Informe de Laboratori

Tipus de Reaccions químiques

Índex

Una reacció química és el procés en el que una o més substàncies - els reactius - es transformen en altres substàncies diferents - els productes de la reacció, és a dir, reestructuració d'enllaços. Observar les característiques d'una reacció química, en particular observar acuradament i anotar els canvis observats en les propietats (color, olor, sabor, estat d'agregació, densitat...), i percebre i anotar els intercanvis d'energia amb l'entorn (tubs d'assaig calents, soroll de petites exposions, flames avivades, necessitat d'escalfar els reactius al bec Bunsen per tal que es produeixi la reacció...) .

La fi d'aquest i de tots els laboratoris és aprendre i ampliar més els nostres coneixements; però aquest laboratori s'encarrega d'expandir els nostres coneixements en l'àmbit de la química i de les seves conegudes reaccions químiques.

Per a això hem posat a prova distints reactius barrejats amb altres per a observar que es formava, i així després escriure i equilibrar les equacions químiques.

Per a la millor comprensió del tema ,i per descomptat del laboratori, a continuació et presento el material del laboratori , els exemples de muntatges i les normes de seguretat en el laboratori.

Material de laboratori

Exemples de muntatges de pràctiques

Objectius

• Realitzar i observar les reaccions químiques al mig aquós que es proposa.

• Escriure i equilibrar les equacions químiques per a les reaccions proposades. Nomenar d'acord a la nomenclatura química cada rreactiu i producte.

• Observar l'estat de cada producte (sòlid insoluble en aigua, ions en solució o gas).

Els mètodes utilitzats van ser la dissolució de les substàncies en mitjans aquosos, de manera que haguéssim d'observar els canvis en el color, teixidura, etc... de les reaccions proposades.

Recorda...

• Als innumerables canvis que tenen lloc a l'univers, se'ls anomena fenòmens. Es poden dividir en dos grans grups: fenòmens físics (canvis que pot experimentar una substància sense deixar de ser ella mateixa) i fenòmens químics (quan a partir d'una o més substàncies se n'obtenen d'altres de propietats diferents de les inicials).

• En tota reacció química, el nombre i la classe d'àtoms que formen les substàncies inicials i finals són els mateixos però agrupats de manera diferent.

• Totes les reaccions químiques desprenen energia o n'absorbeixen. S'anomenen EXOTÈRMIQUES les reaccions químiques que tenen lloc amb despreniment d'energia en forma de calor.S'anomenen ENDOTÈRMIQUES les reaccions químiques que tenen lloc amb absorció d'energia en forma de calor

• Una equació química és l'expressió simplificada d'una reacció química. Consta de dos membres: en el primer figuren les substàncies inicials o reactius i, en el segon, les substàncies finals o productes de la transformació.

• Una equació ha d'estar ajustada, és a dir, el nombre d'àtoms de cada element que intervé en la reacció és el mateix en ambdós membres.

Reaccions (energètic)

ENERGIA D'ENLLAÇ

• Quan dos àtoms s'uneixen per formar un enllaç alliberen energia.

• Si comunicam prou energia a dos àtoms enllaçats en provocarem la separació. Quan es forma un enllaç s'allibera energia i per rompre un enllaç es necessita energia.

ENERGIA DE REACCIÓ

consum energètic

4 enllaços C-H 4*415 Kj/mol

2 enllaços O=O 2*494 Kj/mol

total: 2648 Kj/mol

energia alliberada

2 enllaços C=O 2*730 Kj/mol

4 enllaços H-O 4*460 Kj/mol

total: 3300 Kj/mol

Reaccions (cinètic)

No totes les reaccions químiques es produeixen a la mateixa velocitat. Hi ha des de reaccions gairebé instantànies fins a reaccions extremadament lentes.

Per poder entendre el per què de les diferents velocitats de les reaccions, hem d'entrar a analitzar el seu mecanisme intern.

Les molècules dels reactius xoquen i del xoc en pot resultar la formació dels productes de la reacció.

En els xocs, s'han de començar a debilitar els enllaços que s'han de rompre i a formar-se els nous enllaços. Per això, només aquells xocs que tenguin prou energia i una orientació adequada de les molécules podran conduir a la formació dels productes de la reacció. Als xocs que compleixen aquestes dues condicions se'ls anomena xocs eficaços i són una fracció molt petita del total de xocs.

Una de les teories que permeten interpretar la cinètica de les reaccions químiques suposa que, perquè les molécules dels reactius puguin convertir-se en els productes, cal que primer passin per un estat intermig anomenat complex activat en el qual s'han afeblit els enllaços dels reactius i comencen a formar-se els enllaços dels productes. Aquesta idea es pot representar en un diagrama d'energia:

En aquest diagrama es pot veure que el complex activat té més energia que els reactius (i també que els productes, si la reacció és endotèrmica). Aquesta energia suplementària rep el nom d'energia d'activació i ve a representar una barrera que han de salvar les molècules dels reactius perquè es pugui produir la reacció. Com més elevada sigui l'energia d'activació, menor serà la velocitat de reacció ja que hi haurà menys xocs eficaços (que tenguin prou energia).

Per modificar la velocitat d'una reacció es pot influir, entre d'altres factors, sobre:

• El nombre de xocs: si s'augmenta la concentració dels reactius, hi haurà més xocs i, per tant, també hi haurà més xocs eficaços. Un augment en el grau de divisió dels reactius tendrà també el mateix efecte, perquè augmentarà la superfície de contacte i per tant el nombre de xocs.

• L'energia dels xocs: si s'augmenta la temperatura, les molècules dels reactius tendran una major energia i per tant també hi haurà més xocs prou energètics per ser eficaços. Aquest factor és molt important. S'admet en general que, fins un cert límit, la velocitat de reacció es duplica per a cada 10º d'augment de la temperatura.

• El valor de l'energia d'activació: si es disminueix aquest valor, la velocitat augmentarà; si s'augmenta el valor de l'energia d'activació, la velocitat disminuirà. Els catalitzadors són unes substàncies que, afegides en proporcions molt petites a una reacció, en canvien l'energia d'activació. Si la disminueixen són catalitzadors positius o activadors (la velocitat augmenta); si l'augmenten, catalitzadors negatius o inhibidors (la velocitat disminueix).

Reaccions reversibles

   El mecanisme que explica com es produeix una reacció permet pensar que les reaccions han de ser reversibles, és a dir, que s'han de poder produir tan en un sentit com en l'altre. Efectivament, si a partir dels xocs entre les molècules de reactius es produeixen les molècules dels productes, els xocs entre les molècules dels productes han de poder originar les molècules dels reactius.

   En principi, no hi ha res que contradigui aquest raonament. Únicament si algun dels productes de la reacció desapareix del medi on la reacció té lloc (per exemple, perquè és gasós i el recipient és obert) la reacció inversa serà impossible. Hi ha, doncs, moltes reaccions reversibles. Per exemple. moltes de les reaccions que tenen lloc dins els éssers vius ho són.

   Per a les reaccions reversibles, és lògic pensar que la reacció directa inicialment serà més ràpida que la inversa pel fet que la concentració dels reactius és major que la dels productes. Així com es vagin formant els productes, la seva concentració augmentarà i la velocitat de la reacció inversa augmentarà també; al mateix temps, la concentració dels reactius disminuirà i també ho farà la velocitat de la reacció inversa. Si una velocitat augmenta i l'altre disminueix, arribarà un moment en què s'igualaran. A partir d'aquest instant, les concentracions, tant de reactius com de productes, es mantendran constants: la reacció haurà arribat a un estat d'equilibri en el qual semblarà que la reacció hagi acabat (de fet les concentracions de les substàncies no canvia). En realitat, però, la reacció continua, ho fa amb la mateixa velocitat pels dos sentits, es tracta d'un estat d'equilibri dinàmic.

DIFERENTS TIPUS DE REACCIONS QUÍMIQUES EN DISSOLUCIÓ

Oxidació-reducció

• Una reacció d'oxidació-reducció és una reacció en la qual existeix transferència d'electrons.

• Una pila produeix energia elèctrica a partir d'una reacció d'oxidació-reducció espontània.

• Oxidació: Procés en el qual un àtom o grup atòmic perd electrons. Perquè això degui és necessari que aquests electrons els capti altra substància. A aquesta substància se li crida oxidant o agent oxidant.

• Reducció: Procés en el qual un àtom o grup atòmic capta electrons. Perquè això degui és necessari que altra substància cedeixi electrons. A aquesta substància se li crida reductor o agent reductor.

Els processos d'oxidació i reducció no es donen per separat i per tant es parla de reaccions d'oxidació-reducció o reaccions redox.

En aquestes reaccions hi ha una transferència d'electrons des del reductor a l'oxidant. L'oxidant, al captar electrons es reduïx i el reductor al cedir-los s'oxida.

El nº d'oxidació ens serveix per a determinar com és l'oxidant i com és el reductor.

Es defineix com el nº de càrregues que hauria d'assignar a cada àtom que forma part d'un compost si passés a l'estat de ió.

Se segueixen les següents regles per a assignar els nombres d'oxidació:

• El nº d'oxidació de qualsevol element en estat atòmic o molecular és zero

• L'oxigen sempre té d'índex d'oxidació -2, excepte en els peròxids que té -1

• L'hidrogen té d'índex d'oxidació +1 excepte en els hidrurs que és -1

• Els metalls tenen d'índex d'oxidació la seva valència positiva

• El nº d'oxidació dels no metalls es calcula per tempteig tenint en compte que la suma dels índexs d'oxidació de tots els àtoms que formen un compost és zero.

EQUIVALENT D'OXIDACIÓ-REDUCCIÓ

Les reaccions redox, com les àcid-base, es realitzen equivalent a equivalent, és a dir, un equivalent-gram d'oxidant reacciona amb un equivalent-gram de reductor.

Es denomina equivalent de l'oxidant al quocient entre la massa molecular d'aquest i el nº d'electrons que guanya en la reacció.

Igualment, l'equivalent del reductor serà el quocient de la seva massa molecular entre el nº d'electrons que perd en la reacció.

Solubilitat

Síntesi:

• La solubilitat d'un compost en aigua és la màxima quantitat que, a una temperatura donada, es pot dissoldre en un determinat volum d'aigua.

• Un compost no soluble en aigua és aquell compost que té solubilitat massa petita per a poder apreciar quina part del sòlid passa a la dissolució.

• Una dissolució saturada és aquella en la qual el solut es troba en equilibri amb els ions de la dissolució. Es diu no saturada quan encara es pot dissoldre més solut, i sobresaturada quan conté més solut dissolt del que estaria en equilibri amb el solut no dissolt.

• L'aparició d'un sòlid, quan una reacció transcórre en dissolució, s'anomena precipitació.

Ampliació:

Es diu precipitat a la fase sòlida que apareix en el seno d'una dissolució. I es denomina solubilitat d'un solut a la concentració del solut en una dissolució saturada.

Els factors que afecten a la solubilitat d'una substància són:

• Temperatura: En general, un augment de temperatura fa que la solubilitat augmenti. Això és degut al fet que perquè una substància es dissolgui, és necessari comunicar energia per a trencar enllaços. Com més gran sigui la Tª major serà la energia, per tant, major nº d'enllaços es trencaran, pel que hi ha més dissolució i com a conseqüència la solubilitat és major.

• Entropia: Com més gran sigui la solubilitat d'una substància, major és l'entropia de la mateixa. Per això, quan vam agitar una dissolució, vam aconseguir que la substància es dissolgui millor ja que augmenta el grau de desordre i, per tant, augmenta l'entropia.

• Grandària dels ions: En general, com més gran sigui la grandària dels ions, major és la solubilitat, ja que al ser els ions més grans, estan més pròxims entre sí, sent la repulsió entre ells major, amb el que es trenquen millor els enllaços i, per tant es dissolen més.

• Densitat de la càrrega: És la relació entre la càrrega i la grandària del ió. Si la densitat és gran, la grandària del ió és petit i per tant, la solubilitat és baixa i viceversa. És a dir, la càrrega i la grandària del ió són inversament proporcionals.

• Naturalesa del dissolvent: Aquesta naturalesa s'amida amb la constant dielèctrica del dissolvent. Si aquesta cte és alta, el dissolvent és polar, amb el que atraurà als ions del solut, afavorint la solubilitat.


DISSOLUCIÓ DE PRECIPITATS

De vegades en un procés, és necessària la dissolució de precipitats. Això es deu aconseguir:

Mitjançant l'efecte salí que consisteix a dissoldre en la dissolució altres substàncies que no presentin l'efecte del ió comú, ja que això fa que la solubilitat augmenti ja que hi ha interaccions entre tots els ions que fa que pugui dissoldre's més quantitat de sal.

Per formació d'un àcid o base febles. És a dir, agregant al precipitat compostos que formin un àcid o una base feble amb algun dels ions del precipitat, amb el que aquest es dissol.

Per formació de complexos, és a dir, agregant substàncies que siguin capaces de formar amb el precipitat un complex soluble.

Àcid-base

• Són reaccions que impliquen la transferència de protons.

• Aquest concepte permet relacionar una gran quantitat de reaccions químiques que a primera vista podrien semblar molt diferents.

• Àcid és tota substància que es dissocia en dissolució aquosa produint ions hidrogen H+ (és capaç de cedir protons, o de compartir un parell d'electrons).

• Base és tota substància que es dissocia en solució aquosa produint ions hidroxid OH- (és capaç d'acceptar protons o cedir, per compartir, un parell d'electrons).

• L'acidesa d'una dissolució es mesura amb el

• pH = - log [H+ ]

• pOH = -log [OH-]

• Les concentracions [H+], [OH-] són habitualment petites, però l'ús del pH permet treballar amb nombres enters. La relació que hi ha entre ells és:

• pH + pOH = 14.

• En una dissolució àcida el pH és < 7; en una dissolució neutra el pH és = 7; en una dissolució bàsica el pH és > 7.

Ampliant els coneixements del pH…

En 1909 el químic danès S/ va definir el potencial hidrogen (pH) com el logarítmo negatiu de l'activitat dels ions hidrogen. Això és:

Des de llavors, el terme pH deu estat universalment utilitzat per la facilitat del seu ús, evitant així el maneig de xifres llargues i complexes. En dissolucions diluïdes en lloc d'utilitzar l'activitat de l'ió hidrogen, se li deu aproximar utilitzant la concentració molar de l'ió hidrogen. Per exemple, una concentració de %[H+] = 1×10-7 M (0,0000001) és simplement un pH de 7 ja que : pH = -log%[10-7] = 7.

El pH típicament va de 0 a 14 en dissolució aquosa, sent les dissolucions amb pH menors a 7 àcides, i les té pH majors a 7, bàsics. El pH = 7 indica la neutralitat de la dissolució (sent el dissolvent aigua). Es considera que p és un operador logarítmic sobre la concentració d'una solució: p = -*log%[...]

També es defineix el pOH, que amida la concentració d'ions OH-. Ja que l'aigua deu dissociada en una petita extensió en ions OH- i H+, hem de:

Kw = %[H+]%[OH-]=10-14

on %[H+] és la concentració d'ions d'hidrogen, %[OH-] la d'ions hidròxid, i Kw és una constant coneguda com producte iònic de l'aigua.

Per tant,

log Kw = log %[H+] + log %[OH-]

-14 = log %[H+] + log %[OH-]

pOH = -log %[OH-] = 14 + log %[H+]

Pel que es deu relacionar directament el valor del pH amb el del pOH.

En dissolucions no aquoses, o fora de condicions normals de pressió i temperatura, un pH de 7 pot no ser el neutre. El pH al com la dissolució és neutra deurà relacionat amb la constant de dissociació del dissolvent en el qual es treballi.

Mesura del pH

La Hydrangea macrophylla posseïx flors roses o blaves depenent del pH del sòl. En sòls àcids les flors són blaves, mentre que en sòls alcalins són roses %[1]

El valor del pH es deu amidar de forma precisa mitjançant un pH metre, un instrument que amida la diferència de potencial entre dos elèctrodes: un elèctrode de referència (generalment de plata/clorur de plata) i un elèctrode de vidre que és sensible a l'ió hidrogen.

També es deu amidar de forma aproximada el pH d'una dissolució emprant indicadors, àcids o bases febles que presenten diferent color segons el pH. Generalment s'empra paper indicador, que es tracta de paper impregnat d'una barreja d'indicadors.

Càlcul del pH de solucions aquoses

Quan vam treballar amb àcids i bases fortes el calcul del pH es reduïx a simples expressions considerant que aquests es disocian al 100% (els àcids i bases fortes es defineixen per això). D'aquesta forma una solució 0.1 M de HCl (àc. clorhídric, un àcid fort) tendrà una concentració 0.1 M de protons i per tant un pH igual al logaritme negatiu de 0.1, és a dir, 1 (molt àcid). Mentre que una solució 0.1 M de NaOH (hidròxid de sodi, una base forta) tendrà una concentració 0.1 M d'OH-, per tant un pOH = 1, i com deu sabut que la suma de pH i pOH és igual a 14 s'arriba a la resposta que el pH és igual a 13.

No tots els àcids i bases es disocian totalment. Alguns són febles, ja que es disocian parcialment. En aquest cas el valor de pH pot calcular-se fàcilment coneixent la esteoqueometría de la reacció química i la seva naturalesa. Suposem el cas general d'un àcid AH que es disocia en un solucioni (aigua) de la següent forma:

AH + H2O --> A- + H+3O

Amb A- com la base conjugada de l'àcid i H+3O l'àcid conjugat de la base (aquest parell de conceptes deuen estar clars per a fer més senzill i lògic el desenvolupament). L'equació anterior expressada desacordada a la constant d'acidesa Ca, la qual és solament la constant d'equilibri de la reacció, seriosa:

Ca = %[A-]%[H+3O]

---------

%[AH]%[H2O]

Ara solament deu conèixer la constant d'equilibri de l'àcid AH i les concentracions de les espècies en l'equilibri per a poder calcular la concentració d'H+3O. Observant la estequiometria de la reacció es deduïx que la %[A-] és igual a %[H+3O] i la concentració de %[AH] sera la concentració inicial de l'àcid AH sense dissociar menys la concentració que es disocio d'aquest en l'equilibri, en altres paraules, %[A-]. De l'anterior s'arriba a:

Ca = (x2)

----------

(AHi - x)

Recordant que la %[H2O] és sempre considerada com 1 en les equacions d'equilibri.

De forma similar a l'anterior devem dir que en el cas d'una base forta B+, que es comporta en una reacció de la següent forma:

B+ + H2O --> BH + OH-

Si coneixem la concentració de la base forta en solució i la constant de basicidez de la base es deu arribar a calcular %[OH-] o el pOH i d'això calcular el pH (recordar que la supa de pH i pOH és igual a 14 i que el producte de les seves concentracions és igual a Kw, és a dir, 10-14).

No sempre és obligatori resoldre l'equació de segon grau per a estimar el pH en presència d'un àcid o base feble, ja que poden assumir-se certes condicions que deuen simplificar els càlculs. Això no sempre és correcte. Suposem que devem treballant amb un àcid debil amb una Ca molt petita, d'això pofríem dir que l'àcid es disocia molt poc, potser tan poc com per a poder menysprear-se en l'equació d'equilibri, si així ho fos podríem calcular el pH com:

Ca = (x2)

----------

(AHi)

Ja que la concentració d'AH en l'equilibri és molt similar a la inicial, ja que és molt poc el que es disocia (i en una resta d'alguna cosa molt gran menys alguna cosa molt noi el resultat és molt similar al valor més gran). Semblaria que es deuen assumint moltes condicions però en realitat no, sempre que deguem treballant amb àcids o bases dèbiles que es disocien molt poc (constants d'equilibri molt petites, de l'ordre dels 10-3 i menors, amb concentracions inicials de l'àcid o la base dèbiles raonablement grans com 0.1). Per a estar més segurs també es deu realitzar el següent calculo:

%[AHi] %[H+suposat]

------- = --------

100% X

Si X deu ser major que el 5% llavors el supòsit és fals i és necessari desenvolupar l'equació de segon grau.

Síntesi global de les reaccions químiques en dissolució:

Reaccions en dissolució

Reaccions (energètic)

Des del punt de vista energètic, les reaccions poden ser exotèrmiques si desprenen energia i endotèrmiques si n'absorbeixen.

Sí, l'aigua destil·lada està a 17 ºC i quan està amb el nitrat potàssic és de 10,4ºC. El procés de dissolucions és que l'aigua més nitrat potàssic és una dissolució. També és una reacció endotèrmica.

BaOH + 2NH4Cl -- BaCl2 + 2NH4OH

la temperatura -20º ja que al dibuix posi 20º.

El hidròxid bàric està a 18,1ºC, quant hem afegit el clorur amònic la temperatura és de -1,8ºC. S'hi observa una olor semblant a la del producte anomenat amoníac. El paper queda congelat i les substàncies són blanques quasi congelades. La temperatura ha baixat molt.

NaOH -> 18,7 ºC

Mescla entres els dos -> 63ºC

NaOH + HCl -- NaCl + H2O

L'hidròxid sòdic (NaOH) o hidròxid de sodi, també conegut com a sosa càustica, és un hidròxid càustic usat en la indústria (principalment com una base química) en la fabricació de paper, teixits, i detergents.

L'hidròxid sòdic s'utilitza ocasionalment en aplicacions domèstiques, però és altament corrosiu i té un alt risc de produir cremades químiques, danys permanents o cicatrius, i ceguesa, a causa de la seua alta reactivitat.

Quan l'hidròxid sòdic reacciona amb l'aigua, en calent pot arribar a produir foc. Per aquesta raó, és important comptar amb un extintor adequat a mà, abans de començar a treballar amb hidròxid sòdic.

L'hidròxid sòdic es fabrica per electròlisi d'una solució aquosa de clorur sòdic. És un subproducte d'un procés que s'utilitza per a produir clor. S'obté comercialment en forma d'unes llenties blanques, altament higroscòpiques.

ENERGIA DE LES REACCIONS

• Provam d'encalentir un pot de xocolata movent-lo sense que hagui de passar pel foc.

• Una bossa es congela i refreda sense congelador. Conté nitrat amònic que quant rep cops comença a congelar-se.

• Una bossa per encalentir, per exemple pot ser usat per encalentir les mans posant-la entre la mà i el guà. Aquesta bossa conté acetat sòdic i es posa als guants i com que és porosa s'encalenteix perquè ha d'entrar oxigen o també utilitzat per encalentir el biberó.

Reaccions (cinètic)

Les reaccions químiques s'estudien també des del punt de vista cinètic (de velocitat). Hi ha reaccions molt ràpides, per exemple l'anterior: en un temps molt breu ja s'han format els productes. D'altres, en canvi són molt lentes. En aquest cas, es pot augmentar la seva velocitat , per exemple, augmentant la temperatura, agitant el matràs de reacció, utilitzant reactius més concentrats, o afegint unes substàncies anomenades catalitzadors.

Reacció d'estaratificació

CH3-COOH + CH3CH2OH CH3COOCH2CH3 + H2O

ÀC. ACÈTIC + ETANOL - ÀSTER + AIGUA

L'àcid acètic fa olor a vinagre.

L'etanol, si encalentissim la mescla dues hores s'evaporaria bona part.

Si provam de fer CaCl2 + H2O seria una reacció exotèrmica.

En el muntatge un reflux, reflueix els vapors contínuament. Hi ha un catalitzador què és l'acid sulfúric concentrat (parlaríem de 6M-12M) per tant, accelerarà la reacció.

Si posam troços de test ajudarà a les bombolles a que es produeixin petites. Plat porós quan es bull una cosa per preveure els esquits.

Si en l'acetat sòdi (dió sobresaturada-per encalentir biberons) i aigua (ha cristal·litzat l'estat sòdic). Es pegen un parell de cops i comença a encalentir-se.

És reutilitzable, de molts d'usos no com la beguda de xocolata que només és per una sola vegada.

La dissolució saturada està menys dissolta i la dissolució sobresaturada està més dissolta.

Perquè comenci la cristal·lització hi ha d'haver un detonant, la part sòlida què és una dissolució sobresaturada, així permet començar la cristal·lització. El procés de cristal·lització de l'acetat sòdic és exotèrmic.

REACCIONS RÀPIDES O LENTES

Tirar ferro amb pols, puríssim reduït amb hidrogen al fogó és d'un color gris. És una reacció lenta i exotèrmica (el ferro amb l'oxigen).

Si al fogó hi tiram zinc trda poc a oxidar-se, ja que, si hi posam pols de zinc es veuen uns colors de tot tipus com el verd que depèn de l'espectre.

Si volem canviar la velocitat de reacció d'una reacció...

Si a un tub d'assaig posam HCl diluït (1M) I a un altre tub d'assaig hi posam HCl concentrat, després hi posam zinc en pols. Reaccionarà més aviat el concentrat d'HCl sabent que està calent i que la concentració pot augmentar la velocitat perquè hi ha més partícules i hi ha més xocs.

Practicant les distintes velocitats...

Zn + HCl

(granalla) (diluït)

Zn + HCl

(pols) (concentrat)

Catalitzadors (reacció estaratificació)

La reacció 2H2O2 2H2O + O2

• Es posa el recipient davall per si vessa.

• Hi posam detergent.

OBSERVACIÓ:

• El catalitzador és el diòxid de manganès.

• 3% H2O2 que és descomposat amb altres materials.

• Es produeix un gas i fa bombolles (reacció lenta i per tant posarem un catalitzador).

• L'Aigua oxigenada és oxidant.

• El diòxid de manganès es va descomposat per tot l'H2O2.

aquesta probeta col·locada al recipient (a dins).

Reaccions químiques en dissolució

REACCIONS ÀCID-BASE

Saber el pH NaOH + HCl NaCl + H2O

HCl HCl NaOH NaOH NH3 NH3

F (blanc)T(vermell)F(rosa)T(taronja)F(rosa)T(taronja)

• Posam aigua destil·lada

• Posam dues o tres gotes de fenoftaleina a un tub i taronja de metil a un altre tub.

b) Col·loca dins un tub d'assaig un trosset de sulfur de ferro (pirita). Aboca-hi unes gotes d'àcid clorhídric concentrat. Detectes alguna substància nova? Escriu la reacció.

FeS+2HCl FeCl2 + H2S

En aigua es dissolen fins a 38 g/100 ml encara que a baixa temperatura es poden formar cristalls de HCl x H2O amb un contingut del 68 % d'HCl. La dissolució forma un azeotrop amb un contingut del 20,2 % en HCl i un punt d'ebullició de 108,6 ºC.

REACCIONS DE PRECIPITACIÓ

a)Posa dins un tub d'assaig uns 2 ml de dissolució de iodur potàssic. Afegeix uns 2 ml de dissolució de nitrat de plom (II). Observa el que passa i escriu la reacció (el producte responsable del color és el iodur de plom (II)). Afegeix un poc d'aigua i encalenteix suaument el tub d'assaig, anant en compte. Explica el que passa. Deixa'l refredar i explica allò que observis.

Pb (NO3)2 KI + Pb(NO3)2 KNO3 + PbI2

KI
Observam sòlid. Hi ha substàncies poc solubles que precipiten. Quan afegim aigua destil·lada fins arribar a la meitat, encalentim i ho posam a la gradeta. El dia següent hem mirat el que ha passat i podem observar més sòlids. Li hem donat ocasió a que cristal·litzi. Ara té cristalls grossos.

b)Afegeix unes gotes de dissolució de nitrat de plata a un tub d'assaig on prèviament hi has abocat uns 3 ml d'aigua amb clorur sòdic. Observa el que passa i escriu la reacció.

Ag NO3 ions Ag+ NO3- NaCl ions Na+ i Cl-

Mesclant ions Na + Cl- Ag+ NO3- Pot no passar res a passar moltes coses. Si hi ha reacció es formarà una substància estable que no és soluble.

Es forma un precipitat, sòlids petits, que tenen poc temps de créixer. Hi ha reacció, perquè alguns d'aquests ions passats formarà una substància estable que no és soluble com el NaCl.

2NaCl + H2O Na2O + 2HCl

NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl

c) Aboca uns ml de dissolució d'hidròxid bàric dins un tub d'assaig. Amb l'ajut d'un comptagotes, bufa dins la dissolució. Què pot haver passat? Quin component de l'aire és el responsable d'aquesta reacció?. Escriu la reacció.

Es forma un precipitat de color blanc, el deixam descansar uns minuts. Afegim unes gotes d'HCl (conc.) i fa una efervescència i la part blanca es dissol.

L'oxigen.

BaOH2 + HCl BaH2 + HClO
d) Molts de sulfurs metàl·lics són insolubles.

Na2S

• Cd (CH3COO)2 és groc i té sòlid.

• ZnSO4 forma un precipitat de color de llet.

• AgNO3 hi ha sòlids negres sòlids abaix.

• CuSO4 color negre

• FeCl3 fa sòlid.

REACCIONS REDOX

Com fer una pila...

• Predicció de la reaccionabilitat d'una sèrie de metalls amb HCl i HNO3 utilitzant la taula de potencials normals.

• Comprovació experimental de la predicció.

• Determinació de la força electromotriu de la pila.

PILA DANIELL

Material

* Dos vasos de precipitats de 250 cm3.

* Un tub en O.

* Dos bolitas de cotó.

* Elèctrodes de cinc i coure. Poden ser recuperats.

* Optatiu: elèctrodes d'alumini i plom o estany. Si s'usa alumini es tindrà la precaució de, immediatament abans d'usar-lo, netejar-lo amb una dissolució d'hidròxid de sodi i aclarir-lo bé amb aigua destil·lada.

Detector del pas de corrent

Reactius

* Dissolucions 1 M de sulfat de coure i 1 M sulfat de cinc i dissolució saturada de clorur de potasi.

Realització

* Es verterá 150 cm3 de les dissolucions de sulfat de cinc i coure en cadascun dels gots.

* S'omplirà el tub en O de dissolució de clorur de potasi i es taparan ambdues boques amb una bolita de cotó.

* S'introduiran els elèctrodes en les dissolucions i s'invertirà amb cura el tub en O situant en les boques els electrolitos corresponents.

* S'amidarà la tensió amb el gavanòmetre. És convenient disposar el muntatge de manera fixa per a anar estudiant l'evolució de la pila al llarg del temps.

Una versió simplificada de la pila es pot fer amb dues vasos depolipropileno, els elèctrodes corresponent i un paper de filtre impregnat de dissolució de clorur de potasi que actuarà de pont salí.

Els alumnes podran preparar altres piles el potencial de les quals calcularan prèviament utilitzant l'equació de Nenrst.

Si es prenen amidades al llarg d'una setmana, es pot observar l'efecte de la polarització.