63.01 Química C - Trabajo Práctico de Laboratorio - Reacciones químicas

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\title{Química 63.01 C\\%
Trabajo Práctico n"o~2\\
Reacciones químicas}
\author{Leandro Wirth\and
Leandro Barutta Sosa\and
Guillermo Nicotera\and
Iñaki García Mendive}
\date{17 de Septiembre de 2008}
\maketitle





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\section{Objetivos}

En este segundo trabajo los problemas que se plantean son predecir reacciones químicas y efectuar experimentalmente estas reacciones que se supone que deben producirse. Luego, escribir las ecuaciones iónicas para representar fenómenos químicos.

Con este trabajo se pretende:\nopagebreak
\begin{itemize}
	\item Predecir reacciones químicas.
	\item Efectuar estas reacciones químicas experimentalmente.
	\item Observar y verificar estas reacciones.
	\item Ejercitar e interpretar las reacciones de doble sustitución.
\end{itemize}




\section{Informe}

\subsection{Reacciones de doble descomposición con formación de una fase sólida}

\begin{enumerate}
	\item
	\begin{equation}
		\ce{KBr + AgNO3 -> AgBr v + KNO3}.
	\end{equation}
	%
	\begin{description}
		\item[Reactivos] bromuro de potasio y nitrato de plata.
		\item[Productos] bromuro de plata (precipitado) y nitrato de potasio.
	\end{description}
	%
	La reacción fue moderadamente rápida y se formó un precipitado blanco.
	
	\begin{equation}
		\ce{NaOH + AgNO3 -> AgOH v + NaNO3}.
	\end{equation}
	%
	\begin{description}
		\item[Reactivos] Hidróxido de sodio y nitrato de plata.
		\item[Productos] Hidróxido de plata (precipitado) y nitrato de sodio. 
	\end{description}
	%
 	La reacción fu muy rápida y se formo un precipitado marrón grisáceo.
	
	\begin{equation}
		\ce{NaOH + NiCl2 -> NiOH v + NaCl}.
	\end{equation}
	%
	\begin{description}
		\item[Reactivos] Hidróxido de sodio y cloruro de níquel.
		\item[Productos] Hidróxido de níquel (precipitado) y cloruro de sodio.
	\end{description}
	%
 	La reacción es lenta y el precipitado es blancuzco y cae lentamente.
	
	\begin{equation}
		\ce{Na2CO3 + AgNO3 -> Ag2CO3 v + NaNO3}.
	\end{equation}
	%
	\begin{description}
		\item[Reactivos] Carbonato de sodio y nitrato de plata.
		\item[Productos] Carbonato de plata (precipitado) y nitrato de sodio.
	\end{description}
	%
 	La reacción fue rápida y el precipitado es amarillento, cae rápidamente.
	
	\begin{equation}
		\ce{Fe2(SO4)3 + NaOH -> 2Fe(OH)3 v + Na2SO4}.
	\end{equation}
	%
	\begin{description}
		\item[Reactivos] Sulfato (VI) de hierro (III).
		\item[Productos] Hidróxido de hierro (precipitado) y sulfato de sodio.
	\end{description}
	%
 	La reacción es rápida y el precipitado es rojizo y cae lentamente
	 
	
	\item Para diferenciar el agua pura del agua corriente, se les puede agregar nitrato de plata:
 	%
 	\begin{equation}
 		\ce{Cl^- + Ag+ + NO3^- -> AgCl v + NO3^-},
 	\end{equation}
 	%
	y la cantidad de precipitado (cloruro de plata) en uno y otro caso dará una idea de la concentración de aniones cloruro.
	
	
	\item Para que precipite el catión calcio se puede agregar carbonato de sodio al agua:
	%
	\begin{equation}
		\ce{NaCO3 + Ca+ -> CaCO3 v + Na+},
	\end{equation}
	%
	de manera que precipite el carbonato de calcio.
\end{enumerate}




\subsection{Reacciones de oxidación-reducción: oxidación del cobre y reducción del oxígeno del aire}

\begin{enumerate}
	\item	El cobre se oxidó, pues cambió su estado de oxidación de cero a \(+2\) (perdió dos electrones), y su color al ponerlo a la llama cambio al amarillo, rojizo, azulado, negro, desde el centro hacia los bordes.
	
	
	\item La ecuación de la reacción que tiene lugar es la siguiente:
	%
	\begin{equation}
		\ce{2Cu + O2 -> 2CuO}.
	\end{equation}
	
	
	\item Originalmente, tanto el cobre como el oxígeno tenían estado de oxidación cero. Al finalizar el experimento, el del oxígeno era \(-2\) y el del cobre, \(+2\). El oxígeno se redujo y el cobre se oxidó.
\end{enumerate}




\subsection{Deshidratación de una sal y posterior redox del sulfato}

\begin{enumerate}
	\item Óxido ferroso.
	
	
	\item Se formaron dióxido de azufre, agua y sulfato ferroso.
	
	
	\item Las ecuaciones de la trasformación química se dan a continuación. Primero, la total:
	%
	\begin{equation}
		\ce{FeSO4.7H2O -> FeSO4 + H2O},
	\end{equation}
	%
	y luego las hemirreacciones:
	%
	\begin{align}
		\cee{Fe^2+ + O^2- &-> FeO} && \text{(Oxidación)},\\
		\cee{SO4^2- &-> SO2} && \text{(Reducción)}.
	\end{align}
	
	
	\item Se deshidrató la sal (sulfato ferroso heptahidratado), luego se redujo el sulfato  y se formo dióxido de azufre. Finalmente se formó oxido de hierro.
\end{enumerate}




\subsection{Reacción de desplazamiento redox de metales}

\begin{enumerate}
	\item A continuación se muestran la ecuación molecular:
	%
	\begin{equation}
		\ce{2Fe + Cu2(SO4)3 -> 2Cu + 	Fe2(SO4)3},
	\end{equation}
	%
	y la ecuación iónica:
	%
	\begin{equation}
		\ce{2Fe + 2Cu^3+ + 3SO4^- -> 2Cu + 2Fe^3+ + 3SO4^-}.
	\end{equation}
	
	
	\item La reacción producida es una redox con desplazamiento del hierro y del cobre.
\end{enumerate}




\subsection{Formación de un complejo}

\begin{enumerate}
	\item La ecuación correspondiente a la reacción es la siguiente:
	%
	\begin{equation}
		\ce{KFe(CN)6 + FeCl3 -> Fe(Fe(CN)6) + 3KCl}.
	\end{equation}
	\item El producto formado es azul.\finis
\end{enumerate}
\end{document}