Práctica No. 9 Transformaciones de la materia/Reacciones Químicas.

Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey

Campus Puebla

Práctica No. 9

Transformaciones de la materia/Reacciones Químicas.

Responsable: Mtro. Víctor Hugo Blanco Lozano

Equipo No. 8

Grupo 2

Integrantes del equipo:

Stephania Díaz Lorenzo                    A00397831

Ana Laura Velázquez Gil                   A01325205

Omar Sánchez Jiménez                   A01324800

Jorge Armando Luna Morales           A01099726

Gabriela Rivera Hernández               A01325193

Objetivos

Mediante el desarrollo de la práctica, la observación será un elemento clave para identificar lo que sucede en la reacción. Al finalizar la misma se pretende desarrollas las siguientes habilidades:

Entender y diferenciar los diferentes tipos de reacciones que se puedan presentar al momento de trabajar con los compuestos. Así como lograr identificar el tipo de reacción que se lleva a cabo ante una determinada situación.

Fortalecer la parte teórica preparando las disoluciones con las características solicitadas en la práctica recurriendo a los conceptos de concentración (Molaridad, molalidad, porcentaje masa-masa etc.) y balanceando ecuaciones en función de la ley de la conservación de la materia.

Analizar y evaluar el rendimiento de las reacciones observadas en el laboratorio de igual modo saber interpretar cuantitativamente el resultado obtenido.

           

           

Introducción

En la química, a diferencia de la física, se afectan las propiedades de la materia, es decir cambia la naturaleza del fenómeno estudiado. Organolépticamente podemos apreciar (en la mayoría de los casos) los eventos que ocurren en las diferentes reacciones, pero para poder entender a mayor profundidad lo que está ocurriendo, se describe lo que ocurre en los diferentes tipos de reacciones. Dicho en otras palabras, las reacciones nos indican que tipo de interacciones se presentan en la materia y cómo lo hacen.

La importancia de conocer qué tipo de reacción se lleva a cabo reside en el objetivo que se pretende alcanzar, ya sea para la obtención de un nuevo compuesto o la separación de una mezcla que de otro modo sería imposible o muy difícil.

Consideraciones Teóricas

Para la realización de esta práctica, es necesario conocer las siguientes reacciones químicas inorgánicas:

·        Metal + Hidrógeno: Hidruro

·         Metal + Oxígeno: Óxido básico

·         Metal activo + agua: Base

·         Metal + ácido: Sal + H₂

·         Metal + no metal: Sal Halógena

·         No metal  + Hidrógeno: Ácido Hidrácido

·         No metal + Oxígeno: Óxido ácido

·         Óxido metálico + agua: Hidróxido

·         Óxido no metálico + agua: Oxácido

·         Ácido + hidróxido: Sal + H₂

Estequiometria

La estequiometria es el estudio de reactivos y productos de una reacción química desde un punto de vista cuantitativo.

Se denomina reacción química al proceso en el cuál una o más sustancias sufren cambios para  nuevas sustancias. La representación escrita de dichas reacciones químicas, es conocida como ecuación química.

Para que una ecuación química se encuentre balanceada o equilibrada, debe respetar la ley de la conservación de la materia; en la cual se establece que la suma de átomos de cada elemento debe ser igual tanto en reactivos como en productos presentes en una reacción química.

Al inicio de cada componente de la ecuación química, se coloca un número llamado coeficiente estequiométrico, indicando la proporción de cada componente.

Generalmente, al balancear una ecuación química, se verifica de siguiendo estos pasos:

1.    Identificas todos los reactivos y productos que conforman la reacción, y se escriben sus fórmulas correctas del lado izquierdo y derecho de la ecuación, respectivamente.

2.     Es posible manipular los coeficientes estequiométricos de una reacción pero no se pueden cambiar los subíndices.

3.    En primer lugar deben buscarse aquellos elementos que se encuentran una sola vez en cada uno de los lados de la ecuación y que tengan el mismo número de átomos. Posteriormente se identifican los elementos que aparecen una sola vez pero que tienen un número de átomos diferente y se balancean. Finalmente deben balancearse aquellos elementos que aparecen en dos o más formulas del mismo lado de la ecuación.

Existen diferentes tipos de reacciones químicas, entre los más comunes se encuentran:

Nombre	Descripción	Representación
Reacción de Síntesis	Unión de dos compuestos sencillos para formar un compuesto complejo.	A+BàAB
Reacción de Descomposición	Separación de un compuesto complejo en dos compuestos sencillos.	ABàA+B
Reacción de simple sustitución	Un elemento remplaza a otro en un compuesto.	A+BCàAC+B
Reacción de doble sustitución	Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.	AB+CDàAD+BC

Desarrollo

Esta práctica de laboratorio, como se ha mencionado anteriormente, se trató  acerca de los temas de conservación de la materia y reacciones químicas, con el objetivo principal de observar y analizar los cambios que se llevan a cabo en una reacción y evaluar el rendimiento de la misma.

Tipos de Reacciones Químicas:

Reacción de descomposición, Catalizadores

En este tipo de reacciones una sola molécula sufre una ruptura y se divide o se rompe para formar varias moléculas más sencillas, por ejemplo:

2HgO (S) → 2Hg (l) + O2 (g)


En esta fórmula, 2 moléculas de óxido de mercurio sólido se descomponen o dividen para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxígeno, las cuales son más sencillas que la primera.

Experimento 1A: Reacción de descomposición de la papa

El primer experimento que se realizó constó en demostrar la reacción de descomposición utilizando una papa cruda, la cual se sabe que produce una enzima, conocida como catalasa, que sirve para acelerar la descomposición de los productos químicos complejos presentes en los alimentos y formar otros más simples y más fáciles de aprovechar. La catalasa que se encuentra en las células de papa ocasiona que el peróxido de hidrogeno se descomponga rápidamente en agua y oxigeno (gas), según la siguiente reacción:

H₂O₂ à H₂O + O₂

Procedimiento experimental:

1.    Coloca la rodaja de papa cruda sobre el vidrio de reloj, agrega unas gotas de peróxido de hidrogeno al 10% observa los resultados y trata de ver si forman burbujas.

2.    Repite la operación con la otra rodaja añadiéndole ahora gotas de peróxido al 2%

3.    Llena la tabla 1 de registro de datos que se encuentra en la hoja de resultado

Rodaja	Observaciones
1	Color inicial	Beige
	Color final	Blanco
	Cantidad de Burbujas	Baja
2	Color inicial	Beige
	Color final	Blanco
	Cantidad de Burbujas	Alta

Peróxido de hidrógeno al 20%

Peróxido de hidrógeno al 10%

1.- ¿Cómo afecto la concentración del peróxido en la reacción?

Debido a que en el peróxido con concentración al 20% tiene más masa H₂O₂ que el peróxido de 10% , el primero reacciona más efectivamente con la catalasa de la patata cruda que el segundo, puesto que hay más masa que sirve para acelerar la descomposición de los compuestos químicos.

Experimento 1B: Descomposición o análisis.

Procedimiento experimental:

1.    Se pesaron aproximadamente 1g de KClO₃ y se depositó en un tubo de ensayo seco.

2.    Se aseguró el tubo de ensayo con una pinza para tubo dejándolo un poco inclinado, 
calentamos.

3.    Suavemente la mezcla con el mechero de gas, para ver si salía oxigeno de la reacción 
se puso una astilla (cerillo) al rojo vivo o en ignición dentro del tubo calentándose. Llenar la tabla 1B

Reactantes	Productos	Observaciones
2KClO3  + calor	2KCL+3O2	Al calentar el clorato de potasio, éste se volvió líquido casi inmediatamente. Cuando se introdujo el cerrillo al tubo de ensayo, el fuego inmediatamente hizo reacción sacando chispas, humo negro, y tornándose rojizo..

Resultado de la reacción

Resultado de la reacción

Experimento 2 A: Reacción de Síntesis.

En las reacciones de síntesis o composición, es una reacción en la que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Los ejemplos más comunes de reacciones de síntesis, son aquellos en donde elementos reaccionan con otros para formar compuestos, por ejemplo:

2BaO (s) + 2H₂O (l) 2Ba (OH)₂ (ac)

En esta fórmula se mezclan 2 moles de óxido de bario solido con 2 moles de agua líquida, produciendo 2 moles de hidróxido de bario acuoso.

Procedimiento experimental:

1.    Coloca 50 ml de agua de la llave y unas gotas del indicador anaranjado de metilo en un matraz Erlenmeyer de 250 ml. Con el papel indicador, mide el pH del agua y regístrala en la hoja de resultados.

2.    Coloca en una cucharilla de combustión 0.5 g de azufre y calienta a la flama del mechero hasta lograr la combustión (coloración violeta) y retira del fuego, (prende los extractos y la campana).

3.    Introduce la cucharilla en el matraz que contiene el agua y el indicador evitando tocar el agua con el indicador. Inicie a tomar el tiempo.

4.    Cubre la boca del matraz con un tapón honrado para evitar que la salida del gas te irrite las mucosas y deja que reaccione por 15 minutos, toma el tiempo a partir de que colocaste el tapón horadado.
El tapón horadado también sirve para sostener la cuchara de combustión y evitar que toque el agua.

5.    Registra el tiempo final que tardan los óxidos de azufre n reaccionar con el agua y formar los ácidos que provocan que aparezca la coloración rojiza debido al indicador presente.

6.    Cuando el cambio de color se realice, detén la reacción y toma el pH final del agua. Llena la tabla 2 de registro de datos que se encuentra en la hoja de resultados

Tabla 2:

Erlenmeyer	Color del agua + Anaranjado de metilo	Color final del agua
	pH inicial: 7	pH final: 2

1. Minutos transcurridos para el vire de color: 10 min aproximadamente

2. ¿Qué papel juega el naranjado de metilo en la reacción? El naranja de metilo es un indicador del pH ácido, de acuerdo a la coloración que adopte en la sustancia a la que se adicione, será el grado de acidez presente.

3. ¿Cuál es el rango de vire del indicador? En un pH de 4.4 el naranja de metilo toma una coloración amarilla. En condiciones de acidez de 3.1 el color cambia de un color rosado a rojo.

Experimento  2 B: Reacción de síntesis

Procedimiento experimental:

1.    Colocar en un una cucharilla de combustión unas granallas de Hierro (Fe); meter en la flama de un mechero, la cucharilla

2.    Anotar las observaciones realizar la reacción en la tabla 2B

Reactantes	Productos	Observaciones
Fe + O2	FeO2	Inmediatamente después de colocar la cucharilla de combustión en el mechero, ésta comenzó  a sacar chispas. Después de algunos momentos, éstas dejaron de salir y el fierro tomó un color más opaco.

Experimento 3 A: Reacción de sustitución simple

También llamadas reacciones de desplazamiento simple. En las reacciones de sustitución simple, un elemento libre sustituye y libera otro elemento presente en un compuesto. La mayor parte de las reacciones de desplazamiento simple cae en alguna de las siguientes categorías:

·         Desplazamiento de Hidrógeno

·         Desplazamiento de Metal

·         Desplazamiento de Halógeno

Como ejemplo tenemos la siguiente reacción:
CuSO₄ + Zn à ZnSO₄ + Cu 


En esta reacción un mol de sulfato de cobre reacciona con un mol d zinc para formar sulfato de zinc y cobre. 


Reacción de la moneda de Cobre

Este experimento permite visualizar e identificar una reacción de sustitución simple, donde el metal de un elemento desplaza a un ion metálico de otro elemento.

Esta reacción sirve, además, como método para obtener plata sólida. La ecuación química de la reacción se describe de la siguiente manera:

2 AgNO₃ + Cu ° →2 Ag° + Cu (NO₃)₂

Esta reacción también sucede con Mercurio, formándose una amalgama de mercurio.

HgCl₂ + Cu° →Hg° + CuCl₂

Procedimiento experimental:

1.    Coloque la moneda de cobre el vidrio de reloj.

2.    Vierta con un gotero, unas cuantas gotas de la disolución de nitrato de plata sobre la 
moneda y espere 5 minutos.

3.    Limpie la moneda con un poco de papel secante.

4.    Observe los cambios mientras llena la tabla 3 de registro de datos que se encuentra 
en la hoja de resultados.

5.    Repita el experimento con la otra moneda y la solución de mercurio.

El experimento 3 A consistió en ejemplificar una reacción simple, mediante la reacción de una moneda de cobre y se obtuvieron los siguientes datos.

Moneda de Cu	Observaciones de la moneda limpia	Observaciones de la moneda después de la Adicción de a)AgNO3 b)HgCl2
	Color cobrizo, ligeramente desgastada (por el tiempo), poco oxidada, opaca Color plateado, brillosa, sin oxidar	Color cobrizo con partes plateadas, alto grado de oxidación, opaca No hubo cambios notorios, ya que la moneda no era de cobre.

1. Escribe las reacciones balanceadas que sucedieron sobre la superficie de la moneda

2AgNO₃ + Cu -----> 2Ag + Cu(NO₃)₂

Se puede observar en la ecuación que se dio una reacción de sustitución simple ya que un mol de NO3 reaccionó con un mol de cobre.

2. Se requiere cubrir una figura de cobre con una superficie equivalente a 1.5 g de Cu con una solución 1 M de nitrato de plata. ¿Qué volumen de solución se requiere?

Reacción en la moneda.

Experimento 3 B: Sustitución Simple

Procedimiento experimental:

1.    Preparar una solución de Sulfato de cobre 1M en un matraz aforado de 15mL.Vertir 3mL de la solución en el tubo de ensaye.

2.    2. Tomar un pequeño pedazo de zinc y agregarlo al tubo.
3. Observar el cambio en el color del CuSO4 y el Zn a los 15 y 30 minutos. Tirar los

3.    desechos en el lugar que les corresponde.
El zinc reacciono con el sulfato de cobre, ya que se pintó el zinc de color cobre llenar la tabla 3B

El tercer experimento que se realizó consistió en ejemplificar las reacciones de sustitución y se obtuvo la siguiente tabla:

Reactantes	Productos	Observaciones
CuSO4 + Zn  à	ZnSO4 + Cu	Se pudo observar que al agregar las partículas de zinc al sulfato de cobre, se dio lugar una reacción de sustitución simple, en la cual el sulfato de cobre se tornó de un color azul al agregar el metal. Conforme fueron pasando 15 y 30 minutos, aquel color se fue disipando y haciendo más tenue; sin embargo, el zinc seguía en la parte inferior de la mezcla.

Como se puede observar al igual que en el experimento anterior, en la reacción previa se realizó un reacción de sustitución pues un mol de cobre reaccionó con un mol de zinc y se formó ahora sulfato de Zinc y Cobre.

Resultado de la reacción.

Experimento 4 A:  Reacción de sustitución doble

Las reacciones de doble sustitución o doble desplazamiento, son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos.

AB + CDà AC + BD


Por ejemplo: Na₂S + MgSO₄à Na₂SO₄ + MgS

En esta reacción un mol de sulfuro de sodio reacciona con 1 mol de sulfato de magnesio para formar 1 mol de sulfato de sodio y 1 mol de sulfuro de magnesio.
Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de doble sustitución.

Reacciones de doble intercambio

Como se observa en el ejemplo anterior, este tipo de reacciones se caracterizan por que hay un intercambio de dos iones de dos moléculas.
En este caso, el nitrato de plata (AgNO3) reacciona con el cloruro de sodio (NaCl), y hay un intercambio, el ion plata se une con el ion cloruro, para formar el cloruro de plata (AgCl) y el ion nitrato se une al ion sodio y forman el nitrato de sodio (NaNO3). La ecuación química es la siguiente:

AgNO₃ + NaCl →AgCl + NaNO₃

Procedimiento experimental:

1.    Etiqueta los dos tubos de ensaye como 1 y 2.

2.    Vierte agua destilada hasta poco menos de la mitad de volumen.

3.    Agregar un pizca de cloruro de sodio al tubo No.1 y agite hasta que se disuelva.

4.    Repite la operación con el tubo No. 2 y el nitrato de plata.

5.    Coloque los tubos en la gradilla y llene la primera parte de la tabla 4a de registro de 
datos que se encuentra en la hoja de resultados.

6.    Vierte poco a poco la disolución del tubo No.1 al tubo No.2 describe lo que observa 
cuando se unen las dos soluciones en la tabla 4b de registro de datos que se 
encuentra en la hoja de resultados.

7.    Filtra los compuestos obtenidos, pasándolos por un embudo de filtración rápida que contenga papel filtro doblado correctamente como se indica en la figura.

8.    Colecta el filtrado en el matraz Erlenmeyer, como se muestra a continuación:

9.    Coloca el papel filtro sobre un vidrio de reloj

10.  Observa las características del compuesto del papel filtro y del compuesto del matraz 
Erlenmeyer (color, olor, apariencia, etc.)

11.  Realiza tus conclusiones acerca de lo que pueden ser los compuestos anteriores (de 
acuerdo a la ecuación de la reacción) y regístralas en la hoja de resultados.

12.  Coloca los residuos sólidos en el pomadero de residuos.

TABLA 4 A

TUBO	COLOR DE LA SOLUCION INICIAL
TUBO 1	TRANSPARENTE
TUBO 2	TRANSPARENTE

Tabla 4 B

REACCION TUBO 1 + TUBO 2

COLOR DEL PRECIPITADO:                                    TRANSPARENTE

COLOR DE LA SOLUCION RESULTANTE :             BLANCO

Se obtuvieron las siguientes características:

Papel filtro

Color: Muy blanco

Inodoro

Ligeramente bizcosa alrededor seca

Matraz Erlenmeyer

Color: turbio blanquecino

Inodoro y Turbio

De este experimento se obtuvo la siguiente reacción:

AgNO₃ + NaCl à  AgCl + NaNO₃

Como observaciones adicionales:

 ¿Tomando en cuenta la solubilidad de los productos, qué es el compuesto del papel filtro?

Es NaNO₃, el soluto

¿Qué es el compuesto del matraz Erlenmeyer?

Es AgCl, el solvente

Resultado obtenido.

Experimento 4B: Sustitución doble

1.    Coloca una pequeña cantidad de mármol (carbonato de calcio) en un tubo de ensayo y añade 4 mL de ácido clorhídrico 0.1N.

2.    Observa que sucede y descríbelo.

3.    Interpreta la reacción que ha tenido lugar y escribe la ecuación química en tabla 4 C

Reactantes	Productos	Observaciones
CO3Ca + 2HCl à	CaCl2 + CO2 + H2O	Al hacer reaccionar el metal con el ácido, se observó que la solución se tornó burbujeante y efervescente durante un lapso no mayor a 15 minutos. Al terminar el tiempo mencionado, la sustancia dejó de efervecer y se convirtió en una mezcla heterogénea, dejando al carbonato de calcio en la parte inferior, de un color blanco, y observándose al ácido en la parte superior con un color transparente.

Experimento 5: Reacción de combustión

En una reacción de combustión, una molécula, o un grupo de ellas, reaccionan con el oxígeno, usualmente con la liberación de grandes cantidades de luz y calor.
Como el oxígeno es un reactivo en todas las combustiones, todas las reacciones de combustión son procesos de óxido-reducción (redox).

Sustancias orgánicas & sustancias inorgánicas

Las reacciones de combustión más comunes, son las que usamos para producir energía, en las cuales participan mezclas orgánicas como gasolina, diésel, carbón o gas natural como reactivos; estas mezclas consisten en sustancias con muchos enlaces carbono-carbono y carbono-hidrógeno.

Durante la reacción de combustión se combinan con el oxígeno y por lo tanto los productos consisten de CO2 y agua.
Por ejemplo, al reaccionar metano (gas combustible) con el oxígeno (gas comburente), hay desprendimiento de energía como producto, porque el contenido energético del metano y del oxígeno es mayor al que posee el dióxido de carbono y el agua, que son las sustancias que se forman durante la reacción:

CH4(g) + 2 O₂(g) CO₂(g) + 2H₂O(g) + 213 Kcal

Es común que en la reacción se generen además el gas monóxido de carbono y partículas de carbón, que se detectan con una mancha de color negro.
Por otra parte, las sustancias inorgánicas se caracterizan por poseer elevados puntos de ebullición y de fusión y no entrar en combustión.

A continuación se enumeran algunas conclusiones con respecto a las reacciones de combustión.

·         En las reacciones de combustión se generan grandes cantidades de energía

·         Las reacciones de combustión se llevan a cabo únicamente en sustancias orgánicas.

·         Las reacciones de combustión requieren de sustancias orgánicas como combustible y de oxigeno que en un comburente

·         Las reacciones de combustión son de óxido-reducción

·         Existen reacciones de combustión en los organismos vivos.

Procedimiento experimental:

1.    Enciende el mechero de Bunsen.

2.    Coloca 5-7 gotas de Etanol sobre la cucharilla de combustión y colócalo a fuego 
directo sobre el mechero. Cuidado con la flama

3.    Observa los cambios y regístralos en la tabla 5 de registro de datos que se encuentra en 
la hoja de resultados.

4.    Limpia perfectamente la cucharilla y repita la operación con las demás sustancias. Una 
pequeña cantidad de sustancia es suficiente para observar los cambios.

5.    Registre sus resultados y de acuerdo a sus conclusiones, clasifica las sustancias como 
Orgánicas o Inorgánicas (tabla 5).

TABLA 5

Sustancia	Observaciones durante la combstión	Inorgánico u orgánica
Etanol	Combustión inmediata sólo demora unos segundos	Sustacia orgánica
NaCl	No se puede dar el proceso de combustión	No orgánica
Acido Benzóico	Empieza la combustión inmediatamente después del contacto con la flama tarda un poco en finalizar	Orgánica
Acido Cítrico	No se da el proceso de combustión	No orgánica
Oxido de Zinc		No orgánica

Como conclusión de este experimento ahora se sabe de forma experimental que los compuestos orgánicos tienen la tendencia de realizar la combustión al hacer contacto con el fuego y dependiendo de la sustancia, ésta será más rápida, con más duración etc. 

Cuestionario

1.- Para las siguientes dos ecuaciones.


·         Oxigeno + hidrogenoà agua

·         Cloruro de bario + nitrato de plata àCloruro de plata + Nitrato de bario.

a)    Escribe la ecuación pero ahora con las fórmulas respectivas.

b)    Balancea por tanteo la ecuación química

a) O₂ + H₂ à H₂O

b) O₂ + 2H₂ à 2H₂O

a) BaCl₂ + AgNO₃ à AgCl + Ba(NO₃)₂

b)BaCl₂ + 2AgNO₃ à 2AgCl + Ba(NO₃)₂

*(Balance Chemical Equation, 2013)

2. Balancee por tanteo las siguientes ecuaciones:

c)    a) N₂ + O₂ à NO

d)    b) NO(g) + O₂(g) àNO₂(g)

e)    c) NO₂ + H₂O à HNO₃ + HNO₂

a) N₂ + O₂ à 2NO

b) 2NO(g) + O₂(g) à2NO₂(g)

c) 2NO₂ + 2H₂O à HNO₃ + HNO₂

*(Balance Chemical Equation, 2013)

3. Prediga los productos de cada una de las siguientes reacciones:

a)Mg(OH)₂+HCl(aq) à MgCl₂ + 2H₂O

b)BaO(s)+Al(s) à Al₂O₃(s) + Ba(s)

c) CaO (s) + SiO₂ (s) à CaSiO₃ (s)

d) CO + O₂ à CO₂

e) SrCl₂ + Na₂SO₄ à SrSO₄ + NaCl

f) Sn(NO₃)₂ + KI à 2KNO₃(ac) + SnI₂(s)

4.    Si se quema 1.5 g de Mg metálico en presencia de oxígeno, ¿cuántos gramos de MgO se obtiene?

Mol = Masa/Masa molar

Mg₂ = 48.6 gramos/mol;                                           (1.5 (40.3))/24.3 = 2.49

MgO=40.3 gramos/mol.

24.3 g de Mg à 40.3 g de MgO

1.5 g de Mg   à 2,49 g de MgO

5.    Determina el tipo de reacción

a) H₂O → H₂ + O₂
  Reacción de degradación

b) H₂SO₄ + Al → Al₂(SO₄)₃ + H₂  Reacción de desplazamiento o simple sustitución

c) NaCl + AgNO₃ → AgCl + NaNO₃  Reacción de desplazamiento o doble sustitución

d) SO₂ +O₂ → SO₃ 
Reacción de síntesis

e) NaCl + AgNO₃ -> AgCl + NaNO₃ Reacción de desplazamiento o doble sustitución

g) 4P + 5 O₂ -> 2P₂O₅ Reacción de síntesis          

6. Defina los siguientes términos:

a) Ecuación química. 


Una ecuación química es la representación escrita y simbólica de una reacción, la cual nos proporciona un medio para demostrar cualquier cambio químico de los reactivos y de los productos, su composición atómica y la relación molecular (Ecuaciones químicas, 2013).

b) Balanceo de ecuaciones.

Cuando una reacción química se escribe como ecuación, se debe de ajustar el número de átomos de reactivos y de productos, colocando un número a la izquierda de los reactivos o productos. El propósito del balanceo es igualar el número de átomos en ambos lados de la ecuación para mantener la Ley de Lavoisier (Payala, P. A, 2013)

c) Reactivo limitante.

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado (Reactivo limitante y rendimiento, 2013).

7. EJERCICIO FINAL DE TIPOS DE REACCIONES:

En la siguiente tabla se encuentran ubicados los resultados de algunos experimentos: Clasifique por tipo de reacción. (Combustión, desplazamiento simple, síntesis, etc.)

Reactivos	Productos	Tipos de Reacción
NH3 + HCl	NH4Cl	De Síntesis
KClO3	KCl + O2	De degradación
Zn + HCl	ZnCl + H2	De sustitución simple
KCl + AgNO3	KNO3 + AgCl	De doble sustitución

Conclusión

La naturaleza no es estática, los cambios suceden en todo momento. Algunos son visibles, otros no; algunos son sencillos de entender y otros no tanto. El mundo de la química no está exento de estos cambios y todo cambio resultado de la interacción entre compuestos lo denominamos reacción.

El conocer y entender los distintos cambios o reacciones que ocurren a nuestro alrededor y ser capaces de analizarlos, interpretarlos e incluso repetirlos en el laboratorio son elementos básicos para cualquier persona que desee estudiar química.

La importancia radica en cómo queremos manipular las reacciones a nuestro favor. Ya sea para entender los fenómenos químicos que ocurren, para la separación de 2 o más compuestos o para la síntesis de uno nuevo a partir de dos o más sencillos.

Referencias

Payala, P. A. (n.d.). Balanceo de ecuaciones químicas. Universidad de Sonora. Recuperado en Febrero 19, 2013, de: http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/BALANCEO_DE_ECUACIONES_QUIMICAS.html

Ecuaciones químicas. (n.d.). Tiempo de éxito. Recuperado en Febrero 19, 2013, de: http://tiempodeexito.com/quimicain/26.html

Reactivo limitante y rendimiento. (n.d.). Escuela de Ingenierías Industriales. Recuperado en Febrero 19, 2013, de: www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html

Balance Chemical Equation (n.d.) WebChemistry; Chemical Portal. Recuperado en Febrero 19, 2013 de: http://www.webqc.org/balance.php

Naranja de metilo (s.f.). Recuperado el 16 de febrero de 2013, de http://fagalab.com/Hojas%20de%20Seguridad/NARANJA%20DE%20METILO.pdf