PRACTICA 7

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PRACTICA 7 
REACCIONES QUIMICAS y BALANCEO DE ECUACIONES. 
 
 
Andrés Mauricio Alfonso Acevedo 
Código 201910777 
Fecha 30/09/2021 
Palabras Claves: balanceo, estequiometria, reacción, oxidorreducción, reactivo. 
 
 
Investigar: 
1. Como se clasifican las reacciones químicas, de un ejemplo. 
as reacciones químicas se clasifican por la energía que requieren o liberan, o bien por 
el proceso a que se someten los reactivos. 
Si una reacción química libera energía, se llama reacción exotérmica. El ejemplo más 
común es la combustión, en la cual la energía se manifiesta en forma de calor y luz. 
Si, por el contrario, la reacción química requiere energía del medio para efectuarse, 
recibe el nombre de reacción endotérmica. La fotosíntesis es un proceso de esta 
clase, porque requiere de la luz solar para realizarse. 
Dos tipos de reacciones consideradas muy importantes son las de síntesis y las de 
descomposición. 
• Reacción de síntesis o combinación. En ésta, dos o más sustancias se unen 
para formar otra; por ejemplo, cuando se combinan azufre y hierro, se 
sintetiza sulfuro de hierro. El polvo amarillo de azufre y la limadura de hierro 
reaccionan y se convierten en un nuevo producto que posee propiedades 
totalmente distintas de las que caracterizan a esos elementos. 
 
 
 
Las reacciones de este tipo tienen gran utilidad industrial; gracias a ellas, cada día se 
cuenta con nuevos productos, como medicamentos, plástico, materiales cerámicos, 
etc. 
• Reacción de descomposición. En este caso, una sustancia se divide en otras 
dos, que forzosamente son más sencillas, es decir, están compuestas por 
menos átomos. 
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Muchas reacciones de descomposición requieren energía eléctrica para llevarse a 
cabo; por ejemplo, mediante la corriente eléctrica se pueden separar el oxígeno y el 
hidrógeno que forman el agua. El proceso que consiste en separar sustancias 
químicamente por medio de la electricidad se conoce como electrólisis. 
 
 
 
2. En una reacción química a que se denomina reactivo límite? 
En cualquier reacción, lo normal es que los reactivos no se mezclen 
en proporción estequiométrica, que es la proporción exacta para que no sobre de 
ninguno de ellos. Si no tenemos esa suerte, la reacción se detendrá cuando uno se 
agote. A éste lo denominamos reactivo limitante ya que limita la reacción al no 
poder continuar. 
 
Para identificar al reactivo limitante proponemos dos métodos: 
 
Tanteo: 
 
Elegimos uno de los reactivos como supuesto limitante. Será el que reaccione 
completamente. Calculamos la cantidad necesaria del otro reactivo y 
comprobamos que sea menor que la masa de que disponemos. En caso de no 
tener suficiente, como no podemos gastar más de lo que tenemos (esto es ciencia; 
no hay préstamos), el reactivo limitante será el otro. 
 
Proporción: 
 
Calculamos la proporción en gramos o en moles en la que, según el ajuste, 
reaccionan los reactivos y la comparamos con la de los datos. Estudiamos de cuál 
deberíamos tener más cantidad para que se cumpla la relación estequiométrica y 
éste es el limitante. 
3. Como se determina la eficiencia de una reacción química? 
El rendimiento porcentual determina la eficiencia de la reacción. Sin embargo, no 
todas la reacciones son al 100% efectivas. Para expresar la eficiencia de una reacción, 
se emplea la proporción entre el rendimiento real y el rendimiento teórico multiplicada 
por 100 
 
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4. Describa brevemente en qué consiste el método de variación de Job? 
Este método se ideó para determinar experimentalmente la relación estequiométrica 
en la que se combinan los reactivos de una reacción. Se basa en la realización de una 
serie reacciones empleando cantidades diferentes de cada reactivo pero manteniendo 
constante la cantidad total de ambos. Puede entonces medirse una variable del sistema, 
relacionada con la masa, y representarse gráficamente contra las cantidades de 
reactivos utilizadas. La variable puede ser el peso de precipitado o su altura, o la 
cantidad de calor liberado. 
 
 
OBJETIVO GENERAL 
 
Identificas las clases de reacciones químicas. 
Balancear algunas ecuaciones químicas 
 
 
INTRODUCCIÓN 
Una reacción química, también llamada cambio o fenómeno químicos, es todo proceso 
termodinámico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes o reactivos), se 
transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas 
productos.1 Los reactantes pueden ser elementos o compuestos 
 
PROCEDIMIENTO. 
 
Reacciones químicas 
 
Realizar la reacción que se describe a continuación, usando el programa “chemcollective” 
link http://chemcollective.org/vlab/106 
 
Si introducimos una pieza de cobre metálico, color naranja metálico, en una disolución de 
nitrato de plata (incolora) observamos como el cobre se recubre con un sólido gris, plata 
metálica, y la disolución adquiere un tono azulado [Nitrato de cobre (II)], que nos indica que 
tenemos ion Cu2+. A continuación, se realizará la reacción a través de un simulador. Adjuntar 
pantallazo de cada una de las acciones en la Tabla 9 
 
1. En el programa “chemcollective-explorando reacciones de oxidación reducción”, 
seleccionar la opción “glassware” y elegir un vaso de precipitados (beaker) de 250 mL. 
Pesar el vaso de precipitados utilizando una balanza en la opción “tools-scale”. 
Seleccionar el botón “tarar” (tare) de la balanza digital hasta registrar un valor de 0,0000 
g. 
 
2. En la opción “soluciones” (solutions), desplegar la opción “solidos” (solids) y elegir 
el cobre metálico (Cu: cooper). Adicionar 1,0 g de cobre acercando el frasco al vaso 
de precipitados. Seleccione una masa de 1,0 g y de click en “verter” (pour). 
 
https://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica#cite_note-1
http://chemcollective.org/vlab/106
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3. Retirar el vaso de la balanza. En la opción “soluciones” (solutions), elegir la solución 
de AgNO3 (0,2 M). Acercar la solución al vaso de precipitados con cobre metálico y 
verter 5 mL de solución. ¿Qué observa? 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Registrar las concentraciones de H+, OH-, Ag+, Cu2+, NO3-, que se presentan en el panel 
izquierdo del laboratorio virtual. 
 
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5. Escribir la ecuación química balanceada, clasificar la reacción y determinar si hay o no transferencia de electrones. 
Reacción general Evidencia (pantallazo simulador) 
 
 AgNO3(ac) + Cu(s) → 
 Reactivos 
→ 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) + 2𝐴𝑔(𝑠) 
 Productos 
1. Registro de la balanza en 0,000 g 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. Peso de 1,0 g cobre (Cu) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Semireacciones: 
 
oxidación: 
 
𝐴𝑔1+
𝑔𝑎𝑛𝑎 1𝑒−
→ 𝐴𝑔0 
 
reducción: 
𝐶𝑢0
𝑝𝑖𝑒𝑟𝑑𝑒 2𝑒−
→ 𝐶𝑢2+ 
 
Balanceo de la reacción por 
oxido-reducción: 
 
 
 
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𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞) +
1
2
𝐶𝑢(𝑠)
→
1
2
𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) + 𝐴𝑔(𝑠) 
 
 
¿Hay transferencia de 
electrones?: 
 
𝐴𝑔1+
𝑔𝑎𝑛𝑎 1𝑒−
→ 𝐴𝑔0, la plata 
se reduce, es el oxidante 
 
𝐶𝑢0
𝑝𝑖𝑒𝑟𝑑𝑒 2𝑒−
→ 𝐶𝑢2+, el cobre 
se oxida, es el reductor 
 
 
 
¿cómo se clasifica la 
reacción? (tipo de 
reacción). 
 
REACCIONES DE 
OXIDACIÓN-REDUCCIÓN 
Son reacciones en las que se 
produce un intercambio de 
electrones, un elemento 
pierde electrones, se oxida, y 
otro gana electrones, se 
reduce 
3. Adición de nitrato de plata al cobre (0.20 M) 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Concentración de H+, OH-, Ag+, Cu2+, NO3-. 
 
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• ¿Qué cambio observa al final de la adición de la disolución de AgNO3 sobre el cobre 
metálico? 
• ¿cómo explica el cambio observado? 
 
REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN Son reacciones en las que se produce un 
intercambio de electrones, un elemento pierde electrones, se oxida, y otro gana electrones, se 
reduce. 
El cobre elemental, metálico, y por tanto su estado de oxidación es 0. La plata de la disolución 
de nitrato de plata esel catión Ag(I). Por tanto, cabe pensar que se produzca una reacción de 
oxidación reducción que implique estas especies, cuando un átomo de cobre reacciona con 
un ión de plata, se vuelve gris como una indicación de un cambio en el estado de oxidación 
de 0 a +1. Cuando otro ion plata reacciona con el cobre de estado de oxidación +1 pasa a 
estado de oxidación +2, en el que el ion Cu (II) se disocia en solución. 
 
2𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) → 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) + 2𝐴𝑔(𝑠) 
Semirreacciones 
𝐴𝑔1+
𝑔𝑎𝑛𝑎 1𝑒−
→ 𝐴𝑔0, la plata se reduce, es el oxidante 
𝐶𝑢0
𝑝𝑖𝑒𝑟𝑑𝑒 2𝑒−
→ 𝐶𝑢2+, el cobre se oxida, es el reductor 
Cuando un átomo de cobre reacciona con un ión de plata, se vuelve gris como una indicación 
de un cambio en el estado de oxidación de 0 a +1. Cuando otro ion plata reacciona con el 
cobre de estado de oxidación +1 pasa a estado de oxidación +2, en el que el ion Cu (II) se 
disocia en solución. 
 
Cuando el nitrato de plata se acaba antes que los átomos de cobre, entonces podríamos tener 
dos agentes de cobre gris, que deberían corresponder a un átomo de cobre que no terminó de 
sufrir la oxidación completa al estado Cu+2 eso es por lo cual tenemos que dividir la cantidad 
de agentes de cobre a la mitad para tener el número real de átomos de cobre. 
 
puede escribirse como: 
 
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞) +
1
2
𝐶𝑢(𝑠) →
1
2
𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) + 𝐴𝑔(𝑠) 
entonces esta tasa 1/2 es por lo cual dividimos la cantidad de cobre gris por dos. 
1/2 Cu está representada por un cobre gris, que equivale a 2 agentes de cobre gris 
representando un átomo de Cu. 
o sea que para saber cuántos átomos de cobre quedan cuando lo que tenemos son sólo agentes 
de cobre gris es que contamos todos y lo dividimos por 2. 
 
cuando introducimos la pieza de cobre dentro de una disolución de nitrato de plata, 
comienza inmediatamente una reacción de oxidación reducción en la cual parte de la pieza 
de cobre se disuelve, pasando a Cu(+2) y parte de la plata catiónica de la disolución se 
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deposita sobre la superficie de la pieza, formando una fina capa de plata metálica, Ag(0); es 
decir, la pieza se chapará en plata si la dejamos el tiempo suficiente, aunque a menudo se 
deposita dando lugar a formas curiosas. 
 
Balance de ecuaciones. Balancear las ecuaciones del simulador. 
https://phet.colorado.edu/sims/html/balancing-chemical-equations/latest/balancing-
chemical-equations_es.html 
 
1. Ingresar a la opción “Introducción” del simulador y elegir la reacción de “combustión 
de metano” indicada en la parte inferior derecha del recurso. Realizar el balanceo de 
la ecuación, ajustando los coeficientes de la reacción. Cuando haya sido realizado el 
balanceo, seleccionar la opción “herramientas” de la parte superior derecha y elegir 
la balanza. 
2. Registrar pantallazo de evidencia de la ecuación balanceada en la Tabla 10. 
3. Seguir el mismo procedimiento esta vez con amoniaco y con la disociación del agua. 
Registrar los pantallazos en la tabla 10. 
 
4. Ingresar a la opción “Modo Juego” del simulador y elegir el “nivel tres”. Realizar el 
balanceo de las cinco reacciones propuestas, ajustando los coeficientes de la reacción. 
Evidencia 
Balanceo de la reacción de combustión del 
metano 
Evidencia 
“reto 5 de 5” ecuaciones balanceadas 
 
 
COMBUSTIÓN DEL METANO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. 𝐶2𝐻5 + 𝑂𝐻302 → 2𝐶𝑂2 + 3𝐻2𝑂
 
 
2. 4𝑁𝐻3 + 3𝑂2 → 2𝑁2 + 6𝐻2𝑂 
 
 
 
 
https://phet.colorado.edu/sims/html/balancing-chemical-equations/latest/balancing-chemical-equations_es.html
https://phet.colorado.edu/sims/html/balancing-chemical-equations/latest/balancing-chemical-equations_es.html
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PRODUCIÓN DE AMONIACO 
 
 
 
 
 
 
 
DISOCIACIÓN DE AGUA 
 
 
 
 
 
3. 4𝐶𝑂2 + 2𝐻2𝑂 → 2𝐶2𝐻2 + 5𝑂2 
 
 
4. 4𝑁𝑂2 + 6𝐻2𝑂 → 4𝑁𝐻3 + 7𝑂2
 
 
5. 2𝐶2𝐻6 + 7𝑂2 → 4𝐶𝑂2 + 6𝐻20
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Ejercicio: 
Teniendo en cuenta el balanceo de la reacción de oxidación de etileno (reacción 1), determine la masa 
en gramos (g) y moles (mol) de los productos formados si se emplean 4,5 moles de C2H2 en la reacción 
y 3,5 moles de oxígeno. ¿cuál es el reactivo límite en la reacción?. 
• Cálculo del Reactivo límite: 
Peso molecular: 
𝐶2𝐻2=26g/mol 
𝑂2=26g/mol 
𝐶𝑂2=44g/mol 
𝐻20=18g/mol 
ECUACION BALANCEADA: 
2𝐶2𝐻2 + 5𝑂2 → 4𝐶𝑂2 + 2𝐻20 
• REACTIVO LIMITANTE: 
emplean 4,5 moles de C2H2 
𝐶2𝐻2→𝐻20 
4.5𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻2 ∙
2 𝑚𝑜𝑙 𝐻20
2 𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻2
∙
18 𝑔𝐻20
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻20
= 162 𝑔 𝐻20 
𝑂2→𝐻20 
 
 
3.5 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 ∙
2 𝑚𝑜𝑙 𝐻20
5 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
∙
18 𝑔𝐻20
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻20
= 25.2 𝑔 𝐻20 
 
Obteniendo 
𝐶2𝐻2→𝐻20 = 162 𝑔 𝐻20 
𝑂2→𝐻20 = 25.2 𝑔 𝐻20 
Por lo tanto, el reactive limitante es el oxigeno 𝑂2 
 
• Moles de los productos obtenidos: 
𝑋𝑚𝑜𝑙𝐻20 =
4.5𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻2 ∗ 2 𝑚𝑜𝑙 𝐻20
2 𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻2
= 4.5 𝑚𝑜𝑙 𝐻20 
 
𝑋𝑚𝑜𝑙𝐶𝑂2 =
3.5 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 ∗ 4 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2
5 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
= 2.8 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2 
 
• Gramos de los productos obtenidos: 
4.5 𝑚𝑜𝑙 𝐻20 ∙
18 𝑔 𝐻20
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻20 
= 81 𝑔 𝐻20 
2.8 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2 ∙
44 𝑔 𝐶𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2 
= 123.2 𝑔 𝐶𝑂2 
 
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REFERENCIAS 
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cursosinea. Recuperado 30 de septiembre de 2021, de 
http://www.cursosinea.conevyt.org.mx/cursos/cnaturales_v2/interface/main/recurso
s/antologia/cnant_3_15.htm 
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de https://proyectodescartes.org/uudd/materiales_didacticos/Reacciones_quimicas-
JS/limitante.html?2&2 
• rendimiento de una reaccion. (s. f.). unam.mx. Recuperado 30 de septiembre de 
2021, de 
http://www.dcb.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/WebAutoapre
ndizaje/temario/RENDIMIENTO%20DE%20UNA%20REACCION/Introduccion.p
df 
• Práctica 11 - Método de Job. (s. f.). udea. Recuperado 30 de septiembre de 2021, de 
http://docencia.udea.edu.co/cen/tecnicaslabquimico/02practicas/practica11.htm 
http://www.cursosinea.conevyt.org.mx/cursos/cnaturales_v2/interface/main/recursos/antologia/cnant_3_15.htm
http://www.cursosinea.conevyt.org.mx/cursos/cnaturales_v2/interface/main/recursos/antologia/cnant_3_15.htm
https://proyectodescartes.org/uudd/materiales_didacticos/Reacciones_quimicas-JS/limitante.html?2&2
https://proyectodescartes.org/uudd/materiales_didacticos/Reacciones_quimicas-JS/limitante.html?2&2
http://www.dcb.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/WebAutoaprendizaje/temario/RENDIMIENTO%20DE%20UNA%20REACCION/Introduccion.pdf
http://www.dcb.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/WebAutoaprendizaje/temario/RENDIMIENTO%20DE%20UNA%20REACCION/Introduccion.pdf
http://www.dcb.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/WebAutoaprendizaje/temario/RENDIMIENTO%20DE%20UNA%20REACCION/Introduccion.pdf
http://docencia.udea.edu.co/cen/tecnicaslabquimico/02practicas/practica11.htm