LABORATORIO 2 REACCIONESS

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UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRES
FACULTAD DE INGENIERIA
QUIMICA 100 LABORATORIO (QMC-100L)
INFORME 2
REACCIONES QUIMICAS
Universitario: Juan Eric Tenorio Villegas
Docente: Ing. Esperanza del Carmen Diaz García
Auxiliar: Univ. Emerson Lucana Carrillo
Fecha: 23 de Septiembre, 2022
INDICE
1 OBJETIVOS:	4
1,1 OBJETIVO GENERAL:	4
1,2 OBJETIVO ESPECÍFICOS:	4
2, FUNDAMENTO TEÓRICO:	4
2.1 CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS:	4
2.1.1 POR EL MECANISMO:	5
2.1.2 POR EL CAMBIO EN EL ESTADO DE OXIDACIÓN:	6
2.1.3 POR EL GRADO DE CONVERSIÓN:	6
2.1.4 POR EL FLUJO ENERGÉTICO CON EL MEDIO AMBIENTE:	6
2.1.5 POR SU NATURALEZA:	7
2.2 INFLUENCIA DEL MEDIO, REACCIONES REDOX:	7
2.2.1 MEDIO FUERTEMENTE ÁCIDO:	7
2.2.2 MEDIO NEUTRO:	8
2.2.3 MEDIO FUERTEMENTE ALCALINO:	8
3. MATERIALES Y REACTIVOS:	8
3.1 MATERIALES:	8
3.2 REACTIVOS:	8
4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:	9
4.1 REACCIONES DE PRECIPITACIÓN:	9
4.1.1 Formación de Cloruro Plumboso :	9
4.1.2 Formación de Sulfato Plumboso :	10
4.1.3 Formación de Ioduro Plumboso :	10
4.2 REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN:	11
4.2.1 Descomposición del Carbonato de Sodio:	11
4.3 REACCIÓN DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS:	11
4.3.1 Formación del Hidróxido cúprico y del complejo amoniacal del cobre:	11
4.4 REACCIONES DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN:	12
4.4.1 Reducción de Permanganato de Potasio :	12
4.4.2 Reducción de Dicromato de Potasio :	12
4.4.3 Reducción del Sulfato de Cobre :	13
4.4.4 Reducción de la Glucosa :	13
4.5 REACCIÓN DE EQUILIBRIO:	14
4.4.1 Equilibrio Cromato, Dicromato:	14
5. ACTIVIDADES:	15
5.1 REACCIONES DE PRECIPITACIÓN:	15
5.1.1 Formación de Cloruro Plumboso :	15
5.1.2 Formación de Sulfato Plumboso :	15
5.1.3 Formación de Ioduro Plumboso :	15
5.2 REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN:	16
5.2.1 Descomposición del Carbonato de Sodio:	16
5.3 REACCIÓN DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS:	16
5.3.1 Formación del Hidróxido cúprico y del complejo amoniacal del cobre:	16
5.4 REACCIONES DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN:	16
5.4.1 Reducción de Permanganato de Potasio :	16
4.4.2 Reducción de Dicromato de Potasio :	17
4.4.3 Reducción del Sulfato de Cobre :	17
6. ANÁLISIS DE RESULTADOS:	17
7. CUESTIONARIO:	18
8. CONCLUSIÓN Y RECOMENDACIONES:	24
9. BIBLIOGRAFÍA:	24
10. ANEXOS:	25
1 OBJETIVOS:
1,1 OBJETIVO GENERAL:
· Realizar diferentes reacciones químicas y observar los cambios que se produce al desarrollarse cada una de estas transformaciones.
1,2 OBJETIVO ESPECÍFICOS:
· Describir las características de productos obtenidos en las diferentes reacciones.
· Estudiar las reacciones oxido reducción considerando en medios (ácido, neutro y básico) en el cual se producen los cambios.
· Escribir, igualar y clasificar cada una de las reacciones químicas realizadas en la presente practica de laboratorio. 
2, FUNDAMENTO TEÓRICO:
Una reacción química es un proceso donde dos o más sustancias interactúan y sufren cambios en su estructura debido a que se rompen enlaces, dando lugar a otras sustancias químicas por la formación de nuevos enlaces químicos; en las reacciones químicas se evidencian cambios en el estado de agregación, color, olor, densidad, etc.
La ecuación química es la representación abreviada y simbólica de una reacción química, mediante el uso de símbolos de sustancias presentes en la reacción, al lado izquierdo de la ecuación se encuentran los reactivos o reactantes, seguido de una flecha que por lo general está dirigida a la derecha y que significa “produce”, al lado derecho se escriben los productos o compuestos finales, todas las sustancias con sus respectivos estados de agregación como subíndices, (s) para el estado sólido, (l) para el estado líquido, (g) para el estado gaseoso y (ac) en solución acuosa. Además, una ecuación química presenta coeficientes estequiométricos que iguala la reacción química de modo que cumpla con la ley de conservación de la materia de Lavoisier.
Se denomina ecuación química si solamente incluye los coeficientes estequiométricos; y si esta incluye el intercambio de energía se denomina ecuación termoquímica.
2.1 CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS:
Al analizar las reacciones químicas se puede observar que existe una amplia variedad de reacciones. Por lo tanto, se ha visto por conveniente realizar la siguiente clasificación:
2.1.1 POR EL MECANISMO:
Reacción de Combinación:
Se define así, A la combinación de dos o más sustancias simples o compuestas para forma un único compuesto. Por ejemplo:
Reacción de Descomposición:
Es la formación de dos o más sustancias sencillas (elementales o no) a partir de un compuesto determinado. Muchos compuestos se comportan de esta forma cuando se calientan. Por ejemplo:
Reacción de Disociación:
Disociación en química es un proceso general en el cual complejos, moléculas y/o sales se separan en moléculas más pequeñas, iones y radicales, usualmente de manera reversible. Disociación es lo opuesto de la asociación, síntesis química o a la recombinación. Por ejemplo:
Reacción de Desplazamiento o Sustitución:
Desplazamiento o sustitución es cuando un elemento sustituye a otro en un compuesto, como resultado de esta reacción se tiene la liberación de uno de los elementos que forman el compuesto original, debido a la diferencia de electronegatividades. Por ejemplo:
Reacción de Doble Descomposición o Metátesis:
Es la reacción ocurrida entre dos compuestos con intercambio mutuo de sus cationes, existiendo la formación de dos compuestos nuevos químicamente análogos a los reaccionantes. Por ejemplo:
2.1.2 POR EL CAMBIO EN EL ESTADO DE OXIDACIÓN:
Reacción de Oxidación:
Se denomina asi cuando EL REACTIVO AL CAMBIAR DE ESTADO PIERDE ELECTRONES. Por ejemplo:
Reacción de Reducción:
Se denomina asi, cuando EL REACTIVO AL CAMBIAR DE ESTADO GANA ELECTRONES. Por ejemplo:
2.1.3 POR EL GRADO DE CONVERSIÓN:
Reacción Reversible:
Se denomina asi. A AQUELLA QUE SE EFECTÚA EN AMBOS SENTIDOS, la reacción se realiza parcialmente ya que los productos vuelven a recombinarse entre sí para formar los reactivos iniciales. Por ejemplo:
Reacción Irreversible:
ES AQUELLA REACCIÓN QUE TIENE UN SENTIDO ÚNICO DE TRANSFORMACIÓN, la transformación de los reactivos termina de acuerdo al reactivo limitante. Por ejemplo:
2.1.4 POR EL FLUJO ENERGÉTICO CON EL MEDIO AMBIENTE:
Reacción Exotérmica:
ES AQUELLA EN LA CUAL EL SISTEMA LIBERA CALOR AL MEDIO AMBIENTE. Por ejemplo:
Reacción Endotérmica:
ES AQUELLA EN LA CUAL PARA QUE SE EFECTUÉ LA TRANSFORMACIÓN SE NECESITA ADICIONAR CALOR AL SISTEMA. Por ejemplo:
2.1.5 POR SU NATURALEZA:
Reacción de Neutralización:
ES LA REACCIÓN DE ÁCIDO CON UNA BASE O VICEVERSA. Dando como producto una sal + agua. Por ejemplo:
Reacción de Hidrogenación:
Es la adición de una o más moléculas de hidrogeno a un hidrocarburo insaturado para transformarlo en un hidrocarburo saturado. Por ejemplo:
Reacción de Combustión:
COMBINACIÓN DE UN COMPUESTO ORGÁNICO CON EL OXIGENO, PRODUCIENDO ANHÍDRIDO Y AGUA. Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen llama.
Reacción de Polimerización:
Consiste en la adición de dos hidrocarburos insaturados entre sí para formar una cadena más larga. Por ejemplo:
NOTA:
Una reacción química puede pertenecer a varios de los tipos de reacciones estudiadas.
Existen otros tipos de reacciones a partir de las indicadas.
2.2 INFLUENCIA DEL MEDIO, REACCIONES REDOX:
Algunas sustancias se oxidan y/o reducen de manera distinta, de acuerdo al medio en que se hallan presentes.
Los productos que contienen Mn de reacciones red-ox dependen de pH. 
2.2.1 MEDIO FUERTEMENTE ÁCIDO:
Por ejemplo, el permanganato (MnO4)- de color violeta, si el medio es fuertemente ácido (en H2SO4 1.5 M) se reduce a Mn – (incoloro).
2.2.2 MEDIO NEUTRO:
En solución neutra o ligeramente alcalina, el permanganato se reduce a MnO2, este último es un sólido de color castaño.
2.2.3 MEDIO FUERTEMENTE ALCALINO:
En solución neutra o ligeramente alcalina, el permanganato se reduce a MnO2, este último es un sólido de color castaño.
3. MATERIALES Y REACTIVOS:
3.1 MATERIALES:
	ÍTEM
	MATERIAL
	CARACTERÍSTICAS
	CANTIDAD1
	Vaso de precipitado
	250 ml
	6
	2
	Embudo
	
	2
	3
	Soporte universal
	
	2
	4
	Aro p/embudo
	
	2
	5
	Papel filtro
	
	4
	6
	Vaso de precipitado
	100 ml
	4
	7
	Vidrio de reloj
	D=10 cm
	2
	8
	Balanza
	Eléctrica
	1
	9
	Horno de secado
	Eléctrico
	1
	10
	Varilla de vidrio
	
	1
	11
	Piseta
	
	1
3.2 REACTIVOS:
	ÍTEM
	REACTIVO
	CARACTERÍSTICAS
	CANTIDAD
	1
	Ácido sulfúrico 
	Diluido
	15 ml
	2
	Hidróxido de amonio
	Diluido
	10 ml
	3
	Nitrato de plomo
	Diluido
	10 ml
	4
	Hierro
	Diluido
	2 ml
	5
	Ioduro de potasio
	Diluido
	3 ml
	6
	Ácido clorhídrico
	Diluido
	10 ml
	7
	Carbonato de sodio
	Diluido
	1 g
	8
	Sulfato de cobre
	Diluido
	10 ml
	9
	Sulfato ferroso
	Diluido
	6 ml
	10
	Cromato de potasio
	Diluido
	10 ml
	11
	Dicromato de potasio
	Diluido
	10 ml
	12
	Oxalato de potasio
	Diluido
	5 ml
	13
	Agua destilada
	
	
	14
	Hidróxido de sodio
	Sólido
	10 g
	15
	Glucosa 
	sólido
	5 g
4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
4.1 REACCIONES DE PRECIPITACIÓN:
4.1.1 Formación de Cloruro Plumboso :
4.1.2 Formación de Sulfato Plumboso :
4.1.3 Formación de Ioduro Plumboso :
4.2 REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN:
4.2.1 Descomposición del Carbonato de Sodio:
4.3 REACCIÓN DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS:
4.3.1 Formación del Hidróxido cúprico y del complejo amoniacal del cobre:
4.4 REACCIONES DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN:
4.4.1 Reducción de Permanganato de Potasio :
4.4.2 Reducción de Dicromato de Potasio :
4.4.3 Reducción del Sulfato de Cobre :
4.4.4 Reducción de la Glucosa :
4.5 REACCIÓN DE EQUILIBRIO:
4.4.1 Equilibrio Cromato, Dicromato:
Se puede invertir los procesos y observar lo que sucede
5. ACTIVIDADES:
5.1 REACCIONES DE PRECIPITACIÓN:
5.1.1 Formación de Cloruro Plumboso :
Completar la tabla:
	¿Se forma el precipitado?
	Si 
	No
	Color del Precipitado:
	El color formado es blanco 
	El precipitado es:
	Voluminoso
	Compacto
	Gelatinoso
	Realizar la reacción igualada correspondiente
	
	Registrar los cambios más importantes
	1. Al principio se observó que tenía una combinación nublosa.
	2. Al combinarse y removerlo se formó rápidamente el color blanco.
	3. A parte de ser una reacción de precipitado también es una reacción de doble desplazamiento.
5.1.2 Formación de Sulfato Plumboso :
Completar la tabla:
	¿Se forma el precipitado?
	Si 
	No
	Color del Precipitado:
	El color que se forma es blanco en pequeños cristales 
	El precipitado es:
	Voluminoso
	Compacto
	Gelatinoso
	Realizar la reacción igualada correspondiente
	
	Registrar los cambios más importantes
	1. Se formaron pequeños cristales
	2. Se formó el precipitado que estaba en la parte superior del tubo 
	3. A parte de ser una reacción de precipitado también es una de doble desplazamiento 
5.1.3 Formación de Ioduro Plumboso :
Completar la tabla:
	¿Se forma el precipitado?
	Si 
	No
	Color del Precipitado:
	Se forma un color amarillo
	El precipitado es:
	Voluminoso
	Compacto
	Gelatinoso
	Realizar la reacción igualada correspondiente
	
	Registrar los cambios más importantes
	1. Se observa que es una reacción de doble desplazamiento.
	2. Se formó un color amarillo que al principio no ocupaba todo el volumen y luego de agitarlo este se fue dispersando por el tubo de ensayo
5.2 REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN:
5.2.1 Descomposición del Carbonato de Sodio:
Completar la tabla:
	¿Se forma precipitado?
	Si
	No
	¿Se desprende gas?
	Si
	No
	Realizar la reacción igualada correspondiente:
	
	Registrar los cambios más importantes:
	1. Que se desprende el dióxido de carbono
	2. Y que forma un color blanco 
5.3 REACCIÓN DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS:
5.3.1 Formación del Hidróxido cúprico y del complejo amoniacal del cobre:
Completar la tabla:
	¿Se forma precipitado?
	Si
	No
	Color del precipitado:
	El color que se forma es azul marino
	¿Se desprende gas?
	Si
	No
	Realizar la reacción igualada correspondiente:
	
	Registrar los cambios más importantes:
	1. Que al principio se forma una reacción en dos fases pero luego se lo agito y se formó el color de azul marino.
	2. Que es una reacción redox
5.4 REACCIONES DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN:
5.4.1 Reducción de Permanganato de Potasio :
Completar la tabla:
	¿Se forma precipitado?
	Si
	No
	Color del precipitado:
	El color que forma es rojo bajo
	¿Se desprende gas?
	Si
	No
	Realizar la reacción igualada correspondiente:
	
	Registrar los cambios más importantes:
	1. Se observa que al momento de calentar el tubo sobre el mechero es para que se pueda unir sin tener ninguna dificultad todos los reactivos.
	2. Se observa que una vez mesclado los reactivos este deberá ser calentado por el mechero para que quede un color rojo muy bajo.
4.4.2 Reducción de Dicromato de Potasio :
Completar la tabla:
	¿Se forma precipitado?
	Si
	No
	Color del precipitado:
	Se forma el color naranja medio
	¿Se desprende gas?
	Si
	No
	Realizar la reacción igualada correspondiente:
	
	Registrar los cambios más importantes:
	1. Se observa que al momento de calentar el tubo sobre el mechero es para que se pueda unir sin tener ninguna dificultad todos los reactivos.
	2. Se observa que una vez mesclado los reactivos este deberá ser calentado por el mechero para que quede un color naranja medio.
4.4.3 Reducción del Sulfato de Cobre :
Completar la tabla:
	¿Se forma precipitado?
	Si
	No
	Color del precipitado:
	El precipitado es de color café
	¿Se desprende gas?
	Si
	No
	Realizar la reacción igualada correspondiente:
	
	Registrar los cambios más importantes:
	1. Se sabe que la reacción se oxida
	2. Se observó que hay ser pacientes para el cobre y el hierro reaccionen y hay que removerlo
6. ANÁLISIS DE RESULTADOS:
Se sabe que cada reacción tiene tu respectivo color y se forma una variedad. También se sabe que hay otras reacciones que se oxida u otras que desprenden gas esto porque la combinación de un elemento neutro con un ácido.
7. CUESTIONARIO:
1) ¿Qué es una reacción química?
R. Una reacción química, también llamada cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual dos o más especie químicas o sustancias (llamadas reactantes o reactivos), se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos.
2) ¿Por qué se iguala una reacción?
R. Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de conservación de la masa.
Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.
3) Enuncie y explique brevemente los tipos de reacciones que existen.
R. 1. Reacciones de síntesis o adición:
En este tipo de reacciones químicas se combinan dos o más sustancias para formar un único compuesto. La combinación de metal y oxígeno para formar óxidos es un ejemplo, dado que da pie a moléculas relativamente estables que en algunos casos pueden ser utilizadas para fabricar materiales frecuentes en nuestra vida cotidiana.
2. Reacciones de descomposición:
Las reacciones de descomposición son aquellas en las que un compuesto concreto se descompone y divide en dos o más sustancias. Es lo que ocurre por ejemplo cuando se produce la electrólisis del agua, separándose el agua en hidrógeno y oxígeno.
3. Reacciones de desplazamiento, sustitución o intercambio:
Uno de los tipos de reacción química en que un elemento de un compuesto pasa a otro debido a su interacción. En este caso el elemento traspasado se ve atraído por el otro componente, que debe tener mayor fuerza que el compuesto inicial.
4. Reacciones iónicas:
Se tratade un tipo de reacción química que se produce ante la exposición de compuestos iónicos a un disolvente. El compuesto soluble se disuelve, disociándose en iones.
5. Reacciones de doble sustitución:
Se trata de una reacción semejante a la de la sustitución, con la excepción de que en en este caso uno de los elementos que forman uno de los compuestos pasa el otro a la vez que este segundo compuesto pasa al primero uno de sus propios componentes. Es necesario para que se produzca la reacción que al menos uno de los compuestos no se disuelva.
6. Reacciones de oxidorreducción o redox:
Se denomina como tal a aquel tipo de reacción química en que existe intercambio de electrones. En las reacciones de oxidación uno de compuestos pierde electrones en favor del otro, oxidándose. El otro compuesto se reduciría al aumentar su número de electrones.
Este tipo de reacciones ocurren tanto en la naturaleza como de manera artificial. Por ejemplo, es el tipo de reacción que hace que necesitemos respirar (adquiriendo oxígeno del medio) o que las plantas realicen la fotosíntesis.
7. Reacciones de combustión:
Un tipo de oxidación extremadamente rápida y enérgica, en el que una sustancia orgánica reacciona con oxígeno. Esta reacción genera energía (generalmente calorífica y lumínica) y puede generar llamas y que suele tener como resultado un producto en forma de gas. Un ejemplo típico es la combustión de un hidrocarburo o del consumo de glucosa.
8. Reacciones de neutralización:
Este tipo de reacción química se produce cuando una sustancia básica y otra ácida interaccionan de tal manera que se neutralizan formando un compuesto neutro y agua.
9. Reacciones nucleares:
Se denomina como tal toda aquella reacción química en la que se provoca una modificación no de los electrones de los átomos, sino de su núcleo. Esta combinación o fragmentación va a provocar un elevado nivel de energía. Se denomina fusión a la combinación de átomos, mientras que su fragmentación recibe el nombre de fisión.
10. Reacciones exotérmicas:
Se denomina reacción endotérmica a toda aquella reacción química que provoca la emisión de energía. Por lo general, estas emisiones de energía se dan al menos en forma de calor, si bien en los casos en los que ocurren explosiones también aparece la energía cinética.
11. Reacciones endotérmicas:
Las reacciones endotérmicas son todos aquellos tipos de reacción química en la que la interacción entre elementos absorbe energía del medio, siendo el producto final mucho más enérgico que los reactivos.
4) Explique detalladamente los pasos para igualar una reacción por el método redox en medio ácido y en medio básico.
R. Teóricamente, la ecuación de una reacción redox, como cualquier otra ecuación de una reacción química, podría ajustarse por tanteo. Sin embargo, suelen ser reacciones de suma complejidad, por lo que se ha desarrollado un método sistemático de ajuste de reacciones redox que recibe el nombre de método ión-electrón. Este método ión-electrón se divide principalmente en siete pasos que hay que realizar en orden para ajustar correctamente la ecuación de una reacción redox.
MEDIO ÁCIDO:
1. Escribimos la ecuación sin ajustar.
2. Identificamos qué elemento se oxida (semirreacción de oxidación) y qué elemento se reduce (semirreacción de reducción) a partir de los números de oxidación o estados de oxidación de dichos elementos. Para ello usaremos las reglas para la determinación del número de oxidación.
Si el número de oxidación de una especie aumenta, se está oxidando y es la semirreacción de oxidación.
Si el número de oxidación de una especie disminuye, se está reduciendo y es la semirreacción de reducción.
3. Una vez que sabemos qué especie se oxida y qué especie se reduce por el número de oxidación escribimos las correspondientes semirreacciones de oxidación y de reducción. Las especies que intervienen deben escribirse según sea su estado correspondiente, generalmente en disolución acuosa: átomos sueltos, iones o especies moleculares.
4. Ajustamos por separado las dos semirreacciones. Para ello, debemos ajustar tanto el número de átomos como las cargas eléctricas positivas y negativas. Así, en primer lugar se ajustan los átomos que se oxidan o se reducen y después, en este orden: oxígenos, hidrógenos y cargas eléctricas, si bien es posible determinar el número de electrones intercambiados a través de la variación en el número de oxidación de la especie que se oxida o se reduce.
Ajuste de oxígenos e hidrógenos en medio ácido. En el miembro de la semirreacción que presenta menor cantidad de átomos de oxígeno, se añade una molécula de agua por cada átomo de oxígeno que falte. Es decir, si faltan cinco oxígenos a la derecha, añadimos cinco moléculas de agua a la derecha. Al introducir agua habremos introducido hidrógenos, que hay que ajustar, añadiendo en el lado contrario tantos protones, H+, como hayamos introducido con las aguas, es decir, el doble de protones que de moléculas de agua.
Una vez ajustados los oxígenos y los hidrógenos, tenemos que ver el número de electrones intercambiados. Esto podemos verlo por el cambio en el número de oxidación. Por ejemplo, si en una reacción el nitrógeno pasa de un número de oxidación +2 a +4, cada átomo de nitrógeno habrá perdido 2 electrones. Asimismo, podemos ver el número de electrones totales intercambiados por balance de cargas. Añadiremos en el lado de la semirreacción que corresponda (el que tenga exceso de carga positiva) los electrones necesarios para que ambos miembros de la semirreacción tengan el mismo número de cargas. Recordemos que:
– En la semirreacción de oxidación, los electrones se escriben a la derecha.
– En la semirreacción de reducción, los electrones se escriben a la izquierda.
5. Ajuste del número de electrones entre las dos semirreacciones. El número de electrones cedidos por el reductor tiene que ser igual al número de electrones captados por el oxidante. Es decir:
Número electrones cedidos por el reductor = Número de electrones captados por el oxidante
Así, buscaremos el mínimo común múltiplo del número de electrones de las dos semirreacciones, es decir, multiplicamos cada una de ellas por un coeficiente que haga que quede el mismo número de electrones a la izquierda y a la derecha. De este modo, al sumar ambas semirreacciones, estos se simplifican.
6. Escribimos la ecuación iónica ajustada. Para ello, una vez que hemos multiplicado las semirreacciones por el coeficiente correspondiente, sumamos ambas semirreacciones. Los electrones, al estar ya en igual número a izquierda y a derecha, se simplifican y desaparecen de la ecuación. En ocasiones también se pueden simplificar protones o moléculas de agua.
7. Escribimos la ecuación global o molecular ajustada. Se completan las especies iónicas de la ecuación anterior con los contraiones correspondientes, manteniendo los coeficientes calculados. Puede ser que aparezcan nuevas especies formadas por cationes y aniones «sobrantes» o que algunas especies se tengan que ajustar por tanteo, pero no son especies que intervienen directamente en el intercambio electrónico.
MEDIO BÁSICO:
1. Escribimos la ecuación sin ajustar (si escribimos la iónica es más rápido, pero no es esencial hacerlo así).
2. Identificamos qué especie se oxida (reductor) y qué especie se reduce (oxidante) a partir del número de oxidación.
3. Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción.
4. Ajustamos las semirreacciones de oxidación y de reducción.
Es en este punto donde difiere ligeramente del ajuste en medio ácido.
Así, para ajustar los oxígenos e hidrógenos en medio básico, procederemos del siguiente modo: en el miembro de la semirreacción que presente exceso de oxígenos, añadiremos tantas moléculas de agua como oxígenos hay de más. Después, en el miembro contrario, se añaden los iones hidroxilo necesarios para ajustar completamente la semirreacción. Normalmente, se requieren el doble de iones hidroxilo, OH-, que moléculas de agua hemos adicionado previamente.
5. Hacemos el mínimo común múltiplo entrelas dos semirreacciones para que los electrones se puedan simplificar en el paso siguiente.
6. Obtenemos la ecuación iónica ajustada sumando las dos semirreacciones.
7. Escribimos, finalmente, la ecuación global ajustada. En algunos casos tendremos que acabar de ajustar algunas especies por tanteo.
5) ¿Cuál es la función de un indicador orgánico en una reacción?
R. Un Indicador Químico es una sustancia que se añade a una Reacción química para mostrar, con un cambio de coloración, que dicha reacción ha terminado o llegado a un punto de equilibrio.
6) ¿Por qué arde el papel y que tipo de fenómeno es?
R. Tenemos que quemar papel es un cambio químico. Cuando se logra quemar el papel se genera combustión, esta es una reacción química, en donde el papel se descompone, mediante esto afirmamos que es un cambio químico. 
Los cambios químicos ocurren cuando existe un cambio en la estructura molecular de un material, en este caso tenemos que el papel cambia su forma a cenizas, siendo esta una estructura molecular distinta a la inicial.
Al quemar el papel ocurre el fenómeno químico. 
7) ¿Qué es comburente?
R. Un comburente es una sustancia que genera el desarrollo de la combustión. 
La combustión es el acto y el resultado de quemar (someter al fuego). A nivel químico, la combustión supone la oxidación de una sustancia a través de un proceso en el cual se libera energía a modo de luz y de calor. Esta reacción se genera entre un material oxidable capaz de arder, que se denomina combustible, y un material que produce la combustión, llamado comburente.
 
El comburente hace que el combustible se oxide, liberando energía química que puede aprovecharse como energía mecánica. Para que se inicie la combustión, el combustible debe alcanzar su temperatura de ignición (cuando sus vapores arden de forma espontánea). Cabe destacar que la reacción entre el combustible y el comburente se manifiesta a través de las llamas.
8. CONCLUSIÓN Y RECOMENDACIONES:
· Se concluye que se realizó las diferentes reacciones químicas.
· Se identificó a detalle cada reacción que se obtenía.
· Se igualo las reacciones y se clasifico el tipo de reacción que presenta.
· Se estudió las diferentes reacciones por el método acido, base y neutro.
· Se recomienda el cuidado de cada reacción ya que algunos son altamente tóxicos.
· Se recomienda usar guantes y barbijo y estar en un ambiente no tan cerrado.
9. BIBLIOGRAFÍA:
Whitten – Davis – Peck. “Química General”
Raymond Chang. “Química General”
J. Babor – J. Ibarz. “Química General”
Rosemberg. “Química General Schaum”
Dillard – Goldberg. “Química”
Montesinos – Montesinos. “Química General – Prácticas de Laboratorio”
Parra – Coronel. “Química Preuniversitaria”
Mollericona. “Química Curso Preuniversitario de Ingeniería”
Mollericona. “Nomenclatura Inorgánica y Orgánica”
10. ANEXOS: 
INICIOEn un tubo de ensayo colocar 3 ml de disolución de Pb(NO3)21 ml de HCl diluido en un tubo de ensayo Del tubo de HCl vierta de 2 a 4 gotas al Pb(NO3)2Observe y registre los cambiosLuego verter todo el contenido al HCl Agitar, y observar los cambios presentes Si la reacción es lenta, dejar el tubo en reposo hasta observar cambiosFIN
INICIO
En un tubo de ensayo colocar 3 ml de disolución de Pb(NO3)2
1 ml de HCl diluido en un tubo de ensayo
Del tubo de HCl vierta de 2 a 4 gotas al Pb(NO3)2
Observe y registre los cambios
Luego verter todo el contenido al HCl
Agitar, y observar los cambios presentes
Si la reacción es lenta, dejar el tubo en reposo hasta observar cambios
FIN
INICIOEn un tubo de ensayo colocar 3 ml de disolución de Pb(NO3)21 ml de H2SO4 diluido en un tubo de ensayo Del tubo de H2SO4 vierta de 2 a 4 gotas al Pb(NO3)2Observe y registre los cambiosFIN
INICIO
En un tubo de ensayo colocar 3 ml de disolución de Pb(NO3)2
1 ml de H2SO4 diluido en un tubo de ensayo
Del tubo de H2SO4 vierta de 2 a 4 gotas al Pb(NO3)2
Observe y registre los cambios
FIN
INICIOEn un tubo de ensayo colocar 3 ml de disolución de Pb(NO3)21 ml de IK diluido en un tubo de ensayo Del tubo de IK vierta de 2 a 4 gotas al Pb(NO3)2Observe y registre los cambiosFIN
INICIO
En un tubo de ensayo colocar 3 ml de disolución de Pb(NO3)2
1 ml de IK diluido en un tubo de ensayo
Del tubo de IK vierta de 2 a 4 gotas al Pb(NO3)2
Observe y registre los cambios
FIN
INICIOEn un tubo de ensayo colocar 0.5 g de Na2CO31 ml de HCl diluido en un tubo de ensayo Del tubo de HCl vierta gota a gota al Na2CO3Observe y registre los cambiosFIN
INICIO
En un tubo de ensayo colocar 0.5 g de Na2CO3
1 ml de HCl diluido en un tubo de ensayo
Del tubo de HCl vierta gota a gota al Na2CO3
Observe y registre los cambios
FIN
INICIOEn un tubo de ensayo colocar 3 ml de solución CuSO4Una solución de NH3 diluido en un tubo de ensayo Vierte lentamente NH3 en el tubo de CuSO4Observe y registre los cambiosFIN
INICIO
En un tubo de ensayo colocar 3 ml de solución CuSO4
Una solución de NH3 diluido en un tubo de ensayo
Vierte lentamente NH3 en el tubo de CuSO4
Observe y registre los cambios
FIN
INICIOEn un tubo de ensayo colocar 3 ml de solución KMnO4 acidulado con 1 ml de H2SO43 ml de una solución de oxalato de potasio en un tubo de ensayo Vierte el oxalato de potasio en el tubo de KMnO4Observe y registre los cambiosFINCalentar ambos tubos suavemente con el mechero de alcohol 
INICIO
En un tubo de ensayo colocar 3 ml de solución KMnO4 acidulado con 1 ml de H2SO4
3 ml de una solución de oxalato de potasio en un tubo de ensayo
Vierte el oxalato de potasio en el tubo de KMnO4
Observe y registre los cambios
FIN
Calentar ambos tubos suavemente con el mechero de alcohol
INICIOEn un tubo de ensayo colocar 3 ml de solución k2Cr2O4 acidulado con 1 ml de H2SO43 ml de una solución de FeSO4 en un tubo de ensayo Vierte el FeSO4 en el tubo de K2Cr2O4Observe y registre los cambiosFINCalentar ambos tubos suavemente con el mechero de alcohol 
INICIO
En un tubo de ensayo colocar 3 ml de solución k2Cr2O4 acidulado con 1 ml de H2SO4
3 ml de una solución de FeSO4 en un tubo de ensayo
Vierte el FeSO4 en el tubo de K2Cr2O4
Observe y registre los cambios
FIN
Calentar ambos tubos suavemente con el mechero de alcohol
INICIOEn un tubo de ensayo colocar 3 ml de solución CuSO4Añadir un clavo de hierro Retirar el clavo y enjuagar con agua Observe y registre los cambiosFINDejarlo por 5 minutos
INICIO
En un tubo de ensayo colocar 3 ml de solución CuSO4
Añadir un clavo de hierro
Retirar el clavo y enjuagar con agua
Observe y registre los cambios
FIN
Dejarlo por 5 minutos
INICIOVaso de precipitado con 200 ml de agua destilada tibiaTrasvasar la solución a una botella de cierre hermético Observe y registre los cambiosFINDisuelva 5g de C6H12O610 g de NaOHDejar en reposo luego agitar la solución de la botella Puede repetir los dos pasos anteriores varias veces 
INICIO
Vaso de precipitado con 200 ml de agua destilada tibia
Trasvasar la solución a una botella de cierre hermético
Observe y registre los cambios
FIN
Disuelva
5g de C6H12O6
10 g de NaOH
Dejar en reposo luego agitar la solución de la botella
Puede repetir los dos pasos anteriores varias veces
INICIO4 ml de K2CrO4 en un tubo de ensayo Observar lo que sucede Agregar gotas de NaOH FINSe vierte unas gotas de solución de HCl En otro tubo de ensayo se vierte 4 ml de una solución de K2Cr2O4Observar lo que sucede 
INICIO
4 ml de K2CrO4 en un tubo de ensayo
Observar lo que sucede
Agregar gotas de NaOH
FIN
Se vierte unas gotas de solución de HCl
En otro tubo de ensayo se vierte 4 ml de una solución de K2Cr2O4
Observar lo que sucede