LABORATORIO 2 REACCIONESS TENORIO VILLEGAS JUAN ERIC

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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 
 
https://evirtual.umsa.edu.bo/user/view.php?id=174&course=105
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 𝑷𝒃𝑪𝒍𝟐: .......................................................................... 9 
4.1.2 Formación de Sulfato Plumboso 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒: ........................................................................ 10 
4.1.3 Formación de Ioduro Plumboso 𝑷𝒃𝑰𝟐: ............................................................................ 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 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒: ......................................................... 12 
4.4.2 Reducción de Dicromato de Potasio 𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟒: ............................................................ 12 
4.4.3 Reducción del Sulfato de Cobre 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒: ......................................................................... 13 
4.4.4 Reducción de la Glucosa 𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔:............................................................................... 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 𝑷𝒃𝑪𝒍𝟐: ........................................................................ 15 
5.1.2 Formación de Sulfato Plumboso 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒: ........................................................................ 15 
5.1.3 Formación de Ioduro Plumboso 𝑷𝒃𝑰𝟐: ............................................................................ 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 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒: ......................................................... 16 
4.4.2 Reducción de Dicromato de Potasio 𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟒: ............................................................ 17 
4.4.3 Reducción del Sulfato de Cobre 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒: ......................................................................... 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 simbólicade 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: 
 
𝑆 + 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒𝑆 
2𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐻2𝑂 
𝐶𝑎𝑂 + 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 
 
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: 
 
2𝐻𝑔𝑂 → 2𝐻𝑔 + 𝑂2 
2𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 2𝐾𝐶𝑙 + 3𝑂2 
 
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: 
 
𝑁𝐻4𝐶𝑙 ↔ 𝑁𝐻3 + 𝐻𝐶𝑙 
𝑃𝐶𝑙5 ↔ 𝐶𝑙2 + 𝑃𝐶𝑙3 
 
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: 
 
𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛𝑆𝑂4 + 𝐶𝑢 
2𝐻𝐶𝑙 + 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝐻2 
 
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: 
 
𝐶𝑎𝐶𝑙2 + 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐶𝑎𝐶𝑂3 
𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝐴𝑔𝐶𝑙 + 𝐻𝑁𝑂3 
 
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: 
 
2𝐶𝑙− → 𝐶𝑙2 + 2𝑒
− 
 
Reacción de Reducción: 
Se denomina asi, cuando EL REACTIVO AL CAMBIAR DE ESTADO GANA 
ELECTRONES. Por ejemplo: 
 
𝑀𝑛𝑂2 + 4𝐻
+ + 2𝑒− → 𝑀𝑛++ + 2𝐻2𝑂 
 
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: 
 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐶2𝐻5 + 𝐻2𝑂 
 
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: 
 
2𝐶6𝐻6 + 15𝑂2 → 6𝐻2𝑂 + 12𝐶𝑂2 
 
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: 
 
𝐶(𝑔𝑟𝑎𝑓) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 94.05 𝐾𝑐𝑎𝑙 𝑚𝑜𝑙⁄ 
 
Reacción Endotérmica: 
ES AQUELLA EN LA CUAL PARA QUE SE EFECTUÉ LA TRANSFORMACIÓN SE 
NECESITA ADICIONAR CALOR AL SISTEMA. Por ejemplo: 
 
𝑁2𝑂4 + 14.7 𝐾𝑐𝑎𝑙 𝑚𝑜𝑙⁄ → 2𝑁𝑂2(𝑔) 
 
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: 
 
𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑞) → 𝐶𝐼𝑁𝑎(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) 
 
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: 
 
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑞) → 𝐶𝐼𝑁𝑎(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) 
 
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. 
 
2𝐶2𝐻6(𝑔) + 7𝑂2(𝑔) → 4𝐶𝑂2(𝑔) + 6𝐻2𝑂(𝑙) 𝐶𝑂𝑀𝐵𝑈𝑆𝑇𝐼Ó𝑁 𝐶𝑂𝑀𝑃𝐿𝐸𝑇𝐴 
2𝐶2𝐻6(𝑔) + 5𝑂2(𝑔) → 4𝐶𝑂2(𝑔) + 6𝐻2𝑂(𝑙) 𝐶𝑂𝑀𝐵𝑈𝑆𝑇𝐼Ó𝑁 𝐼𝑁𝐶𝑂𝑀𝑃𝐿𝐸𝑇𝐴 
 
Reacción de Polimerización: 
Consiste en la adición de dos hidrocarburos insaturados entre sí para formar una 
cadena más larga. Por ejemplo: 
 
𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻2 + 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻2 → −𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 −
∗ 
 
 
 
 
 
 
 
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). 
 
NOTA: 
Una reacción química puede pertenecer a varios de los tipos de reacciones estudiadas. 
Existen otros tipos de reacciones a partir de las indicadas. 
2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 3𝐻2𝑆𝑂4 + 5𝐻2𝑂2 → 𝐾2𝑆𝑂4 + 2𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 8𝐻2𝑂 + 5𝑂2 
 
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. 
 
2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 3𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 2𝐻2𝑂 + 𝐾2𝑆𝑂4 → 5𝑀𝑛𝑂2 + 4𝐾𝐻𝑆𝑂4 
 
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. 
 
2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 2𝐾𝑂𝐻 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂3 → 2𝐾2𝑀𝑛𝑂4 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂 
 
3. MATERIALES Y REACTIVOS: 
 
3.1 MATERIALES: 
ÍTEM MATERIAL CARACTERÍSTICAS CANTIDAD 
1 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 𝑷𝒃𝑪𝒍𝟐: 
 
 
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
 
4.1.2 Formación de Sulfato Plumboso 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒: 
 
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
 
4.1.3 Formación de Ioduro Plumboso 𝑷𝒃𝑰𝟐: 
 
INICIO
En un tubo de ensayo colocar3 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
 
 
 
 
 
4.2 REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN: 
4.2.1 Descomposición del Carbonato de Sodio: 
 
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
 
 
4.3 REACCIÓN DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS: 
 
4.3.1 Formación del Hidróxido cúprico y del complejo amoniacal del cobre: 
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
 
 
4.4 REACCIONES DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN: 
4.4.1 Reducción de Permanganato de Potasio 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒: 
 
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 
 
 
4.4.2 Reducción de Dicromato de Potasio 𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟒: 
 
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 
 
4.4.3 Reducción del Sulfato de Cobre 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒: 
 
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
 
 
4.4.4 Reducción de la Glucosa 𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔: 
 
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 
 
4.5 REACCIÓN DE EQUILIBRIO: 
4.4.1 Equilibrio Cromato, Dicromato: 
Se puede invertir los procesos y observar 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 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. ACTIVIDADES: 
 
5.1 REACCIONES DE PRECIPITACIÓN: 
5.1.1 Formación de Cloruro Plumboso 𝑷𝒃𝑪𝒍𝟐: 
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 
1𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 + 2𝐻𝐶𝑙 → 1𝑃𝑏𝐶𝑙2 + 2𝐻𝑁𝑂3 
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 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒: 
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 
1𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 + 1𝐻2𝑆𝑂4 → 1𝑃𝑏𝑆𝑂4 + 2𝐻𝑁𝑂3 
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 𝑷𝒃𝑰𝟐: 
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 
1𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 + 2𝐼𝐾 → 1𝑃𝑏𝐼2 + 2𝐾𝑁𝑂3 
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: 
1𝑁𝑎2𝐶𝑂3 + 2𝐻𝐶𝑙 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 1𝐶𝑂2 + 1𝐻2𝑂 
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: 
1𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 4𝑁𝐻3 → 1[𝐶𝑢(𝑁𝐻3)4]𝑆𝑂4 
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 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒: 
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: 
𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝐾2𝐶2𝑂4 
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 𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟒: 
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: 
𝐾2𝐶𝑟2𝑂4 + 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝐹𝑒𝑆𝑂4 
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 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒: 
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: 
1𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 1𝐹𝑒 → 1𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 1𝐶𝑢 
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 enla 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 trata de 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 hemosmultiplicado 
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 entre las 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: