o absorción de calor, cambios de estado, etc.

Dependiendo del modo en que se efectúen las reacciones, la naturaleza de los reaccionantes y de otros factores, las reacciones se pueden clasificar en los siguientes grupos:

Reacciones de combinación:

Suceden cuando se combinan dos o más sustancias, sean éstas elementos o compuestos, para formar otra más compleja cuyas moléculas son el producto de una nueva reagrupación de los átomos reaccionantes. Por ejemplo:

2H₂    +    O₂    =                 2H₂O

Reacciones de descomposición:

Estas reacciones son prácticamente lo contrario de las de combinación ya que en ellas es una sustancia la que se descompone para dar originen otras más sencillas. Ejemplo:

2KClO₃                 =    2KCl    +    3O₂

Reacciones de doble descomposición o intercambio iónico:

Son reacciones en las cuales se produce un intercambio entre los átomos o grupos de átomos (iones) de los reaccionantes sin afectarse su carga aparente o número de oxidación. Ejemplo:

Ag ⁺NO₃ ^-    +    Na ⁺Cl ^-           =        Ag ⁺Cl ^-    +    Na ⁺NO₃ ^-

Reacciones de desplazamiento o sustitución:

En ellas se produce un desplazamiento de uno o más átomos de la molécula reaccionante  por otro átomo u otros átomos quienes entran a ocupar su lugar. Ejemplo:

Zn    +    CuSO₄            =       ZnSO₄    +    Cu

Si se estudian las reacciones químicas basándose en el intercambio o no de electrones entre sus átomo, estas se pueden clasificar en dos grandes grupos:

Reacciones de oxidación-reducción o en forma abreviada Redox:

Son aquellas en las cuales hay transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro modificándose su número de oxidación o carga aparente. Pertenecen a este grupo las reacciones de combinación, descomposición y desplazamiento. Ejemplo:

2Na ⁰    +    O ⁰          =        Na ⁺¹₂ O ^–2

En este caso los dos átomos reaccionantes presentan un número de oxidación igual a cero, pero después de reaccionar cada átomo de sodio transfiere un electrón al átomo de oxígeno adquiriendo un número de oxidación de +1 mientras que el oxígeno al recibir los dos electrones adquiere un número de  oxidación de -2 .

Reacciones sin transferencia de electrones:

En estas reacciones no hay transferencia de electrones entre los átomos por lo tanto sus números de oxidación no cambian. A este grupo pertenecen las reacciones de doble descomposición  o intercambio iónico. Ejemplo:

BaCl₂    +    Na₂CO₃              =      2NaCl    +    BaCO₃

Desde el punto de vista termodinámico las reacciones químicas pueden ser:

Reacciones endotérmicas:

Aquellas que absorben energía. Para todas ellas  ∆ H  >  0.   Con el símbolo H se representa la Entalpía que es el contenido energético de un sistema. El cambio de Entalpía se representa como ∆H;       ∆ H    =   H  final   -   H inicial

Ejemplo:                      H_{2                  es}        H    +    H                   ∆H    =    +103 kcal / mol   

Reacciones exotérmicas:

Son todas aquellas que liberan energía. Para todas ellas ∆ H  <  0.

Ejemplo:

H _(g)    +    Br _{(g)       =}    HBr _(g)                       ∆ H   =   - 86,5 kcal / mol

En esta práctica se lleva una cierta cantidad de cobre a través de una serie de reacciones y compuestos. Al final se recupera nuevamente el cobre en su estado libre. La secuencia del cobre y sus compuestos es la siguiente:

Cu     ,       Cu(NO₃)₂     ,      Cu ( OH )₂   ,        CuSO₄   ,       CuCl₂   ,          Cu

PROCEDIMIENTO:

1.    A un tubo de ensayo agréguele un trocito de cobre y 2 mL de HNO₃ (ácido nítrico). Espere hasta que reaccione todo el cobre. Mientras esto sucede puede desplazarse hacia la parte externa del laboratorio para evitar la acumulación de los vapores cafés de NO₂ dentro del salón de prácticas pues este puede ser tóxico a altas concentraciones. Mantenga encendidos los extractores. Observe todos los cambios ocurridos y repórteles en su cuaderno

Reacción:  Cu  + 4 HNO₃            =    Cu ( NO₃ )₂  +  2NO₂  +  2H₂O

2.    Agregue a un vaso de precipitados la solución obtenida en el numeral anterior. Adiciónele 10 mL de agua. Observe las propiedades de esta solución. Descríbalas en su cuaderno. A esta solución agréguele lentamente 5 mL de solución de NaOH (hidróxido de sodio) y observe qué pasa. Reporte los cambios en su cuaderno. 

Reacción:  Cu( NO₃ )₂  +  2NaOH            =  Cu ( OH )₂  +  2NaNO₃

3.    A la mezcla anterior agregue gota a gota y con agitación constante solución de H₂SO₄. Describa los cambios ocurridos.

Reacción: Cu (OH)₂  +  H₂SO₄        =       CuSO₄  +  2H₃O

4.    A la solución anterior agréguele 4 mL de HCl (ácido clorhídrico). Tenga mucho cuidado al manejar este ácido. Describa los cambios ocurridos.

Reacción: CuSO₄  +  2HCl     =             CuCl₂  +  H₂SO₄

5.    Finalmente agregue al vaso trocitos de Zn o Mg. Describa todos los cambios ocurridos.

     Reacción: CuCl₂  +  Zn           =       ZnCl₂  +  Cu    ó

Reacción: CuCl₂  +  Mg          =       MgCl₂  +  Cu

RESULTADOS:

Teniendo como base la información brindada al comienzo de la guía, clasifique las reacciones efectuadas durante la práctica desde el punto de vista de la reordenación de los átomos, de la transferencia o  no de electrones y de los cambios de energía (Termodinámica ).

Dé el nombre de todas las sustancias involucradas en las reacciones, tanto de los reactivos como de los productos.