Informe - TP №1 - Reacciones Químicas

5/11/2018 Informe - TP №1 - Reacciones Químicas - slidepdf.com

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EPET № 1. Margarita Salinas de Páez.

Departamento de Química.

TP de Química Inorgánica.

Profesora: Susana Jadull.Curso: 4to “B”.

Comisión № 5: Cerrutti Santiago;Fresco Adriana;Kessel Luis;Pezoa Maira;Rivas Aroca Nicolle.

Informe del Trabajo Práctico №1: Reacciones Químicas

Fecha de entrega: ___ __ - __ - ____

Desarrollo del Informe

Primera Parte. Reacciones Químicas y su Exteriorización.

Objetivos: observar y describir los cambios producidos en diversas reacciones químicas.

Materiales:

Instrumental: tres tubos de ensayo, gradilla, espátula, goteros.

Sustancias / reactivos: fósforos (P4); carbonato de sodio (Na2CO2); ácido acético;

solución de ácido clorhídrico (HCl(ac)); limaduras de hierro (Fe); solución de cloruro férrico

(FeCl3); solución de hidróxido de sodio (NaOH); solución de dicromato de potasio (K2Cr2O7);

solución de ácido sulfúrico (H2SO4); agua oxigenada de 10 volúmenes (H2O2).

Procedimientos:

1. Encender un fosforo.

2. Mezclar una punta de espátula de Na2CO3 con ácido acético en un tubo de ensayo

y observar.

3. Mezclar una punta de espátula de limaduras de Fe con 1 gotero de HCl(ac) en un

tubo de ensayo, observar y tocar el fondo del tubo con los dedos.

4. Agregarle gota a gota solución de NaOH a un tubo de ensayo con 2 goteros de

solución de FeCl3 hasta observar cambios.

5. En un tubo de ensayo, agregar con cuidado 20 gotas de solución de H2SO4 a una

solución K2Cr2O2 y luego agregar 20 gotas de H2O2 de 10 volúmenes y observar los

cambios.

Observaciones:

1. Al encender el fosforo se observa su combustión. Es una reacción exotérmica y

lumínica ya que libera calor y produce llama.

2. Al reaccionar el Na2CO3 con el ácido acético se observan burbujas, lo que indica

que es una reacción efervescente.

3. Al agregar HCl(ac) (transparente) de concentración 0,1 N a las limaduras de Fe

(grises) no se observaron cambios en el sistema. Luego al sustituir el HCl(ac) por



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uno de mayor concentración la mezcla cambia de color, siendo en su inicio negro,

pasando de color amarillo, verde claro, verde oscuro, gris, hasta negro. A medida

que la reacción progresa, el sistema va liberando cada vez más calor y nos damos

cuenta que libera gases por el olor desagradable que despide y por qué se observa

la formación de una leve espuma en su superficie. Luego de unos minutos no se

observan otro cambio alguno más que la terminación de la efervescencia y la

desaparición de la espuma. Es una reacción efervescente, por los gases que libera,

exotérmica, porque despide calor, y coloreada ya que momentáneamente las

limaduras cambian su apariencia.

4. Al agregar gota a gota NaOH (transparente) al FeCl3 (amarillo traslúcido), la

superficie cambia a color naranja traslúcido. Al agitarlo se homogeniza lentamente

observándose pequeños puntos de un color naranja más intenso que el del resto

del líquido, que es de color naranja traslucido un poco menos intenso que el de la

superficie anterior. No tenemos los conocimientos necesarios para explicar el por

qué de la formación de los puntos mencionados, pero podemos aclarar que sepuede tratar de una propiedad de la reacción y que no es la formación de ningún

compuesto nuevo. Es una reacción coloreada.

5. Al mezclar K2Cr2O7 (naranja translúcido) con H2SO4 (transparente) no obtuvimos

cambio alguno. Seguidamente agregamos H2O2 de 10 volúmenes a la solución y se

observa un cambio brusco de color en la parte superior del sistema, que pasa de

naranja a negro instantáneamente. Cuando se agita el sistema realiza una

efervescencia y a medida que se completa la reacción se homogenizan los colores

dando como resultado un naranjo oscuro. Se puede decir que esta reacción es

efervescente, por las burbujas que se observan, y es coloreada por los cambios de

color explicados.

Conclusión:

Personal: el ensayo del fosforo nos pareció una reacción absurda, el del HCl con el

NaCO2 no nos pareció ni mala ni buena. La del HCl con las limaduras de Fe no nos gusto debido

a su olor desagradable. La reacción del H2O2 con el H2SO4 y la del FeCl3 con el NaOH nos

parecieron unas reacciones interesantes ya que observamos colores.

Teórico / Práctico: los resultados de las reacciones se dieron satisfactoriamente y se

cumplieron los objetivos propuestos.

Segunda Parte. Reacciones de Precipitación.

Objetivos: observar y describir reacciones de precipitación.

Materiales:

Instrumental: Tres tubos de ensayo, gradilla, goteros y pipetas.

Sustancias / reactivos: solución de cloruro de sodio (NaCl), nitrato de plata (AgNO 3),

cloruro mercúrico (HgCl2), solución de yoduro de potasio (KI), solución de nitrato plumboso(Pb(NO3)2).



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Procedimientos:

1. Colocar en un tubo de ensayo 5 ml de solución de NaCl; agregar gota a gota

solución de AgNO3 hasta observar cambios. Describir y explicar dando la ecuación

molecular e iónica.

2. En otro tubo colocar 3 ml de solución de HgCl2; agregar unas gotas de solución deKI y observar. Describir y explicar dando la ecuación molecular e iónica.

3. En un tercer tubo verter 5 ml de solución de Pb(NO3)2; agregar unas gotas de KI y

observar. Describir y explicar dando la ecuación molecular e iónica.

Observaciones:

1. Al mezclar el NaCl con el AgNO3 se observa un cambio de color a blanco. El NaCl

era incoloro y el AgNO3 blanco-traslúcido y, al cabo de unos minutos, se puede

distinguir un sistema heterogéneo conformado por una fase líquida y un

precipitado blanco. Es una reacción irreversible, de precipitación, y de doblesustitución.

2. Al mezclar el HgCl2 (incoloro, inodoro) con KI (incoloro, inodoro) se observa un

cambio de color en una gama de verdes. A medida que se agrega gota a gota el KI,

la mezcla se hace más oscura, luego al agitar para homogenizar se observan dos

fases, la primera de precipitado de color amarillo verdoso y la segunda es un

líquido de color naranja traslúcido, quedando así un sistema heterogéneo de una

fase sólida y una líquida. A medida que finaliza la reacción este líquido se torna

cada vez más traslúcido e incoloro. Es una reacción irreversible, de precipitación,

coloreada y de sustitución doble o metátesis.

3. Al mezclar Pb(NO3)2 y KI (ambos incoloro e inodoro) se observan betas de color

amarillo, que al ir completándose la reacción se precipita conformando un sistema

heterogéneo de dos fases una líquida (transparente) y otra sólida (de color

amarillo). Es una reacción irreversible, de precipitación, coloreada y de sustitución

doble.

Reacciones:

1. NaCl (l) + AgNO3 (l) AgCl ↓ + NaNO3 (l)Cloruro de sodio Nitrato de plata Cloruro de plata Nitrato de sodio

Na+ + Cl – + Ag+ + NO3 –

AgCl ↓ + Na+ + NO3 –

2. HgCl2 (l) + 2 KI (l) HgI2 ↓ + 2 KCl (l)

Cloruro mercúrico Yoduro de potasio Yoduro mercúrico Cloruro de potasio

Hg+2 + 2 Cl – + 2 K+ + 2 I – HgI2 ↓ + 2 K+ + 2 Cl –

3.



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Pb(NO3)2 (l) + 2 KI (l) PbI2 ↓ + 2 KNO3 (l)Nitrato plumboso Yoduro de potasio Yoduro de plomo Nitrato de potasio

Pb+2 + 2 NO3 – + 2 K+ + 2 I – I2Pb↓ + 2 K+ + 2 NO3

–

Conclusión:

Personal: el primer ensayo no nos gusto como los otros dos, ya que no reaccionó de

una forma muy llamativa. El segundo ensayo nos pareció muy interesante ya que pudimos

observar una gama de verdes. El tercer ensayo estuvo bueno también por la coloración

obtenida, que fue un amarillo intenso. Nos sorprendió observar que al mezclar dos líquidos se

obtuvo un precipitado.

Teórico / Práctico: los resultados de las dos primeras reacciones se dieron

satisfactoriamente. El tercer ensayo fue hecho dos veces. La primera con Hg(NO3)2 a causa de

una indicación errónea y se obtuvo un precipitado naranja. La segunda vez con Pb(NO3)2 como

lo proponía la guía, se obtuvo el precipitado deseado, color amarillo y se pudo proceder a la

siguiente experiencia.

Tercera Parte. Características y propiedades de las reacciones de precipitación.

Objetivos: observar algunas propiedades de los precipitados.

Materiales:

Instrumental: los tres tubos de la experiencia anterior, gradilla, mechero bunsen, pinza

de madera, gradilla, tapón para el tubo de ensayo.

Sustancias / reactivos: solución de yoduro de potasio (KI).

Procedimientos:

1. Exponer a la luz, durante algún tiempo el precipitado de AgCl del tubo 1 de la

experiencia anterior. Registrar y explicar los cambios de color.

2. Agregar al precipitado de HgI2 del tubo 2, exceso de solución de KI y agitar.

Observar y explicar.

3. Calentar con cuidado el contenido del tubo 3 hasta que parte del precipitado se

disuelva. Dejar enfriar y describir el sistema. Tapar con un tapón el tubo de ensayoy agitar; describir lo observado.

Observaciones:

1. Al exponer el tubo 1 de la experiencia 2 a la luz no se observaron cambios, aunque

la fase líquida tendría que haberse puesto color violeta negruzco ya que tiene

propiedades fotosensibles. Esta propiedad de algunas sustancias se aprovecha

para preparar el material sensible que se una en las películas fotográficas. No

tenemos los conocimientos necesarios para explicar por qué no se produjeron

éstos cambios.



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2. Al agregarle exceso de KI al tubo 2 no se observa cambio alguno en el sistema.

Luego, para homogeneizarse se agita y se observa que el precipitado se minimiza

quedando el sistema casi en su totalidad, líquido. Se puede percibir una reacción

de óxido-reducción.

3. Al calentar el tubo 3 de la experiencia anterior, se observa primeramente un

pequeño burbujeo. Pasado unos segundos de calentado, la mezcla entra en

ebullición lentamente y el color del precipitado amarillo se torna más intenso que

el obtenido en la experiencia anterior. Al dejarla enfriar se logra percibir la llamada

lluvia de oro, que son cristales amarillos, blancos y brillantes que luego de unos

minutos precipitan.

Conclusión:

Personal: el primer tubo no reacciono con la luz por eso nos decepcionó. En el segundo

tubo, aunque no obtuvimos la reacción anhelada, fue muy agradable observar una reacción de

óxido-reducción. El tercer tubo fue una de las mejores experiencias del trabajo, ya queobservamos unos destellos brillantes muy hermosos.

Teórico / Práctico: en el primer y segundo ensayo no obtuvimos los cambios

propuestos. En el tercero sí. Posteriormente se anexara un análisis de los ensayos uno y dos

realizados correctamente.

Cuarta Parte. Reacción de Combinación.

Objetivos: observar, describir y explicar una reacción de combinación.

Materiales:

Instrumental: tubo de ensayo, pinza de madera, mechero bunsen, espátula y gotero.

Sustancias / reactivos: limaduras de hierro (Fe); azufre en polvo (S); ácido clorhídrico

concentrado (HCl(ac)).

Procedimientos:

1. Mezclar 2 puntas de espátula de limaduras de Fe con una de S en polvo. Colocarlas

en un tubo de ensayo y calentar la mezcla hasta que aparezca una puntaincandescente. Retirar de la llama y dejar enfriar.

2. Observar, describir el sólido formado y explicar dando fórmula.

3. Agregar al tubo de ensayo, con cuidado, unas gotas de HCl(ac) concentrado.

Observar, y explicar dando ecuación.

Observaciones:

1. Las limaduras de hierro son de color gris oscuro, se mantienen a una temperatura

levemente más fría que la del ambiente, son inodoras, tienen propiedades

ferromagnéticas y están en estado sólido. El azufre en polvo es de color amarillo,

está a temperatura ambiente, es inodoro y no tiene propiedades ferromagnéticas.



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2. Al calentar la mezcla de limaduras de Fe y S en polvo, observamos que se unen

formando una sustancia homogénea de color negro intenso denominada FeS

(sulfuro ferroso). Al combinarse con el O2 del ambiente, libera gases tóxicos

(dióxido de azufre SO2) solamente cuando está boca abajo ya que la densidad del

gas es menor a la de la atmósfera. Cuando estos gases entran en contacto con H 2O

se forma H2SO4. Cuando este sólido homogéneo es sumergido en agua presenta

propiedades másicas similares a las de un chicle. El Fe al ser fundido con el S pierde

sus propiedades ferromagnéticas. Esto explica que al producirse una reacción de

combinación como la del ejemplo, los reactivos dan un único producto que

presenta propiedades diferentes. La punta incandescente mencionada en la guía

no se pudo observar.

3. Cuando a esta sustancia se le agrega HCl(ac) concentrado produce una reacción

efervescente liberando el gas H2S. Esto se puede percibir por las burbujas

observadas en la mezcla y por el olor desagradable percibido.

4. Es una reacción de combinación, porque dos reactivos se unen para dar un únicoproducto, efervescente por los gases que libera, endotérmica, ya que necesita

absorber calor para reaccionar, irreversible, ya que los reactivos no pueden volver

a ser obtenidos en su estado original.

Reacciones:

θ

S + Fe FeSAzufre Hierro Sulfuro ferroso

FeS + 2 HCl(ac) FeCl2 + H2S↑ Sulfuro ferroso Ácido clorhídrico Cloruro ferroso Sulfuro de hidrógeno

Ecuaciones auxiliaries:

FeS + O2 SO2↑ + FeSulfuro ferroso Oxígeno Dióxido de azufre Hierro

FeS + H2O H2SO4 + FeSulfuro ferroso Agua Ácido sulfúrico Hierro

Conclusión:

Personal: nos pareció muy buena esta experiencia, ya que de dos sustancias puras

simples, como el Fe y el S se pueden obtener sustancias como H2SO4, el SO2↑ (liberado), la

masa chilcosa.

Teórico / Práctico: esta experiencia fue lograda con éxito ya que cumplimos con todos

los objetivos propuestos y las reacciones se dieron satisfactoriamente, aunque no logramos la

reacción que se produjo cuando se introdujo el sólido en el H2O, tal y como se explicó en la

observación.

Quinta Parte. Reacción de descomposición.



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Objetivos: observar, describir y explicar una reacción de descomposición.

Materiales:

Instrumental: tubo de ensayo, pinza de madera, mechero bunsen.

Sustancias / reactivos: dicromato de amonio (NH4)2Cr2O7.

Procedimientos:

1. Colocar en un tubo de ensayo una espátula de dicromato de amonio. Describir.

2. Calentarlo con la pinza de madera hasta que se observe la reacción y luego

retirarlo.

3. Acercar un fósforo encendido a la boca del tubo y registrar si se apaga o si arde

más. Explicar.

4. Describir las propiedades organolépticas de los productos de la reacción.

5. Formular ecuación y explicar.

Observaciones:

El (NH4)2Cr2O7 es una sal en forma cristalina de color naranja intenso con tonos

oscuros, no tiene olor y se encuentra a temperatura ambiente. Al calentarlo reacciona casi

instantáneamente dando una llama que se desvanece al terminar la combustión del mismo. Al

finalizar la reacción se observan unas cenizas en forma de granos de colores verdes bien

definidos y negros y también despide un olor extraño. Al acercar un fosforo encendido a la

boca del tubo de ensayo se apaga a causa de los gases que libera el (NH4)2Cr2O7 una vez

calentados. Estos gases son vapor de H2O y N2 (nitrógeno), que, al no ser gases orgánicos ucualquier otro tipo de gas inflamable, no reaccionan con la llama del fosforo y lo apagan. Se

puede describir una reacción lumínica, por la llama, irreversible, porque el (NH4)2Cr2O7 fue

hecho cenizas y no puede volver al estado cristalino anterior, endotérmica, porque necesita

absorber calor para reaccionar, coloreada, porque el estado del (NH4)2Cr2O7 cambia y también

su color, y de descomposición, porque el dicromato de amonio (NH4)2Cr2O7, al reaccionar con

el calor suministrado, se descompone en N2 nitrógeno, agua H2O en estado de vapor, y óxido

crómico Cr2O3.

Reacciones:

θ

(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4 H2ODicromato de amonio Nitrógeno Óxido crómico Agua

Conclusión:

Personal: nos pareció otra de las mejores experiencias del trabajo práctico. Fue muy

interesante ver como una sal reaccionaba absorbiendo calor, produciendo una llama y

reduciéndose a cenizas de colores.



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Teórico / Práctico: esta reacción fue hecha tal como lo explicó la guía. Lográndolo con

éxito, ya que cumplimos con todos los objetivos propuestos y las reacciones se dieron

satisfactoriamente.

Sexta Parte. Reacción de desplazamiento.

Objetivos: observar, describir y explicar una reacción de desplazamiento simple.

Materiales:

Instrumental: dos tubos de ensayo, gradilla, pipeta, perita.

Sustancias / reactivos: solución de sulfato cúprico (CuSO4), un clavo de hierro (Fe).

Procedimientos:

1. Colocar 5 ml de CuSO4 en cada uno de los tubos de ensayo.2. Describir las propiedades organolépticas del clavo limpio y posteriormente

introducirlo en uno de los tubos (debe quedar parte del clavo sin sumergir)

3. Dejar unos minutos hasta que aparezcan cambios notables.

4. Retirar el clavo y comparar ambas partes del mismo. Comparar los líquidos de los

dos tubos de ensayo.

5. Lavar el clavo y comparar el diámetro y el aspecto de la parte sumergida y de la

que quedo sin sumergir.

6. Registrar lo observado. Describir, explicar la reacción y dar su ecuación.

Observaciones:

El CuSO4 es un líquido color celeste traslúcido, de temperatura levemente más fría que

la del ambiente y no tiene olor. El clavo es una aleación en la cual su principal compuesto es el

Fe, tiene propiedades ferromagnéticas, color plateado y un diámetro aproximado de 2 mm.

Al introducir el calvo en un tubo de ensayo con CuSO4 instantáneamente no se

observan cambios. Luego de un minuto se observa que la parte sumergida del clavo cambia de

color plateado a negro y se puede observar que el diámetro de este se reduce levemente;

también se distingue la parte sumergida del clavo por una capa de aspecto esponjosa que se

ve alrededor del mismo. Por otro lado, la solución de CuSO4 pasa de color celeste translúcido, averde tenue.

El diámetro del cobre disminuye porque el hierro del clavo se disuelve en la solución

para formar FeSO4 (sulfato ferroso), y es por eso también que el líquido cambia de aspecto. La

solución pierde color porque la cantidad de CuSO4 disuelta disminuye y la de FeSO4 va

aumentando a medida que la reacción progresa. Se percibe entonces una reacción coloreada,

por los colores obtenidos, y de desplazamiento, porque el sulfato cúprico CuSO4, al reaccionar

con el hierro Fe, libera el Cu y lo sustituye por el Fe dando sulfato ferroso FeSO4; por esto se

dice que el Fe desplaza al Cu.

Reacciones:



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CuSO4 + Fe FeSO4 + CuSulfato cúprico Hierro Sulfato ferroso Cobre

Conclusión:

Personal: fue una experiencia agradable, ya que observamos una oxidación rápida.

Teórico / Práctico: pudimos concluir esta experiencia con satisfacción, logrando todos

los objetivos pautados.

Séptima Parte. Reacción de doble desplazamiento o metátesis.

Objetivos: observar, describir y explicar una reacción de metátesis.

Materiales:

Instrumental: tubo de ensayo, gotero.

Sustancias / reactivos: nitrato de plata (AgNO3), ácido clorhídrico (HCl(ac)).

Procedimientos:

1. Colocar en un tubo de ensayo 5 ml de solución de HCl (ac) y añadirle 5 gotas de

solución de AgNO3. Observar, describir y explicar dando ecuación.

Observaciones:

Al unir 5 ml de HCl(ac) con 5 gotas de AgNO3 obtenemos una reacción coloreada en la

que la mezcla tiene dos colores distintos. En la parte superior se distingue un color blanco

intenso, mientras que en la parte inferior es transparente. Al homogenizar se obtiene una sola

fase de color blanco traslúcido. Es una reacción coloreada, por la coloración explicada, y de

doble desplazamiento o metátesis, ya que los átomos correspondientes al ácido clorhídrico

HCl(ac) y al nitrato de plata AgNO3 se intercambian para dar ácido nítrico HNO3 y cloruro de

plata AgCl.

Reacciones:

HCl(ac) + AgNO3 AgCl + HNO3

Ácido clorhídrico Nitrato de plata Cloruro de plata Ácido nítrico

Conclusión:

Personal: esta reacción nos fue indiferente, ya que lo único que se pudo percibir fue

un cambio de color mínimo.

Teórico / Práctico: pudimos concluir esta experiencia con satisfacción, logrando todos

los objetivos deseados.

Octava Parte. Reacción de Combustión.

Objetivos: observar, describir y explicar el funcionamiento y las llamas del mechero bunsen.



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Materiales:

Instrumental: Mechero bunsen.

Sustancias / reactivos: Gas metano (CH4), oxígeno del aire (O2).

Procedimientos:

1. Explicar la combustión del mechero.

Observaciones:

El mechero Bunsen consta de un tubo vertical o chimenea enroscado en su parte

inferior a un pie por donde entra el gas. Junto a la rosca que une la chimenea con el pie hay un

aro metálico provisto de dos orificios. El aro puede girar de manera que sus orificios coincidan

o no con los similares de la chimenea: así se regula la entrada de aire (O 2) que se mezcla con el

gas (CH4).

Una vez encendido el mechero y bienregulada iiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii la entrada de aire (O2) se observa una llama limpiade iiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii color azul, no contaminante, con tres conosdistintos, el iiiiiiiiiiiiiiiii cono caliente, que también se lo denomina zonaiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii i oxidante arde a 1540°C es la parte de la llama en laque iiiiiiiiiiiiiiiiiiiii

la combustión es más completa ya que está eniiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii contacto con el aire, el cono luminoso, tambiéniiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii conocida como zona reductora arde a 1570°C y es laiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii zona de más luminosidad en la llama, con un coloriiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii blanco brillante formado por partículasincandescentes iiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii de combustible en presencia de poco aire, y el conoiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii interno o zona fría, de color azul intenso arde a tansolo iiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii 300°C ya que no alcanza bien la temperatura deiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiiii inflamación.

Si no se suministra la cantidad de aire oxígeno necesaria al mechero, la combustión de

producirá de forma incompleta dando una llama contaminante en la que no se distinguen los

conos antes mencionados y en la que su parte superior se torna color naranja.

Reacciones:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2OGas metano Oxígeno Dióxido de carbono Agua

Conclusión:



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Personal: esta reacción nos pareció buena para poder realizar la descripción de uno de

los instrumentos más importantes del laboratorio.

Teórico / Práctico: concluimos esta experiencia con éxito, pudiendo describir

detalladamente el funcionamiento del mechero y sus características.

Anexo: Segunda y Tercera Parte. Reacciones de Precipitación y sus

Características y propiedades.

Objetivos: rehacer correctamente las experiencias propuestas en los ensayos de las partes

dos y tres, describirlas y obtener los resultados deseados.

Materiales:

Instrumental: dos tubos de ensayo, gradilla, tapón para el tubo de ensayo , goteros y

pipetas.

Sustancias / reactivos: solución de cloruro de sodio (NaCl), nitrato de plata (AgNO 3),

cloruro mercúrico (HgCl2), solución de yoduro de potasio (KI).

Procedimientos:

1. Volver a realizar los procedimientos de la experiencia uno y dos de la segunda

parte del trabajo práctico, para luego proceder a la tercera parte, en la cual los

resultados obtenidos tampoco fueron los deseados.

Observaciones:

1. Se volvió a hacer la reacción del tubo uno de la parte dos (NaCl + AgNO3) para

concluir con la tercera parte: Al exponer el tubo 1 de la experiencia 2 a la luz, esta

vez, la mezcla cambió de color blanco a violeta negruzco y se pudieron apreciar sus

propiedades fotosensibles.

2. Al rehacer la experiencia del tubo dos de la experiencia dos (HgCl2 + KI), se observo

que el precipitado se dio en un color naranja intenso (no como la primera vez

realizado, en la que el precipitado se coloró en una gama de verdes y a medida

que se agrega gota a gota el KI, la mezcla se hacía más oscura, lo cual nos

sorprende). Evidentemente, la primera reacción que se realizó estuvo mal hechaporque se llevó a cabo con un mal manejo de los instrumentos, ya que la

coloración (entre verdes y negros) antes descripta probablemente se debió a que

el tubo de ensayo con el cual se trabajó hubiera estado sucio.

Al pasar a la tercera parte del trabajo se observa que: Al agregarle exceso de KI al

tubo 2, la precipitación se acelera. Luego, para homogeneizarse se agita y se

observa que el líquido, momentáneamente, toma el color del precipitado. Luego,

lentamente el precipitado se va minimizado (reacción redox) quedando el sistema

sólo un poco más líquido que sólido (no como en la reacción que se realizó mal, en

la que el sistema quedo casi completamente líquido).

Conclusión:



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Personal: el primer ensayo no nos gusto como los otros dos, ya que no reaccionó de

una forma muy llamativa. El segundo ensayo nos pareció mejor ya que observamos un color

naranja intenso. Nos sorprendió observar que al mezclar dos líquidos se obtuvo un

precipitado.

Teórico / Práctico: esta vez, se pudo llegar a los resultados deseados, se cumplieronlos objetivos y se pudo explicar por qué no se habían dado las reacciones correctas en los

ensayos anteriores.

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