Laboratorio de química que trata sobre tipos de reacción...

1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULDAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA
CURSO: Química I
Laboratorio N°4
Estequiometría
INTEGRANTES:
Moreano Vargas Kiomi
20142682I
Rivera Mata Elizabeth
20141157H
Herrera Tarillo Manuel
20141156A

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INTRODUCCIÓN
A continuación en el siguiente informe hablaremos de lo que fue el cuarto laboratorio de química el cual trata de la estequiometria cuya finalidad es establecer aquellas relaciones entre los reactantes y productos en una reacción química .Los reactantes son precursores del proceso y los productos la parte final de la reacción, es decir, lo que se formó. En el caso particular conociendo las leyes de la estequiometría y nomenclatura se podrá predecir los posibles resultados de las reacciones propuestas en el siguiente informe.

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OBJETIVOS
 Los experimentos a desarrollarse tienen por finalidad la observación de los cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en las reacciones químicas, la parte cualitativa, está orientada a verificar el cambio de propiedades y la parte cuantitativa, a la medición de las masas de las sustancias reaccionantes y productos.
 Aprender experimentalmente como obtener compuestos químicos a partir de sus elementos.
 Reconocer fórmulas y reacciones químicas.
 Comprender y aplicar las leyes de la estequiometría.
 Comprender el significado de las fórmulas químicas y las ecuaciones químicas.
 Comprender qué ocurre a nivel microscópico en una reacción química.
 Realizar cálculos estequiométricos en las reacciones químicas basados en moles, masas y volúmenes.
 Efectuar cálculos estequiométricos para determinar el rendimiento de una reacción química a partir de datos experimentales.

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FUNDAMENTO TEÓRICO
ESTEQUIOMETRÍA
Es aquella parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química, ya sea con respecto a la masa, volumen, moles, etc., de los componentes de la reacción química. Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser ponderales y/o volumétricas. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
La palabra estequiometría fue introducida en 1792, el primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremías Benjamín Richter (1762- 1807), para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas, quien describió la estequiometría de la siguiente manera: «La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».
LEYES PONDERALES
Las leyes estequiométricas o ponderales forman parte de la historia de la química y fueron propuestas antes de la teoría atómica de Dalton y de los conceptos de mol y fórmula molecular.
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que rigen el comportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de las sustancias que participan. Tienen como objetivo el estudio de las masas de las sustancias, en una reacción química, entre dos o más sustancias químicas. Por lo tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes como lo son:
Ley de la conservación de la masa
La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785, quien es considerado el padre de la química moderna. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria, completa y balanceada la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos». Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química.
Ley de las proporciones definidas
La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación constante de masas. Fue enunciada por el farmacéutico y químico francés Joseph Louis Proust en 1795, por lo tanto también se conoce como Ley de Proust, establece que en todo proceso químico los reactantes y productos participan manteniendo sus masas o sus moles en proporción fija, constante y definida; cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reacción.

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Ley de las proporciones múltiples
El químico de Inglés John Dalton (1766–1844); descubrió que algunos elementos se combinaban en más de una proporción con una cantidad fija, dando compuestos distintos. Fue entonces cuando enunció la Ley de las proporciones múltiples. Dos elementos se pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. La teoría de Dalton y de Proust fue justificadas por la Teoría atómica que el mismo Dalton enunció y ayudó a comprender o a intuir de la existencia de los átomos aunque en aquella época, no se podían ver.
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Ley de las proporciones recíprocas
La ley de las proporciones recíprocas o equivalentes o también ley de Richter-Wenzel es una de las llamadas leyes estequiométricas y fue enunciada por primera vez por Jeremías Benjamín Richter en 1792 en el libro que estableció los fundamentos de la estequiometría, y fue completada varios años más tarde por Wenzel. Esta ley permite establecer el peso equivalente o peso-equivalente-gramo, que es la cantidad de un elemento o compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia. El enunciado de la ley es el siguiente “Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí”. En la ciencia moderna, se usa el concepto de peso equivalente sobre todo en el contexto de las reacciones ácido-base o de las reacciones de reducción-oxidación.
REACCIÓN QUÍMICA
Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. Siempre que ocurran reacciones químicas, se producen cambios en las propiedades de los reactantes los cuales se pueden visualizar mediante algunos de los siguientes hechos:
 Formación de precipitado.
 Formación de un gas.
 Cambio del color.
 Cambio de olor.
 Cambio de temperatura.

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Tipos de Reacciones
Reacciones de la química inorgánica
Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: reacciones ácido-base o de neutralización (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple y de sustitución doble.
 Reacción de composición o de síntesis
En las reacciones de síntesis o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos, por ejemplo: 2CaO (s) + 2H2O (l) → 2 Ca (OH)2 (ac)
En esta fórmula se mezclan 2 moles de óxido de calcio sólido con 2 moles de agua líquida reacciona produciendo 2 moles de dihidróxido de calcio acuoso.
 Reacción de descomposición o de análisis
Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o más moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas más sencillas, por ejemplo:
2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)
En esta fórmula una 2 molécula 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.
 Reacción de desplazamiento o de sustitución
En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su ecuación general es:
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de hierro y cobre.
 Reacción de doble sustitución o doble desplazamiento
Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos
K2S + MgSO4 → K2SO4 + MgS
En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para formar sulfato de potasio y sulfuro de magnesio. Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de doble sustitución.

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Reacciones de la química orgánica
Respecto a las reacciones de la orgánica, nos referimos a ellas teniendo como base a diferentes tipos de compuestos como alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos, cetonas, etc. ; que encuentran su clasificación, reactividad y/o propiedades químicas en el grupo funcional que contienen y este último será el responsable de los cambios en la estructura y composición de la materia. Entre los grupos funcionales más importantes tenemos a los dobles y triples enlaces y a los grupos hidroxilo, carbonilo y nitro.
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCCIÓN
Naturaleza de la reacción
Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción.
Concentración
La velocidad de reacción aumenta con la concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de los reactantes, la frecuencia de colisión también se incrementa.
Presión
La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace importante cuando la presión es muy alta.
Orden
El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o presión) a la velocidad de reacción.
Temperatura
Generalmente, al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta provee más energía al sistema, por lo que se incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones entre partículas, como lo explica la teoría de colisiones. Sin embargo, la principal razón porque un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción, resultando en más colisiones exitosas. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius. Como una regla de cajón, las velocidades de reacción para muchas reacciones se duplican por cada aumento de 10 °C en la temperatura, aunque el efecto de la temperatura puede ser mucho mayor o mucho menor que esto. Por ejemplo, el carbón arde en un lugar en presencia de oxígeno, pero no lo hace cuando es almacenado a temperatura ambiente. La reacción es espontánea a temperaturas altas y bajas, pero a temperatura ambiente la velocidad de reacción es tan baja que es despreciable. El aumento de temperatura, que puede ser creado por una cerilla, permite que la reacción inicie y se caliente a sí misma, debido a que es exotérmica. Esto es válido para muchos otros combustibles, como el metano, butano, hidrógeno, etc.
La velocidad de reacción puede ser independiente de la temperatura (no-Arrhenius) o disminuir con el aumento de la temperatura (anti-Arrhenius). Las reacciones sin una barrera de activación (por ejemplo, algunas reacciones de radicales) tienden a tener una dependencia de la temperatura de tipo anti Arrhenius: la constante de velocidad disminuye al aumentar la temperatura.

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Solvente
Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene efecto en la velocidad de reacción.
Radiación electromagnética e intensidad de luz
La radiación electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar la velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o vibraciones, etc.), creando especies intermediarias que reaccionan fácilmente. Al aumentar la intensidad de la luz, las partículas absorben más energía, por lo que la velocidad de reacción aumenta. Por ejemplo, cuando el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad, la velocidad de reacción es muy lenta. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada bajo luz difusa. En luz solar brillante, la reacción es explosiva.
Catalizador
La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo, el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura ambiente.
RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Con mucha frecuencia las reacciones químicas no se completan totalmente, no se obtienen las cantidades de productos previstas, según los cálculos teóricos. Esto se debe a diferentes motivos: A veces los reactivos contienen impurezas que no participan en la reacción, o se producen reacciones colaterales que dan lugar a otros productos, gastándose parte de los reactivos. En ocasiones se alcanza un estado de equilibrio químico y la reacción no se completa totalmente; otras veces, simplemente, se pierde una parte de los productos en el proceso de separación del resto de las sustancias presentes en la reacción. El rendimiento de la reacción tiene gran importancia económica en los procesos industriales y, continuamente se investiga y se innova en estos procesos, para conseguir una mejora en los rendimientos. Estos rendimientos se suelen expresar de manera porcentual, y nos indican la relación entre la cantidad real obtenida de una determinada sustancia y la que en teoría se podría obtener
Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante. Y el rendimiento depende del calor que expone la reacción.
PROCESOS CON REACTIVO LIMITANTE
En las reacciones químicas no siempre disponemos de reactivos en las proporciones estequiométricas, es decir, en las proporciones que indica la reacción ajustada. Hay un reactivo que se gasta mientras que aún queda del otro, pero la reacción ya no puede seguir. El reactivo que primero se consume en una reacción se llama reactivo limitante, pues limita o determina la máxima cantidad de producto que se puede formar en esa reacción. Los reactivos en exceso son los que están en mayor cantidad de la necesaria para reaccionar con el reactivo limitante. De estos sobra cuando finaliza la reacción.
Veamos cómo se realizan los cálculos cuando hay un reactivo limitante.
 Se calcula la cantidad de producto que se obtiene a partir de uno de los reactivos.
 A continuación calculamos la cantidad de producto que se obtiene a partir del otro reactivo.

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 Por último elegimos la menor de las dos cantidades de producto calculadas. Esta es la cantidad que se obtiene de producto y el reactivo que la produce es el reactivo limitante, el otro es el reactivo que está en exceso.
DESARROLLO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO N°1: Determinación de la eficiencia de una reacción
a) Cuando se produce la formación de un precipitado:
Preparación del sulfato de Bario según la reacción.
푺푶ퟒ(풂풄) ퟐ− + 푩풂(풂풄) ퟐ+ → 푩풂푺푶ퟒ
MATERIALES Y REACTIVOS
 1 vaso de 250 ml.
 1 probeta de 25 ml.
 1 embudo.
 1 soporte universal de pinza.
 1 bagueta.
 1 tubo de ensayo.
 1 balanza.
 1 pizeta con agua destilada
 1 termómetro
 1 mechero
 1 rejilla de asbesto
 Solución de Na2SO4 0.2M.
 Solución de BaCl2 0.2M
PROCEDIMIENTO
 Mezclar en el vaso de precipitado 10ml de solución 0,2 M BaCl2 y 10 ml de solución de 0,2 M de Na2SO4.
 Dejar reposar para que sedimente el precipitado.
 Filtrar el precipitado, usando un papel de filtro previamente pesado.
 Lavar el filtrado con agua destilada.
 Colocar el papel de filtro sobre otro que está sobre la rejilla de asbesto.
 Secar el precipitado con el mechero.
 Una vez seco el precipitado, dejar enfriar y pesar junto con el papel de filtro.
CÁLCULOS
Producto Precipitado
Fórmula
Masa Experimental
Masa Teórica
% Rendimiento
% Error
Sulfato de bario
BaSO4
0.450 gr
0.466 gr
96.56%
3,43%

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b) Cuando se produce la formación de un precipitado: Reacción de descomposición del clorato de potasio.
푲푪풍푶ퟑ(풔) + 풄풂풍풐풓 → 푲푪풍(풔) + ퟑ ퟐ 푶ퟐ(품)
MATERIALES Y REACTIVOS
 1 soporte universal con pinzas.
 2 tubos de ensayo de 18 x 150.
 1 tapón de jebe horadado.
 1 manguera.
 1 mechero.
 1 embudo.
 1 papel de filtro.
 1 pizeta de agua destilada.
 KClO3
 MnO2
 AgNO3 0,1 M
PROCEDIMIENTO
Parte A
 Pesar un tubo de ensayo de 18 x 50 mm completamente seco.
 Pesar 1 gr de KClO3 y colocarlo con cuidado en el fondo del tubo.
 Pesar 0,1 gr de MnO2 agregarlo al tubo de ensayo anterior (el MnO2 acelera el proceso de descomposición permaneciendo inalterable este reactivo, por lo cual es un agente catalizador).
 Homogenizar la mezcla agitando el tubo de ensayo convenientemente.
 Colocar en el otro tubo de ensayo agua corriente hasta la mitad de su capacidad.
 Armar el equipo según el sistema adjunto, asegurar que el tubo de vidrio que va al tubo de agua quede dentro del agua sin tocar el tubo.
 Calentar el tubo que contiene la mezcla y observar después de unos minutos el burbujeo del gas en el agua del tubo.
 Cuando observe que ya no se desprende gas (no hay burbujeo) retirar el tubo con agua y apagar el mechero.
 Dejar enfriar y pesar el tubo con la muestra (la diferencia es debido al O2 desprendido).
Parte B
 Comprobar y calcular la formación de KCl de la siguiente manera:
 AL tubo de ensayo que continué el producto final agregar de 2 a 3 ml de agua destilada y agitar para disolver su contenido.
 Dejar reposar para que la parte sólida se asiente en el fondo del tubo.
 Filtrar.
 Al líquido agregarle gota a gota la solución de AgNO3 0,1 M hasta total precipitación.
 Filtrar y determinar el peso del precipitado.

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RESULTADOS
Producto/Fórmula
Masa Experimental
Masa Teórica
% Rendimiento
% Error
A) Cloruro de potasio KCl
0.32
0.304
105.26%
5.26%
B) Oxígeno O2
0.68
0.696
97.70%
2.29%
OBSERVACIONES
 Vemos que la formación de precipitado no es instantánea.
 En el desprendimiento de gas se requirió una prolongada exposición del tubo en el fuego para que pueda reaccionar.
CONCLUSIONES DEL EXPERIMENTO N°1
 No se pudo calcular con exactitud el peso ya que la balanza parecía no estar calibrada y solo llegaba a 10*(-4) Kg.
 La masa experimental no es igual a la teórica porque en el filtrado y en el lavado con el agua destilada se pierde un poco de masa.
EXPERIMENTO N°2: Determinación de la fórmula de un hidrato.
Muchas sales cristalizadas procedentes de una solución acuosa aparecen como perfectamente secas, aun cuando al ser calentadas producen grandes cantidades de agua. Los cristales cambian de forma y en algunos casos de color, al perder este contenido de agua; lo que indica que el agua estaba presente como una parte integrante de la estructura cristalina. Esto compuestos se denominan Hidratos. El número de moles de agua por mol de sal anhidra es generalmente un numero sencillo y se presentan por formulas tales como Na2CO3.10H2O; CaCl2.2H2O y se pueden generalmente ser descompuestos por calentamiento para formar sal no hidratada o anhidra.
MATERIALES Y REACTIVOS
 1 Crisol
 1 Balanza
 1 Triangulo
 1 Mechero
 1 Pinza para crisol
 Sal Hidratada
PROCEDIMIENTO
 Pesar con precisión el crisol y la tapa perfectamente limpios y secos.
 Poner 3 a 5 gramos de cristales de hidrato en el crisol.
 Colocar el crisol sobre el mechero (usando el triángulo) y calentar suavemente durante 5 minutos y luego aumentar la temperatura durante 8 minutos.
 Dejar enfriar el crisol (8 a 10 minutos).
 Pesar el crisol con la sal anhidra (la diferencia es el contenido original de agua).
 Volver a calentar el crisol durante 5 minutos y volver a pesar en frío, si la diferencia de peso es mayor que 0.2 gramos, volver a calentar otros 5 minutos hasta conseguir una diferencia menor a 0.2 gramos.
 La diferencia entra la primera y última pesada será el total eliminada.

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OBSERVACIONES
 Al principio la sal tenía un color azulino y se pudo apreciar que mientras era calentado perdía esa coloración.
 Mientras se calienta el agua va evaporándose y la sal anhidra se torna gris.
CUESTONARIO
1. Explique la diferencia, entre reacción química y ecuación química.
Una reacción química es un procedimiento de un(os) compuesto(s) o elemento(s) que se trasforma por medio de procesos químicos para formar otros compuestos. En cambio las ecuaciones químicas son la representación con uso de símbolos de esos procedimientos químicos que nos muestra lo que sucede en el lapso de tiempo que dura la reacción.
2. ¿Por qué se dice que una reacción química cumple con la ley de la conservación de la materia?
La ley de conservación de masas o de Lavoisier nos dice que la masa permanece constante esto se cumple en las reacción química ya que la suma de las masas de reactantes es igual a la suma de masas de los productos.
3. ¿Qué es un catalizador? De 3 ejemplos de reacciones químicas que utilicen uno.
Un catalizador propiamente dicho es una sustancia que está presente en una reacción química en contacto físico con los reactivos, y acelera, induce o propicia dicha reacción sin actuar en la misma.
a) 2푆푂2+푂2 푃푡 → 2 푆푂3
b) 푁2+3퐻2450퐶 → 2푁퐻3
c) 퐹푒+ 푆 Δ푇 → 퐹푒푆
4. En el compuesto 퐂퐚퐂퐥ퟐ.ퟐ퐇ퟐ퐎, calcule el porcentaje de
a) Agua
CaCl2.2H2O
→
2H2O
147
36
100%
X
X=24.49%
b) Oxígeno
2H2O
→
4H
36
4
24.49%
Y
Y=2.72%
c) Hidrógeno
2H2O
→
2O
36
32
24.49%
Z
Z=21.76%

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5. Si se debe producir un mol de oxígeno por descomposición del bromato de potasio.
a) ¿Qué masa del bromato debe usarse?
b) ¿Cuántos moles se forman de producto solido?
2 KBrO3 → 3O2 + 2KBr
2 3 2 X=0.66
X 1 lZ Z=0.66
a) mol=masa /M.A.
0.66=Y/167 → Y=110.154
b) z=0.66
6. Encontrar la masa de oxigeno que se desprende si descomponen por el calor 5,0g. de bromato de potasio. ¿Qué porcentaje de oxigeno se libera?
2 KBrO3 → 3O2 + 2K Br
5 X
167 96
a) Por conservación de masas x=2.4365
b) Se libera el 48.73%

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CONCLUSIONES
 En el primer experimento observamos una reacción con precipitación, en este caso un sulfato formado en el fondo del tubo de ensayo.
 En la segunda parte del primer experimento también observamos un cambio típico de una reacción que es el desprendimiento de gas en este caso vimos cómo se desprendía oxigeno mientras calentábamos el compuesto.
 En el segundo experimento vimos el cambio cualitativo al deshidratar una sal y también cuantitativo por medio de operaciones matemáticas.
 En general también podemos observar que en toda reacción la masa se mantuvo en ningún momento aparece o desaparece siempre se transforma en alguno de los estados de agregación: sólido (precipita), líquido (el medio acuoso) o gas (desprendimiento de oxígeno por ejemplo).
BIBLIOGRAFÍA
 Raymond Chang, 6ta. Edición.Cap3, 4.
 Física y química 1º Bachillerato García Zarcero, Félix; Manteca Reverte, Francisca; Otras menciones: Olmedo González, Juan Antonio (Coord. Ed.)