UNIVERSIDAD DE AMERICA
LABORATORIO DE QUIMICA
PRACTICA NO. 4 REACCIONES QUIMICAS
DAYANA CUTA CAMILA PARRA LAURA MOJICA CRISTIAN ALBARRACIN
GRUPO .11
13/04/14
BOGOTA D.C
INTRODUCCION
En esta guía de laboratorio, debemos desarrollarlo teniendo conocimiento previo del tema para poder realizar la practica con facilidad. Es necesario apoyarnos del marco teórico el cual hace referencia en este caso a reacciones químicas, dando como ejemplo alguno de sus ecuaciones que son una descripción simbólica de las reacciones químicas. Estas nos ayudan a saber qué cantidad de sustancia debemos aplicar para obtener un producto el cual tendrá como fin específico la demostración de una reacción y sus diversos elementos con los cuales está compuesta. También se analizaran paso a paso cada una de las reacciones sin quedar desapercibidos de lo que sucede, por lo lo contrario estaremos expuestos a dar resultados erróneos que nos impiden la total comprensión del tema a ser tratado.
OBJETIVOS
Reconocer los materiales y reactivos que se deben utilizar. Ensamblar el proceso adecuadamente de manera que obtengamos resultados concretos. Dar solución de manera práctica al laboratorio que se nos ha pedido hacer. Tener más experiencia en el manejo de reactivos. Familiarizarnos con el tema de manera que nos sea fácil desarrollarlo. Elaborar un informe con los datos obtenidos en la práctica. Clasificar las diferentes reacciones químicas.
INTRODUCCION
En esta guía de laboratorio, debemos desarrollarlo teniendo conocimiento previo del tema para poder realizar la practica con facilidad. Es necesario apoyarnos del marco teórico el cual hace referencia en este caso a reacciones químicas, dando como ejemplo alguno de sus ecuaciones que son una descripción simbólica de las reacciones químicas. Estas nos ayudan a saber qué cantidad de sustancia debemos aplicar para obtener un producto el cual tendrá como fin específico la demostración de una reacción y sus diversos elementos con los cuales está compuesta. También se analizaran paso a paso cada una de las reacciones sin quedar desapercibidos de lo que sucede, por lo lo contrario estaremos expuestos a dar resultados erróneos que nos impiden la total comprensión del tema a ser tratado.
OBJETIVOS
Reconocer los materiales y reactivos que se deben utilizar. Ensamblar el proceso adecuadamente de manera que obtengamos resultados concretos. Dar solución de manera práctica al laboratorio que se nos ha pedido hacer. Tener más experiencia en el manejo de reactivos. Familiarizarnos con el tema de manera que nos sea fácil desarrollarlo. Elaborar un informe con los datos obtenidos en la práctica. Clasificar las diferentes reacciones químicas.
MARCO TEORICO
Las reacciones químicas tienen lugar cuando las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad; una o más sustancias se consumen mientras se forman otras sustancias. Alas sustancias presentes al inicio de una reacción, es decir, los materiales de partida, se les les llama reactivos, y las sustancias que produce la reacción se conocen como productos. Las ecuaciones químicas se emplean para representar, mediante símbolos, lo que sucede durante la reacción. La mayor parte de las reacciones químicas pueden ubicarse en una o más de las seis categorías siguientes:
1. REACCIONES DE COMBUSTION. Durante la combustión, los compuestos
que contienen carbono, hidrógeno y a veces oxígeno, arden en el aire (consumiendo oxígeno) y producen dióxido de carbono y agua. 2. REACCIONES DE COMBINACION (SINTESIS). Cuando un elemento
reacciona o se combina con otro para producir un compuesto, se puede decir que se ha sintetizado una nueva sustancia. Se les puede representar de manera general así: A + B
AB
3. REACCIONES DE DESCOMPOSICION . Una reacción de descomposición
es aquella en la que un compuesto único, simbolizado como AB, se descompone en dos o más sustancias sencillas. Este tipo de reacción se puede representar así: AB
A + B
4. REACCIONES DE SUSTITUCION UNICA . En éste tipo de reacción un
elemento simbolizado como A, reacciona con un compuesto BC, ocupando el lugar de uno de los componentes del compuesto. Se puede representar así: A + BC
AC + B
5. REACCIONES DE DOBLE DOBLE SUSTITUCION . En estas reacciones se puede
pensar en dos compuestos, AB y CD, y producen dos compuestos distintos AD y CB. AB + CD
AD + CB
6. FORMACION DE COMPLEJOS . El método más frecuente empleado para
la síntesis de complejos metálicos es el de las reacciones de sustitución en disolución acuosa. Este método consiste en la reacción entre una sal de un metal en disolución acuosa y un agente coordinador.
Las moléculas o iones que rodean al metal en un Ion complejo se denominan ligantes o ligándos. Las reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso. Considérese, por ejemplo, la formación de óxido de calcio (CaO) a partir de calcio y oxígeno: 2Ca(s) + O2 (g)
2CaO(s)
El óxido de calcio es un compuesto iónico formado por iones Ca +2 y O-2. En esta reacción, dos átomos de calcio ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de oxígeno (en el O 2 ). Por conveniencia, éste proceso se visualiza como dos etapas; una implica la pérdida de cuatro electrones en los dos átomos de calcio, y la otra la ganancia de los cuatro electrones por una molécula de oxígeno.
2Ca O2 +4e-
Ca+2 + 4e2 O-2.
La suma de las semi reacciones produce la reacción global: 2Ca + O2 + 4e-
2Ca+2 + 2 O-2. + 4e -
Cancelando los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación queda: 2Ca + O2
2Ca+2 + 2 O-2.
Por último los iones Ca+2 y O-2. se combinan para formar CaO. Ca+2 + O-2.
CaO
La reacción de oxidación implica la pérdida de electrones, siendo el elemento Que los pierde el agente reductor. La reacción de reducción implica una ganancia de electrones, siendo el elemento que lo gana el agente oxidante. La oxidación y la reducción se presentan siempre simultáneamente y el número total de electrones perdidos en la oxidación, debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.
MATERIALES Y REACTIVOS
Pinzas para crisol
Vaso de precipitados de 100ml y 250 ml
12 tubos de ensayo
2 pinzas para bureta
1termómetro
1 pila de 9 voltios
1 Pipeta de 5 ml
1 Caja Petri
Cinta de magnesio
Fenolftaleína
Cloruro de sodio
Nitrato de sodio 0.1 M
Hidróxido de Amonio concentrado
Nitrato de plomo 0.1 N
Yoduro de potasio 0.1 M
Hidróxido de sodio 0.02 N
Ácido sulfúrico 0.02 N
Leche 1 caja pequeña (la deben traer los estudiantes)
Cloruro de Amonio
Sulfato de cobre 0.1 N
Ácido clorhídrico 0.1 N
Sulfato ferroso 0.1N
Peróxido de hidrógeno al 30%
Alambre de cobre
Ácido nítrico concentrado
Dicromato de potasio 0.1N
Nitrato de plata 0.01N
Alambre de hierro (alambre dulce)
Cloruro férrico al 2%
PROCEDIMIENTO 1. En un tubo de ensayo coloque 2 ml de ácido clorhídrico 0.1 N y agrege un cm de cinta de magnesio. Observe el resultado.
2. Coloque en un tubo de ensayo 1 ml de nitrato de sodio 0.1 M y agregue 1 ml de hidróxido de amonio concentrado. Observe y concluya.
3. Adicione en un tubo de ensayo 1 ml de nitrato de plomo 0.1 N y añada gota a gota yoduro de potasio 0.1 M, calentar hasta una visible desaparición del color amarillo e inmediatamente enfríe. Observe lo ocurrido.
4. Tome 1 ml de hidróxido de sodio 0.02 N y agregue fenolftaleína. Gota a gota adicione ácido sulfúrico 0.02 N. Observe lo ocurrido y concluya.
5. Tome 10 ml de leche fría y adicione gota a gota ácido sulfúrico concentrado. Tome la temperatura antes y después de la reacción.
6. En un tubo de ensayo tome 5 ml de agua, agregue unos cristales de cloruro de amonio y agite bien. Tome la temperatura antes y después de la reacción.
7. Llene hasta la mitad un tubo de ensayo con una solución de sulfato de cobre 0.1 N y añada lentamente y por las paredes del tubo hidróxido de amonio concentrado. Sin agitar observe lo ocurrido.
8. Llenar completamente 2 tubos de ensayo con agua e introducirlos invertidos en el vaso de 250 ml lleno hasta la mitad con agua salada (solución de cloruro de sodio), de tal forma que no queden burbujas dentro de los tubos. Conectamos un cable a cada polo de la pila y el otro extremo lo introducimos en la parte inferior del tubo, observar y sacar conclusiones.
9. A 3 ml de solución acuosa de sulfato ferroso 0.1 N, añada unas gotas de peróxido de hidrogeno al 30%
10. Agregue a 0.5 gramos de alambre de cobre 3 ml de ácido nítrico concentrado.
11. En un tubo de ensayo coloque 2 ml de dicromato de potasio 0.1 N, adicione 1 ml de ácido sulfúrico 0.5 N y unas gotas de peróxido de hidrogeno. 12. Colocar en un beaker de 100 ml, 50 ml de nitrato de plata 0.01 N y coloque un alambre de cobre dentro de la solución. Dejar en reposo sin agitar y observar.
13. Realizar la misma experiencia anterior utilizando sulfato de cobre 0.1 N y alambre de hierro.
14. En un tubo de ensayo coloque 2 ml de cloruro férrico al 2%, agregue 1 ml de ácido sulfúrico 0.5 N y una granalla de Zn. 15. En una caja de Petri agregue una solución de yoduro de potasio 0.5 N que cubra toda la superficie de la caja. Utilizando dos cables introducir cada uno de los polos de la pila. Observe y concluya.
DESARROLLO
1. En un tubo de ensayo previamente lleno de 2 ml de ácido clorhídrico se agregó una pequeña cinta de magnesio la cual al entrar en contacto con el reactivo se desprendieron unas pequeñas burbujas como una clase de efervescencia, esto libera una solución gaseosa la cual en este caso es hidrogeno, al dar fin a la reacción lo que se obtiene es cloruro de magnesio. MG +2 HCl = MGCl 2 + H2
Esta es la observación de la reacción que se obtuvo en el laboratorio.
2. En un tubo de ensayo se adiciono 1 ml. de nitrato de plomo 0.1N con ciertas gotas de yoduro de potasio 0.1M, se calentó hasta una visible desaparición del color amarillo, e inmediatamente se refrigero para bajar su temperatura. KI+Pb2NO3 = KNO3+Pb2I
3. Se tomó en un tubo de ensayo 1 ml. de hidróxido de sodio 0.02N luego agregamos fenolftaleína gota a gota después agregamos una cierta cantidad de ácido sulfúrico 0.02N. lo que pudimos observar fue
H2SO4+ 2NaOH = Na 2SO4 + 2H2O
4. En un tubo de ensayo que contiene 10 ml de leche fría agregamos unas gotas de ácido sulfúrico concentrado. Pero en primer lugar tomamos la temperatura inicial de la leche que era de T1= 20 OC después de este dato se procedió a agregar gota a gota el ácido sulfúrico este tuvo una reacción con la leche la cual se cortó y alcanzo una temperatura final, T 2= 50 OC en el fondo del tubo de ensayo quedo una pequeña marca café producto de la reacción.
5. En un tubo de ensayo tomamos 5 ml. de agua, agregue unos cristales de cloruro de amonio y agitamos bien. La temperatura inicial fue de: T 1=20oC y la temperatura final, T 2=18oC. lo cual indica que hubo un descenso en su temperatura, es decir la reacción fue endotérmica. Esta solución fue de un color blanco. NH4Cl+H2O = NH4 + Cl
6. En un tubo de ensayo lleno hasta la mitad de una solución de sulfato de cobre 0.1N añadimos cuidadosamente por las paredes del tubo hidróxido de amonio concentrado, previamente ya que esta sustancia no se puede agitar demasiado, lo que pudimos observar fue que una sustancia tomo un color azul oscuro en la superficie del tubo de ensayo que después se fue desvaneciendo con el paso del tiempo volviéndose de color azul aguamarina.
Cu2SO4 + NH4OH = CuOH + (NH4)2SO4
7. A 3 ml se solución acuosa de sulfato ferroso 0.1N, le agregamos unas gotas de peróxido de hidrógeno al 30%. Lo que obtuvimos fue lo siguiente:
FeSO4 + H2O2 = H2SO4 + FeO2
Reaccionan para formar H2SO4 + FeO2, es una reacción de doble sustitución
¿Cómo trabaja la reacción de fento? Después de la adición del hierro y del peróxido de hidrógeno, van a reaccionar juntos para generar algunos radicales del oxhidrilo como se demuestra en las ecuaciones siguientes:
Fe 2+ + H2O2 ----> Fe 3+ + .OH + OH –
Fe 3+ + H2O2 ----> Fe2+ + .OOH + H +
La gama típica para la dosis del hierro es 1 porción de Fe por 5-25 porciones de H2O2. Después de que los radicales del oxhidrilo han reaccionado con los agentes contaminantes para oxidarlos. Los radicales del oxhidrilo pueden reaccionar de acuerdo con 4 clases de reacciones con los agentes contaminantes:
Adición: OH + C6H6 ----> (OH)C6H6 Abstracción Del Hidrógeno: OH + CH3OH----> CH2OH + H 2 O Transferencia Del Electrón: OH + [ Fe(CN)6]4- ----> [ Fe(CN) 6 ] 3- + OHInteracción del Radical: OH + .OH ----> H20 2 Durante la reacción de Fenton todos los parámetros se ajustan para promover la primera clase de reacción entre el agente contaminador y los radicales del oxhidrilo.
Requisitos de la reacción: ajuste del pH entre 3-5: si el pH es demasiado alto se da el precipitado del hierro en forma de Fe(OH)3 y se descompone el H2O2 a oxígeno. Básicamente, el pH óptimo ocurre entre 3 y 6. Es realmente importante prestar atención al pH debido a la adición del hierro y del H2O2 como usted puede ver en la gráfica siguiente. De hecho, el catalizador FeSO4 que contiene el H2SO4 residual y la adición del H2O2 es responsable de la fragmentación del material orgánico en los ácidos orgánicos. 8. Al agregar el peróxido de hidrogeno al sulfato ferroso este toma una coloración amarilla, siendo este más visible en la parte superior. 9. El ácido nítrico reacciona violentamente con los metales en este caso con el cobre, se vuelve de color verde y de este salen vapores amarillos, esta reacción también tiene una alta temperatura. Cu + 2 HNO3-------Cu(NO3)2 + H2
10 Al colocar el cobre dentro de la solución de nitrato de plata este se queda flotando, se produce un cambio de electrones entre la plata y el cobre. AgNO3 + Cu ----- CuNO3 + Ag 11. Al colocar la puntilla dentro del nitrato de plata, la puntilla en unos segundo comienza a oxidarse. AgNO3 + Fe ----- CuNO3 + Fe 12. La fenolftaleína va desapareciendo cuando los cables se conectan a cada uno de los polos de la pila.
Cuestionario 1. Escribir las ecuaciones balanceadas. R/
Ácido clorhídrico y cinta de magnesio Mg + 2hcl => Ngcl + h2 Cloruro de magnesio e hidrogeno gaseoso Nitrato de sodio hidróxido deamonio NaNO3 y produce gas de agua NHO4OH + AgNO3 => NaHO3 + AgOH Nitrato de plomo y yoduro de potasio 2Ki + pb(NO3)2 => 2KNO3 PbI2 Exotérmica sal neutra baja alcalinidad H2SO4 + 2NaOH => SO4Na2 +2H2O Agua y sal neutra Leche => hidrolisis de grasas Grasa + H2SO4 Carbohidratos + H2SO4 Exotérmica Cloruro es una sal asida NH4CL + H2O => NH4 + CL Cationes de hidronio, hidrolisis acido base Sulfato de cobre + hidróxido de amonio CU2SO4 + NH4OH => CUOH + (NH4) 2 SO4 Agua + cloruro de sodio + pila Electrolisis Zn2+ + 2 e- Zn Cátodo Cu Cu2+ + 2 e- Ánodo Cl- 1/2 Cl2 + 1 e- ánodo
Na+ + 1 e- Na
cátodo
Ánodos (Cl- 1/2 Cl2 + 1 e- H2O 1/2 O2 + 2H+ + 2e-) Cátodos (Na+ + 1 e- Na H+ + 1 e- 1/2 H2) FENTON radicales hidroxilos, (FeSO4) Fe3+ + •O2− → Fe2+ + O2 Fe2+ + H2O2 → Fe3+ + OH− + •OH O2- + H2O2 → •OH + OH - + O2
7473203-ian Lamina de cobre ácido nítrico
Cu + 4 HNO3 ------------- Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
la reacción es exotérmica (despide calor) REDUCC: 4HNO3 + 2e- = 2NO2 + 2H2O + 2NO3 OXIDAC: Cu - 2e = Cu2+ __________________________________________________ 4HNO3 +Cu = Cu(NO3)2 + NO2 (gas) + 2H2O
Dicromato de potasio + ácido sulfúrico + peróxido de hidrogeno K2Cr2O7 + H2SO4 + H2O2 O + Cr2S3 + H2O + K2SO4 Nitrato de plata + Lamina de cobre AGNO3 + Cu ---> CuNO3 Reacción de sustitución, en donde un metal se reemplaza con el otro, y en la solución líquida deberían quedar flotando trozos de la lámina de cobre, ya que la reacción es lenta y no puede ser al 100% en tan poco tiempo.
Sulfato de cobre + puntilla de hierro Fe + Cu (SO4) Fe (SO4) + Cu El sólido rojizo que aparece sobre la puntilla de hierro es cobre, que procede de la reducción del ion Cu2+; el hierro se oxida a Fe2+. Cloruro férrico + ácido sulfúrico + granalla de zinc. Zn + Fe(3+) ---> Zn(2+) + Fe(2+). Habrá oxidación del cinc a cationes Zn(2+) y reducción de cationes Fe(3+) a cationes Fe(2+). Yoduro de potasio + pilas + fenolftaleína Electrolisis del yoduro de potasio El resultado es un color rosado fuerte.
K + H2O KOH + ½ H 2H2O + 2e- H2 + 2OH – 2. Que es un indicador, como y para que se utiliza? R/ Una sustancia química que influye en una reacción química entre otras dos sustancias sin resultar alterada (o sea, sin entrar en la reacción). Un ejemplo son las enzimas, que retrasan o aceleran las reacciones dentro del organismo. También el trihidruro de aluminio tiene utilidades catalizadoras (en este caso, para posibilitar la reacción) en ciertas reacciones inorgánicas
síntesis del amoníaco (NH3) se usa Hierro (Fe) producción del ácido sulfúrico se usa NO (monóxido de nitrógeno) y platino (Pt)
el cracking del petróleo (química orgánica) una mezcla de sílice-aluminio
isomeración (conversión de n-butano a isobutano) H3PO4 (acido sulfúrico)
3. Que es un ion complejo? R/ Están compuestos por un catión con otros iones o moléculas. KCl + AgNO3 --> KNO3 + AgCl. El cloruro de plata es extremadamente insoluble, y precipita inmediatamente (de hecho, suele emplearse este método para retirar cloruros de las disoluciones acuosas). Al desechar el líquido, sólo te queda el sólido, AgCl. Por otra parte, una "solución de NH4OH" no es más que amoniaco, NH3, disuelto en agua. Lo que hace el amoniaco es formar un catión complejo con la plata, lo cual hace que la sal que antes era insoluble, ahora se disuelva, porque lo que se forma es [Ag(NH3)2](+)Cl(-), el cloruro de diaminoplata. Fe(CN)6) -3 iòn hezanocianoferrato
( CrF4O )- iòn tetrafuorooxocromato (AlF6)3- iòn hexafluoroaluminato (Co(NH3)6 )3+ iòn hexaminocobalto (III) (PtCl6)2- iòn hexacloroplatinato (IV)
4. Que son reacciones exotérmicas y endotérmicas? R/ En las reacciones químicas exotérmicas se desprende calor, el DH es negativo y significa que la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos, por ejemplo en las reacciones de combustión. En las reacciones químicas endotérmicas se absorbe calor, DH es positivo y significa que la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos, por ejemplo en la fotosíntesis Ejemplos Reacción exotérmica: Cuando al producirse, hay desprendimiento o se libera calor. Metal + oxígeno = óxido metálico + absorción o desprendimiento de calor
Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe calor. Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de entalpía o ΔH positivo, es dec ir, aquella reacción en donde la entalpía de los reactivos es menor que la de los productos. Las Reacciones Endotérmicas : sobre todo las del amoniaco impulsaron
una próspera industria de generación de hielo a principios del siglo XIX. Actualmente el frío industrial se genera con electricidad en máquinas frigoríficas. Es importante decir que las reacciones endotérmicas al absorber calor pueden ser útiles y prácticas en algunos casos, como por ejemplo, el querer enfriar un lugar. Ejemplo
Un ejemplo de reacción endotérmica es la producción del ozono (O3). Esta reacción ocurre en las capas altas de la atmósfera, donde las radiaciones ultravioleta proveen la energía del Sol. También ocurre cerca de descargas eléctricas (cuando se producen tormentas eléctricas): 3 O2 + ENERGÍA® 2 O3 DH > 0
5. Por qué los metales actúan como agentes de reducción en reacciones de combinación? R/: porque tienden a formar cationes, es decir se oxidan, aumentan su estado de oxidación, mientras que el otro factor se reduce. Por ejemplo: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 El Na paso de estado de oxidación 0 (estado metálico puro) a +1 en el NaOH, se oxidó, es decir, actuó como agente reductor. El H2 paso de +1 en el agua a 0 en el H2, se redujo, actuó como agente oxidante; Si no fuera reductor, el Na debería reducirse a Na(-1), cosa que es imposible para un metal
6. Que son reacciones espontaneas e inductivas? R/ Una reacción es espontanea cuando el simple contacto de los reactivos desencadena la reacción sin ningún otro requisito (por ejemplo sodio y agua). No espontanea es cuando requiere de aporte energético (generalmente) continuo o presencia de enzimas (catalizadores) específicos para que la reacción tenga lugar. Es de hacer notar que no espontanea no es sinónimo de endotérmica, porque a veces se requiere energía inicial para que la reacción se desencadene y una vez comenzada continua sola. Como puede ser la oxidación de un fosforo que requiere ser frotado para que encienda, pero luego la reacción continua por si sola. 7. En las reacciones de oxidación reducción identificar sus partes R/ 2e + Cu2+ → Cu0 Semireacción de Reducción
Fe0 → Fe2+ + 2e Semirreacción de Oxidación o más comúnmente, también
llamada ecuación general: Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0 2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl
Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones corresponden 2I− → I2 + 2 e−
Cl2 + 2 e− → 2 Cl
Ejemplos CuS + HNO3 ====> Cu(NO3)2 + NO + S + H2O KMnO4 + HCl ===> KCl + MnCl2 + Cl2
HNO3 + PbS ====> NO2 + PbSO4 H2O2 ====> H2O + O2
CONCLUSIONES
Los fenómenos químicos ocurren drásticamente en la naturaleza, la materia y las cualidades de las sustancias por las que estaba constituida. Las combustiones son fenómenos químicos que consisten en la combinación de sustancias; en este proceso se libera energía en forma de luz y calor. Para que la combustión se lleve a cabo es necesario el comburente y el combustible. El comburente es la sustancia que al combinarse químicamente con otra, activa la combustión, éste es el oxígeno. El combustible es la sustancia que produce energía y es la que arde. Los metales son una familia de sustancias químicas que comparten propiedades similares. Presentan brillo metálico característico, son buenos conductores del calor y de la electricidad. A temperatura ordinaria se presentan en estado sólido, a excepción del mercurio, que es el único metal líquido. Son maleables, es decir se pueden golpear para formar láminas delgadas; y dúctiles, se pueden estirar para formar alambres. Tienen un punto de fusión, temperatura a la que se funden, muy elevado. Al reaccionar con el oxígeno, producen óxidos. Los demás son los no metales, como el oxígeno (O), nitrógeno (N), entre otros; y los metaloides, el síl ice (Si), boro (B), y de más…
}
BIBLIOGRAFIA
http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n-oxidaci%C3%B3n http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/oxido_reduccion.htm http://reaccionesespontynoespont.blogspot.com/ http://rodrigoreacciones.blogspot.com/ http://quimica-en-biologia-uam-ls.wikispaces.com/file/view/P6guion.pdf/117091443/P6-guion.pdf http://www.quimitube.com/videos/definicion-de-entalpia-de-reaccion-endotermicay-exotermica/ http://neetescuela.com/reacciones-exotermicas-y-endotermicas/ http://www.youtube.com/watch?v=uTRJIuDcRvc
FICHAS DE SEGURIDAD
FENOLFTALEINA
CLORURO DE SODIO
NITRATO DE SODIO
HIDROXIDO DE AMONIO
NITRATO DE PLOMO
YODURO DE POTASIO
HIDROXIDO DE SODIO
ACIDO SULFURICO
