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Tema 14 REACCIONES QUÍMICAS
1.. Concepto de reacción química
2.. Ecuaciones químicas
2.1. Significado cualitativo de una ecuación
química
2.2. Métodos de ajuste de ecuaciones químicas
2.3. Significado cuantitativo de una ecuación
química
3.. Tipos de reacciones químicas
4.. Cálculos estequiométricos
4.1. Cálculos con masas
4.2. Cálculos con volúmenes de gases en
condiciones normales
4.3. Cálculos con volúmenes de gases en
condiciones no normales
4.4. Cálculos con reactivo limitante
4.4. Cálculos con reactivos en disolución
5.. El rendimiento en las reacciones químicas
2
1.. Concepto de reacción química
Ya sabemos que una reacción química es un proceso
en el que una o unas sustancias iniciales
llamadas REACTIVOS se transforman en otra u otras
sustancias finales llamadas PRODUCTOS
REACTIVOS
PRODUCTOS

Dos sustancias
Una sustancia
Las mismas clases de átomos y la misma cantidad
de cada uno de ellos. Solo se ha producido una
redistribución de los átomos
La suma de las masas de estos átomos
La suma de las masas de estos átomos

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2.. Ecuaciones químicas
Una ecuación química es la representación
simbólica de una reacción química, mediante las
fórmulas de las sustancias que intervienen.
Describe a la reacción química tanto cualitativa
como cuantitativamente.
Por ejemplo sea la reacción El dióxido de
disodio sólido con el agua líquida produce
hidróxido de sodio en disolución acuosa con
desprendimiento de gas oxígeno.
Esta reacción la podemos representar mediante la
siguiente ecuación química
Na2O2 (s) H2O (l) ?   NaOH (aq)
O2 (g)
Por ejemplo sea la reacción El hidróxido de
aluminio y el ácido sulfúrico, ambos en
disolución acuosa, reaccionan para dar sulfato de
aluminio, que queda en disolución, y agua.
Esta reacción la podemos representar mediante la
siguiente ecuación química
Al(OH)3 (aq) H2SO4 (aq) ?  
Al2(SO4)3 (aq) H2O (l)
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2.1. Significado cualitativo de una ecuación
química
Al escribir una ecuación química es necesario
seguir las siguientes normas
Representamos a las sustancias mediante sus
fórmulas químicas, poniendo a la izquierda los
reactivos y a la derecha los productos,
separados por una flecha con sentido hacia la
derecha. Si hubiera varios reactivos o varios
productos se escriben las fórmulas separadas por
signos .
Sólo escribiremos las fórmulas de las
sustancias que intervienen propiamente en la
reacción. No se hace constar, por ejemplo, el
agua de disolución
A veces se indica el estado físico de
agregación de las sustancias, poniendo detrás de
cada fórmula los símbolos ( s ) , ( l ), ( g ) ,
( aq ) según se hallen en estado sólido,
líquido, gas o en disolución acuosa,
respectivamente.
En ocasiones se incluyen otros símbolos para
indicar otras características del proceso
El símbolo ? encima de la flecha significa
calentamiento
?
CaCO3 (s) ?   CaO (s) CO2 (g)
Una flecha hacia arriba junto a un producto
significa desprendimiento de un gas
?
CaCO3 ?   CaO CO2 ?
Una flecha hacia abajo junto a un producto
significa formación de un precipitado sólido
Pb(NO3)2 2 NaI ?   PbI2 ?    2 NaNO3
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2.2. Métodos de ajuste de ecuaciones químicas
Según exige la ley de Lavoisier de la
conservación de la masa, en los productos de toda
reacción química tiene que haber las mismas
clases de átomos y en el mismo número que en los
reactivos.
Decimos que una ecuación química está ajustada
cuando el número de átomos de cada elemento que
interviene en la reacción es el mismo en los
reactivos que en los productos, es decir, a ambos
lados de la flecha.
1 átomos de O
2 átomos de O
H2 (g) O2 (g)    ?  H2O (g)
No ajustada
2 H2 (g) O2 (g)   ?   2 H2O (g)
Ajustada
Ajustar una reacción es encontrar unos números
(los coeficientes estequiométricos) que puestos
DELANTE de la fórmula de cada una de las
sustancias que intervienen consiguen que existan
el mismo número de átomos a ambos lados de la
flecha. No se pueden modificar los subíndices de
las fórmulas.
El coeficiente 1 no se pone.
Este curso, para ajustar las reacciones, podemos
utilizar dos métodos
a) Método de tanteo , para ecuaciones sencillas .
b) Método de los coeficientes estequiométricos
indeterminados o del sistema de ecuaciones
6
Método de tanteo Es el método del ensayo-error.
Vamos probando para cada clase de átomo hasta
conseguir la reacción ajustada.
Se aconseja ir probando-ajustando por este orden
Metales
No Metales
Hidrógeno
Oxígeno
Ejemplo
H2 O2    ?  H2O
A ambos lados hay 2 átomos de hidrógeno. No
hacemos nada
A la izquierda hay 2 átomos de oxígeno y a la
derecha 1. Ponemos un 2 delante de la fórmula del
agua.
H2 O2    ?  2 H2O
Pero como hemos puesto 2 moléculas de agua,
ahora tenemos 4 átomos de hidrógeno a la derecha
y sólo 2 a la izquierda. Tenemos que poner un 2
delante del hidrógeno
2 H2 O2    ?  2 H2O
(Ajustada)
Nota No se pueden modificar en ningún caso los
subíndices de las fórmulas.
7
Otro ejemplo
KClO3 ?  KCl O2
Ajustaremos primero el K (metal), después el Cl
(no metal) y por último el O
A ambos lados hay 1 átomo de potasio. No
hacemos nada.
A ambos lados hay 1 átomo de cloro. No hacemos
nada.
A la izquierda hay 3 átomos de oxígeno y a la
derecha 2. En la sustancia donde existe un número
impar (3) le ponemos un 2 y un 3 delante del
oxígeno
2 KClO3 ?  KCl 3 O2
Vemos que al poner el 2 hemos desajustado el K
y el Cl. Ahora de ambos hay 2 a la izquierda y 1
a la derecha. Ponemos un 2 delante del KCl
2 KClO3 ?  2 KCl 3 O2
(Ajustada)
Nota No se pueden modificar en ningún caso los
subíndices de las fórmulas.
8
Otro ejemplo
N2H4 N2O4 ? N2 H2O
En primer lugar ajustamos el número de átomos de
oxígeno, ya que solo aparecen una vez en cada
miembro de la reacción. Como en los reactivos
tenemos 4 átomos de oxígeno, y en los productos
tan solo 1, multiplicamos por 4 delante del H2O
N2H4 N2O4 ? N2 4 H20
Ahora vamos a ajustar el número de átomos de
hidrógeno, ya que también aparecen solo una vez
en cada miembro. Como en los reactivos tenemos 4
átomos de hidrógeno, y en los productos en este
momento tenemos 8, multiplicamos por 2 delante
del N2H4
2 N2H4 N2O4 ? N2 4 H2 0
Finalmente ajustamos el número de átomos de
nitrógeno. En este instante tenemos 6 átomos en
los reactivos y 2 en los productos, así que
multiplicamos por 3 delante del N2
2 N2H4 N2O4 ? 3 N2 4 H20
Nota No se pueden modificar en ningún caso los
subíndices de las fórmulas.
9
La reacción está correctamente ajustada, ya que
  N.º de átomos(reactivos) N.º de átomos(productos)
O 4 4
H 8 8
N 6 6


Nota No se pueden modificar en ningún caso los
subíndices de las fórmulas.
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Método de los coeficientes estequiométricos
indeterminados se ponen unos coeficientes a, b ,
c , d, delante de cada sustancia y a partir de
ellos, se establece un sistema de ecuaciones, con
tantas ecuaciones como clases de átomos
participan en la reacción. Se asigna un valor
arbitrario (generalmente 1 ) a uno de los
coeficientes y se resuelve la ecuación para
calcular los otros.
Na2O2 H2O ?   NaOH
O2
Ejemplo
Ponemos los coeficientes indeterminados a , b , c
y d.
a Na2O2 b H2O ? c   NaOH
d O2
Planteamos las ecuaciones
Vemos que si hacemos a 1 podemos calcular los
otros coeficientes
Para el Na 2 a c
Para el O 2 a b c 2 d
a 1
1
Para el H 2 b c
En efecto
Nota No se pueden modificar en ningún caso los
subíndices de las fórmulas.
De la 1ª ecuación c 2 a 2 1 2
c 2
2
De la 3ª ecuación
b 1
1
De la 2ª ecuación
Sustituimos en la ecuación química
Na2O2 H2O ?   NaOH
O2
Multiplicamos por 2 para eliminar el coeficiente
fraccionario
2 Na2O2 2 H2O ? 4   NaOH
O2
1
11
Ajustar, por el método de tanteo, las siguientes
Actividad 3 de la página 293
ecuaciones químicas
a) C3H8 (g) O2 (g) ? CO2 (g)
H2O (g)
4
3
5
2
b) Na2CO3 (aq) HCl (aq) ? NaCl (aq)
CO2 (g) H2O (l)
2
c) PBr3 (s) H2O (l) ? HBr (g)
H3PO3 (l)
3
3
d) CaO (s) C (s) ? CaC2 (s)
CO (g)
3
e) H2SO4 (aq) BaCl2 (aq) ? BaSO4 (s)
HCl (aq)
2
Applet que ajusta reacciones químicas
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Ajustar, por el método de los coeficientes
indeterminados
Actividad 4 de la página 293
las siguientes ecuaciones químicas
a
b
c
a) KClO3 (s) ? KCl (s) O2
(g)
a b
Para el K
a 1
1
a b
Para el Cl
1
b 1
3a 2c
Para el O
a) KClO3 (s) ? KCl (s) O2
(g)
? Multiplicamos toda la ecuación por 2 para
conseguir coeficientes enteros
a) KClO3 (s) ? KCl (s) O2
(g)
2
2
3
13
b) HCl (aq) Al (s) ?
AlCl3 ( aq) H2 (g)
? Ponemos los coeficientes indeterminados
necesarios a , b, c y d
a
b
c
d
HCl (aq) Al (s) ?
AlCl3 ( aq) H2 (g)
?Escribimos una ecuación para cada uno de los
elementos que aparecen en la reacción
Para el H a 2d
? Asignamos un valor a uno de los coeficientes.
En este caso haremos a 1.
Para el Cl a 3c
a 1
1
Para el Al b c
? De la primera ecuación
? De la segunda ecuación
? De la tercera ecuación
HCl (aq) Al (s) ?
AlCl3 ( aq) H2 (g)
? Multiplicamos toda la ecuación por 6 para
conseguir coeficientes enteros
HCl (aq) Al (s) ?
AlCl3 ( aq) H2 (g)
6
2
2
3
14
c) KOH (aq) Cl2 (g) ? KClO3
( aq) KCl (aq) H2O (l)
? Ponemos los coeficientes indeterminados
necesarios a , b, c , d y e
a
b
c
d
e
KOH (aq) Cl2 (g) ? KClO3 (
aq) KCl (aq) H2O (l)
?Escribimos una ecuación para cada uno de los
elementos que aparecen en la reacción
Para el K a cd
? Asignamos un valor a uno de los coeficientes.
En este caso haremos a 1.
Para el O a 3c e
a 1
1
Para el H a 2e
Para el Cl 2b c d
? De la tercera ecuación
? De la segunda ecuación
? De la primera ecuación
? De la cuarta ecuación
KOH (aq) Cl2 (g) ? KClO3
( aq) KCl (aq) H2O (l)
? Multiplicamos toda la ecuación por 6 para
conseguir coeficientes enteros
3
1
c) KOH (aq) Cl2 (g) ?
KClO3 ( aq) KCl (aq) H2O (l)
6
5
3
15
d) HNO3 (aq) Cu (s) ?
Cu(NO3)2 ( aq) NO (g) H2O (l)
? Ponemos los coeficientes indeterminados
necesarios a , b, c , d y e
a
b
c
d
e
HNO3 (aq) Cu (s) ? Cu(NO3)2
( aq) NO (g) H2O (l)
?Escribimos una ecuación para cada uno de los
elementos que aparecen en la reacción
? Asignamos un valor a uno de los coeficientes.
En este caso haremos e 1.
Para el H a 2e
Para el N a 2c d
e 1
1
Para el O 3a 6c d e
Para el Cu b c
? De la primera ecuación
? De la segunda ecuación
? De la tercera ecuación
? De la cuarta ecuación
HNO3 (aq) Cu (s) ? Cu(NO3)2 (
aq) NO (g) H2O (l)
? Multiplicamos toda la ecuación por 4 para
conseguir coeficientes enteros
8
3
3
HNO3 (aq) Cu (s) ? Cu(NO3)2 (
aq) NO (g) H2O (l)
2
4
15
IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química
- FyQ1º
11/03/2015
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e) H2S (g) O2 (g) ? SO2 ( g)
H2O (g)
? Ponemos los coeficientes indeterminados
necesarios a , b, c y d
a
b
c
d
H2S (g) O2 (g) ? SO2 ( g)
H2O (g)
?Escribimos una ecuación para cada uno de los
elementos que aparecen en la reacción
? Asignamos un valor a uno de los coeficientes.
En este caso haremos a igual a 1.
Para el H 2a 2d
Para el S a c
a 1
1
Para el O 2b 2c d
? De la primera ecuación
? De la segunda ecuación
? De la tercera ecuación
H2S (g) O2 (g) ? SO2 ( g)
H2O (g)
? Multiplicamos toda la ecuación por 2 para
conseguir coeficientes enteros
2
3
2
2
H2S (g) O2 (g) ? SO2 ( g) H2O (g)
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2.3. Significado cuantitativo de una ecuación
química
A partir de las ecuaciones químicas ajustadas,
podemos obtener información sobre la proporción
en la que intervienen las distintas sustancias
que participan en ellas, tanto si son reactivos
como si son productos de la reacción.
Toda ecuación química puede ser interpretada en
términos
Atómico-moleculares.
Molares.
Veamos la ecuación de formación del agua a partir
del hidrógeno y del oxígeno
2 H2 ( g ) O2 ( g )   ?  2 H2O
( g )
Interpretación Atómico-molecular
2 moléculas de hidrógeno se combinan con 1
molécula  de oxígeno para dar 2 moléculas de
agua
4 u de hidrógeno se combinan con 32 u
 de oxígeno para dar 36 u de
agua
Si multiplicamos todos los términos de la
ecuación por el número de Avogadro
2 6,022 1023 H2 ( g ) 6,022 1023 O2 (
g ) ?  2 6,022 1023 H2O ( g )
Interpretación molar
2 moles de hidrógeno se combinan con 1 mol
 de oxígeno para dar 2 moles de agua
4 g de hidrógeno se combinan con 32 g  de
oxígeno para dar 36 g de agua
Para las sustancias que estén en estado gaseoso
2 volúmenes de hidrógeno se combinan con 1
volumen  de oxígeno para dar 2 volúmenes de
agua
( Todos los volúmenes en las mismas condiciones
de presión y temperatura )
2 22,4 L de hidrógeno se combinan con
22,4 L  de oxígeno para dar 2 22,4 L
de agua
44,8 L de hidrógeno se combinan con 22,4 L
 de oxígeno para dar 44,8 L de agua
( Todos los volúmenes en condiciones normales 1
atm y OC )
18
2 H2O (g) CH4 (g)  ?    4 H2 (g)
CO2 (g)
Interpretación Atómico-molecular
2 moléculas de agua reaccionan con 1 molécula
 de metano para dar 4 moléculas de hidrógeno
y 1 molécula de dióxido de
carbono
36 u de agua se combinan con 16 u  de metano
para dar 8 u de hidrógeno y 44 u de dióxido
de carbono
4 2 u de hidrógeno
1 44 u de dióxido de carbono
2 18 u de agua
1 16 u de metano
Interpretación molar
2 moles de agua se combinan con 1 mol  de
metano para dar 4 moles de hidrógeno y 1 mol
de dióxido
de carbono
36 g de agua se combinan con 16 g  de metano
para dar 8 g de hidrógeno y 44 g de dióxido
de carbono
Para las sustancias que estén en estado gaseoso
2 vol de agua (g) se combinan con 1 vol  de
metano (g) para dar 4 vol de hidrógeno (g) y
1 vol de dióxido
de carbono (g)
( Todos los volúmenes medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura )
2 22,4 L de agua (g) se combinan con 1 22,4
L de metano (g) para dar 4 22,4 L de
hidrógeno (g) y 1 22,4 L de dióxido de
de carbono (g)
( Todos los volúmenes medidos en condiciones
normales p 1 atm y T273 K )
44,8 L de agua (g) se combinan con 22,4 L  de
metano (g) para dar 89,6 L de hidrógeno (g) y
22,4 L de
( Todos los volúmenes medidos en condiciones
normales p 1 atm y T273 K )
dióxido de carbono (g)
19
2 Fe (s ) 3 H2O (g)  ?    Fe2O3 (s)
3 H2 (g)
Interpretación Atómico-molecular
2 átomos de hierro reaccionan con 3 moléculas
de agua para dar 1 molécula de óxido de hierro
(III) y 3 moléculas de hidrógeno
112 u de hierro se unen con 54 u  de agua para
dar 160 u de óxido de hierro (III) y 6 u de
hidrógeno
1 160 u de óxido de hierro (III)
3 2 u de hidrógeno
2 56 u de hierro
3 18 u de agua
Interpretación molar
2 moles de hierro se combinan con 3 moles  de
agua para dar 1 mol de óxido de hierro (III) y
3 moles de
hidrógeno
112 g de hierro se unen con 54 g  de agua para
dar 160 g de óxido de hierro (III) y 6 g de
hidrógeno
Para las sustancias que estén en estado gaseoso
3 vol
de agua (g)
3 vol  de hidrógeno (g)
( Todos los volúmenes medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura )
3 22,4 L de agua (g)
3 22,4 L de hidrógeno
(g)
( Todos los volúmenes medidos en condiciones
normales p 1 atm y T273 K )
67,2 L de agua (g)
67,2 L de hidrógeno (g)
( Todos los volúmenes medidos en condiciones
normales p 1 atm y T273 K )
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3.. Tipos de reacciones químicas
REACCIONES DE SINTESIS
Dos o más sustancias se unen para formar una sola
sustancia producto
A B ?     AB
Algunos ejemplos de reacciones de síntesis son
el hidrógeno y el oxígeno se unen para formar
agua
2 H2 (g) O2 (g)    ?   2 H2O (g)
El trióxido de azufre reacciona con el agua para
formar ácido sulfúrico
H2O (l) SO3 (g) ?     H2SO4 (l)
REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN (También llamadas
DE ANÁLISIS)
Un sustancia reactivo se descompone en otras más
sencillas
XZ ?      X Z
Son ejemplos de reacciones de descomposición la
descomposición mediante calor del clorato de
potasio en cloruro de potasio y oxígeno
?
2 KClO3 (s) ?  2 KCl (s) 3 O2 (g)
Y la descomposición térmica del
hidrogenocarbonato de sodio en carbonato de
sodio, agua y dióxido de carbono
?
6 NaHCO3 (g)  ?    3 Na2CO3 (aq) 3 H2O (l)
3 CO2 (g)
21
REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO También llamadas
DE SIMPLE INTERCAMBIO O SUSTITUCIÓN
En estas reacciones un elemento desaloja a otro
de un compuesto y ocupa su lugar.
AB C ?     AC B
Añadimos una pieza de cobre a una disolución de
nitrato de plata. La disolución toma un color
azul y el cobre desaparece. Al mismo tiempo
aparece un sólido, la plata.
2 AgNO3 (aq) Cu (s)  ?    Cu(NO3)2 (aq)
2 Ag (s)
También es posible desplazar a un anión como el
ión yoduro
2 KI (aq) Cl2 (g) ? 2 KCl (aq) I2
(s)
REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO También
llamadas DE DOBLE INTERCAMBIO O SUSTITUCIÓN
En estas reacciones los átomos o iones de dos
sustancias que reaccionan intercambian sus
posiciones en dichas sustancias
ABCD ?     AC BD
Algunos ejemplos son la reacción que se produce
cuando ponemos en contacto dos disoluciones de
nitrato de plata y cloruro de potasio
AgNO3 (aq) KCl (aq) ?      AgCl (s)
KNO3 (aq)
La reacción de neutralización de un ácido y una
base
HCl (aq) NaOH (aq) ?   NaCl (aq)
H2O (l )
22
Actividad
Escribe la ecuación química ajustada
correspondiente e indica el tipo de reacción
1. Trióxido de azufre y agua reaccionan para
formar ácido sulfúrico
SO3 H2O ?  H2SO4
SÍNTESIS
2. Nitrato de plomo (II) y yoduro de sodio
reaccionan pata dar yoduro de plomo (II) y
nitrato de sodio
Pb(NO3)2 2 NaI ?   PbI2 ?  2 NaNO3
DOBLE DESPLAZAMIENTO
3. Fluoruro de calcio y ácido sulfúrico dan
sulfato de calcio y ácido fluorhídrico
CaF2 H2SO4  ?  CaSO4  ?   2 HF
DOBLE DESPLAZAMIENTO
4. Por la acción del calor, el carbonato de
calcio se transforma en óxido de calcio y dióxido
de carbono
CaCO3  ?    CaO CO2
DESCOMPOSICIÓN
5. El gas amoniaco cuando es liberado dentro del
agua se transforma en hidróxido de amonio
NH3 H2O  ?    NH4OH
SÍNTESIS
23
6. El hidróxido de sodio neutraliza al ácido
carbónico para dar carbonato de sodio y agua
2 NaOH H2CO3 ?     Na2CO3 2 H2O
DOBLE DESPLAZAMIENTO O NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO-BASE
7. Reacciona el sulfuro de cinc transformándose
en óxido de cinc y azufre
2 ZnS O2 ?      2 ZnO 2 S
DESPLAZAMIENTO
8. El óxido de litio con el agua para dar
hidróxido de litio
Li2O H2O ?      2 LiOH
SÍNTESIS
9. El hidróxido de aluminio neutraliza al ácido
sulfúrico para dar agua y sulfato de aluminio.
2 Al(OH)3 3 H2SO4 ?  6 H2O Al2(SO4)3
DOBLE DESPLAZAMIENTO
10. El azufre arde con el oxígeno para dar
dióxido de azufre.
S O2 ?      SO2
SÍNTESIS
24
11. barium hydroxide and sulfuric acid make water
and barium sulfate.
Ba(OH)2 H2SO4 ?      2 H2O BaSO4
DOUBLE REPLACEMENT OR ACID-BASE NEUTRALIZATION
12. aluminum sulfate and calcium hydroxide become
aluminum hydroxide and calcium sulfate.
Al2(SO4)3 Ca(OH)2 ?     2 Al(OH)3  ?    3
CaSO4 ?     
DOUBLE REPLACEMENT
(BOTH calcium sulfate and aluminum hydroxide are
precipitates.)
13. copper metal and silver nitrate react to form
silver metal and copper II nitrate.
Cu 2AgNO3 ?    2Ag Cu(NO3)2
CATIONIC SINGLE REPLACEMENT
14. sodium metal and chlorine react to make
sodium chloride.
2Na Cl2   ?   2 NaCl
SYNTHESIS
15. calcium phosphate and sulfuric acid make
calcium sulfate and phosphoric acid.
Ca3(PO4)2 3 H2SO4 ?    3 CaSO4 2
H3PO4
DOUBLE REPLACEMENT
25
16. phosphoric acid plus sodium hydroxide to make
sodium phosphate and water.
H3(PO4) 3 NaOH ?      Na3PO4 3 H2O
DOUBLE REPLACEMENT (NEUTRALIZATION)
17. propane burns (with oxygen)
C3H8 5 O2 ?      4 H2O 3 CO2
BURNING OF A HYDROCARBON
18. zinc and copper II sulfate yield zinc sulfate
and copper metal
Zn CuSO4 ?     ZnSO4 Cu
CATIONIC SINGLE REPLACEMENT
19. sulfuric acid reacts with zinc
H2SO4 Zn ?     ZnSO4 H2
CATIONIC SINGLE REPLACEMENT
20. acetic acid ionizes.
HC2H3O2  ?    H (C2H3O2)
IONIZATION (NOTICE THAT IT IS REVERSIBLE)
26
21. steam methane to get hydrogen and carbon
dioxide
2 H2O CH4 ?      4 H2 CO2
DOUBLE REPLACEMENT
22. calcium oxide and aluminum make aluminum
oxide and calcium
3 CaO 2 Al ?     Al2O3 3 Ca
CATIONIC SINGLE REPLACEMENT
23. chlorine gas and sodium bromide yield sodium
chloride and bromine
Cl2 2 NaBr  ?    2 NaCl Br2
ANIONIC SINGLE REPLACEMENT
27
4.. Cálculos estequiométricos
La estequiometría es el estudio cuantitativo de
reactivos y productos en una reacción química.
Sea la reacción
C3H8 (g) 5 O2 (g) ?   4 H2O (g) 3 CO2
(g)
1
5
4
3
Coeficientes estequiométricos
Estos números nos dan la estequiometría de la
reacción, esto es, la proporción en la que se
encuentran las sustancias que intervienen en esta
reacción, tanto en masa ( gramos o moles) como en
volumen( si son sustancias en estado de gas)
Llamamos cáculos estequiométricos a las
operaciones que utilizan la estequiometría de una
reacción química para calcular la cantidad de una
de las sustancias (reactivo o producto) que
interviene en la reaccióna partir de una cantidad
conocida de otra.
Estas cantidades pueden estar expresadas en
unidades de masa o de volumen o en moles.
4.1. Cálculos con masas
4.2. Cálculos con volúmenes de gases
4.3. Cálculos con reactivo limitante
4.4. Cálculos con reactivos en disolución
28
ALGORITMO PARA RESOLVER LOS EJERCICIOS DE
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Frecuentemente hay un único dato y un único
resultado
Si es volumen de una disolución
Si es masa
Si es volumen de un gas
Molaridad Volumen ( en Litros)
Frecuentemente hay un único dato y un único
resultado
Mediante la proporción estequiométrica de la
reacción
Si es masa
Si es volumen de un gas
Si es volumen de una disolución
Molaridad
29
4.1. Cálculos con masas
Se trata de ejercicios en los que nos piden que
averigüemos la masa de un reactivo o de un
producto de una reacción, a partir de la masa de
otro reactivo o producto, que nos proporcionan
como dato del problema, basándonos para dicho
cálculo en la estequiometría de la reacción.
Partimos siempre de la ecuación química ajustada
y debemos conocer las masas atómicas de los
elementos que forman las sustancias que
intervienen en el cálculo.
CaO Al ?    Al2O3 Ca
3
2
3
1..Escribimos la ecuación química ajustada
2..Calculamos las masas molares de las sustancias
que intervienen en nuestro ejercicio
Al 27 u 2 54 u
Ca 40 u 1 40 u
O 16 u 3 48 u
O 16 u 1 16 u
102 u
102 g/mol
56 u
56 g /mol
3.. Calculamos la masa de Al2O3 que se puede
obtener con 96 g de CaO
1 mol Al2O3
1 mol CaO
102 g Al2O3
96 1 1 102
.
.
.
58,3 g Al2 O3

1 mol Al2O3
56 g CaO
3 mol CaO
56 3 1
Relación molar entre el CaO y el Al2O3 en la
reacción.
Conversión de moles de Al2O3 en g de Al2O3.
Dato de partida
Conversión de g de CaO a moles de CaO
30
4.1. Cálculos con masas (Cont. I)
(sin ajustar)
CaO Al ?     Al2O3 Ca
En la reacción
Calcular la cantidad de óxido de aluminio que se
puede obtener con 96 g de CaO.
Datos Ar (Ca) 40 u Ar (O) 16 u Ar (Al)
27 u
También podemos resolver el ejercicio anterior de
la manera siguiente
CaO Al ?    Al2O3 Ca
3
2
3
1..Escribimos la ecuación química ajustada
2..Calculamos las masas molares de las sustancias
que intervienen en nuestro ejercicio

Ca 40 u 1 40 u
O 16 u 1 16 u
56 g /mol
56 u
Al 27 u 2 54 u
O 16 u 3 48 u
102 u
102 g/mol
3.. Completamos la tabla
4.. Calculamos la masa de Al2O3 que se
puede obtener con 96g de CaO
31
4.1. Cálculos con masas (Cont.II)
(sin ajustar)
Mg(OH)2 HI ?    MgI2 H2O
En la reacción
Calcular la cantidad de hidróxido de magnesio que
reaccionrá con 104 g de HI.
Datos Ar (Mg) 24,3 u Ar (O) 16 u Ar
(H) 1 u Ar (I) 127 u
Mg(OH)2 HI ?   MgI2 H2O
2
2
1..Escribimos la ecuación química ajustada
2..Calculamos las masas molares de las sustancias
que intervienen en nuestro ejercicio
Mg 24,3 u 1 24,3 u
H 1 u 1 1 u
O 16 u 2 32 u
I 127 u 1 127 u
128 g/mol
128 u
H 1 u 2 2 u
58,3 u
58,3 g /mol
3.. Calculamos la masa de Mg(OH)2 que reaccionará
con 124 g de yoduro de hidrógeno HI
1 mol HI
1 mol Mg(OH)2
58,3 g Mg(OH)2
104 1 1 58,3
.
.
.
23,7 g Mg(OH)2

2 mol HI
1 mol Mg(OH)2
128 g HI
128 2 1
Relación molar entre el HI y el Mg(OH)2 en la
reacción.
Conversión de moles de Mg(OH)2 en g de Mg(OH)2
Dato de partida
Conversión de g de HI a moles de HI
32
4.1. Cálculos con masas (Cont. III)
(sin ajustar)
Mg(OH)2 HI ?    MgI2 H2O
En la reacción
Calcular la cantidad de hidróxido de magnesio que
reaccionrá con 104 g de HI.
Datos Ar (Mg) 24,3 u Ar (O) 16 u Ar
(H) 1 u Ar (I) 127 u
Mg(OH)2 HI ?   MgI2 H2O
2
2
1..Escribimos la ecuación química ajustada
2..Calculamos las masas molares de las sustancias
que intervienen en nuestro ejercicio

Mg 24,3 u 1 24,3 u
O 16 u 2 32 u
H 1 u 2 2 u
58,3 g /mol
58,3 u
H 1 u 1 1 u
I 127 u 1 127 u
128 g/mol
128 u
3.. Completamos la tabla
4.. Calculamos la masa de Mg(OH)2 que se
puede obtener con 104g de HI
Los ejercicios 9 al 12 de la página 297, y el
41, 42, 43 apartado b de la página 311 son
iguales que estos.
33
Actividad 1
El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de
sodio produciendo sulfato de sodio y cloruro de
hidrógeno gas. Calcular cuántos gramos de cloruro
de hidrógeno se pueden obtener a partir de 46,0 g
de NaCl.
Datos masa (NaCl) 46,0 g
Ar (Na) 23 u Ar (Cl) 35,5 u Ar (H) 1 u
? Escribimos la reacción ajustada
H2SO4 (aq) NaCl (aq) ? Na2SO4 (aq)
HCl (g)
2
2
? Las masas molares de las sustancias que
intervienen en el problema son
M (NaCl ) 58,5 g/mol
M (HCl) 36,5 g/mol
Na 23 u 1 23
H 1 u 1 1
Cl 35,5 u 1 35,5
Cl 35,5 u 1 35,5
58,5 u
36,5 u
? Calculamos la masa de HCl que se formará a
partir de los 46 g de NaCl
Dato de partida
Conversión de g de NaCl en moles de NaCl
Conversión de moles de HCl en g de HCl
Relación molar entre NaCl y HCl en la reacción
VER
VER
VER
34
Actividad 2
En la reacción anterior, calcular cuántos moles
de ácido sulfúrico se necesitan si queremos
obtener 500,0 g de cloruro de hidrógeno.
Datos masa (HCl) 500,0 g
Ar (Cl) 35,5 u Ar (H) 1 u
? La ecuación anterior era
H2SO4 (aq) NaCl (aq) ? Na2SO4 (aq)
HCl (g)
2
2
? Las masas molares de las sustancias que
intervienen en el problema son
M (HCl) 36,5 g/mol
H 1 u 1 1
Cl 35,5 u 1 35,5
No necesitamos calcular la masa molar del ácido
sulfúrico ( la otra sustancia implicada en
nuestro problema) ya que sólo debemos calcular
los moles, no los gramos (masa)
36,5 u
? Calculamos los moles de de H2SO4 que se
necesitan paratobtener 500 g de HCl
Dato de partida
Conversión de g de NaCl en moles de NaCl
Relación molar entre NaCl y HCl en la reacción
VER
VER
35
4.2. Cálculos con volúmenes de gases (en
condiciones normales)
Ahora vamos a ver los ejercicios basados en
cálculos estequiométricos para averiguar el
volumen ( no la masa, como en los casos
anteriores) de un reactivo o producto, conocida
la masa o el volumen de otro (reactivo o
producto).
Es imprescindible que los reactivos o productos a
los que nos referimos en el párrafo anterior se
encuentren en estado de gas.
Empezaremos viendo los casos en los que el
volumen o los volúmenes que intervienen en el
cálculo estarán todos expresados en condiciones
normales , esto es, 1 atm de presión y 0 C ( 273
K ).
Sabemos que en estas condiciones, un mol de
cualquier gas, ocupa un volumen de 22,4 L
(Volumen molar normal , unidad 10)
A veces, la presión nos viene dada en mm de Hg
(milímetros de mercurio).
1atm 760 mm de Hg 101.300 Pa (pascales)
Cómo se expresa 740 mm Hg en atm ?
1 atm
740 mm de Hg
0,97 atm

760 mm de Hg
Recordar que la temperatura absoluta T ( en
kelvin) se obtiene sumándole 273 a la temperatura
centígrada t ( en C)
T t 273
Ver los ejercicios 13 al 16 de la página 299, y
el 43 y 44 de la página 311
36
4.2. Cálculos con volúmenes de gases (en
condiciones normales) Cont.I
(sin ajustar)
FeO H2 O ?     Fe2O3 H2 (g)
En la reacción
Calcular el volumen de hidrógeno, medido en
condiciones normales, que se puede obtener con
125 g de FeO.
Datos Ar (Fe) 56 u Ar (O) 16 u
FeO H2 O ?     Fe2O3 H2
2
1..Escribimos la ecuación química ajustada
2..Calculamos las masas molares de las sustancias
que intervienen en nuestro ejercicio
No es necesario calcular la masa molar del H , ya
que nos piden su volumen. Basta con saber su
volumen molar en c.n. 22,4 L/mol
Fe 56 u 1 56 u
O 16 u 1 16 u
72 u
72 g /mol
3.. Calculamos el volumen de H2 que se puede
obtener con 125 g de FeO
1 mol H2
1 mol FeO
22,4 L H2
125 1 1 22,4
.
.
.
19,4 L H2

1 mol H2
72 g FeO
2 mol FeO
72 2 1
Conversión de moles de H2 en L de H2
Dato de partida
Conversión de g de FeO a moles de FeO
Relación molar entre el FeO y el H2 en la
reacción.
37
4.2. Cálculos con volúmenes de gases (en
condiciones normales) Cont.II
(sin ajustar)
FeO H2 O ?     Fe2O3 H2 (g)
En la reacción
Calcular el volumen de hidrógeno, medido en
condiciones normales, que se puede obtener con
125 g de FeO.
Datos Ar (Fe) 56 u Ar (O) 16 u
También podemos resolver el ejercicio anterior de
la manera siguiente
FeO H2 O ?    Fe2O3 H2
2
1..Escribimos la ecuación química ajustada
2..Obtenemos las masa/volumen molar de las

sustancias que intervienen en nuestro ejercicio
Fe 56 u 1 56 u
O 16 u 1 16 u
72 g /mol
72 u
Vmolar normal (H2 ) 22,4 L/mol
3.. Completamos la tabla
4.. Calculamos el volumen de H2 que se
puede obtener con 125 g de FeO
37
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38
Actividad 3
En la reacción de combustión del propano
(sin ajustar)
C3H8 O2 (g) ?     CO2 (g) H2O
Calcular el volumen de oxígeno, medido en
condiciones normales, que se consume cuando se
producen 212 L de CO2 , también medidos en
condiciones normales.
C3H8 O2 ?     CO2 H2O
3
4
5
1..Escribimos la ecuación química ajustada
2.. Calculamos el volumen de O2 , en c.n., que se
consume cuando se producen 212 L de CO , en
c.n., recordando que en
condiciones normales (1 atm, 273 K) un mol de
cualquier gas ocupa 22,4 L de volumen
1 mol CO2
22,4 L O2
5 mol O2
212 1 5 22,4
.
.
.
353,3 L O2

3 mol CO2
1 mol O2
22,4 L CO2
22,4 3 1
Relación molar entre el CO2 y el O2 en la
reacción.
Conversión de moles de O2 en L de O2
Dato de partida
Conversión de L de CO2 a moles de CO2
38
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39
Actividad 3 (Cont.)
En la reacción de combustión del propano
(sin ajustar)
C3H8 O2 (g) ?     CO2 (g) H2O
Calcular el volumen de oxígeno, medido en
condiciones normales, que se consume cuando se
producen 212 L de CO2 , también medidos en
condiciones normales.
También podemos resolver el ejercicio anterior de
la manera siguiente
C3H8 O2 ?     CO2 H2O
3
4
5
1..Escribimos la ecuación química ajustada
2..Conocemos el volumen molar normal de las


sustancias que intervienen en nuestro ejercicio
Vmolar normal (O2) 22,4 L/mol
Vmolar normal (CO2 ) 22,4 L/mol
3.. Completamos la tabla
4.. Calculamos el volumen de O2 que se
puede obtener con 212 L de CO2
39
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40
Actividad 4
Cuando el carbonato de calcio reacciona con el
ácido clorhídrico se obtienen cloruro de calcio,
dióxido de carbono y agua. Qué volumen de
dióxido de carbono, en condiciones normales, se
formará cuando reaccionan totalmente 250,0 de
carbonato?.
Datos masa (CaCO3 ) 250,0 g
Ar (Ca) 40 u Ar (C) 12 u Ar (O) 16 u
? Escribimos la reacción ajustada
CaCO3 (s) HCl (aq) ? CaCl2 (s)
CO2 (g) H2O (l)
2
? Las masas molares de las sustancias que
intervienen en el problema son
M (CaCO3 ) 100 g/mol

Ca 40 u 1 40
Debemos saber que 1 mol de cualquier gas ocupa ,
en condiciones normales, un volumen de 22,4 L
C 12 u 1 12
O 16 u 3 48
100 u
? Calculamos el volumen de CO2 que se formará a
partir de los 250 g de CaCO3
Dato de partida
Conversión de g de CaCO3 en moles de CaCO3
Relación molar entre CaCO3 y CO2 en la reacción
Conversión de moles de CO2 en L de CO2
VER
VER
VER
41
4.2. Cálculos con volúmenes de gases (en
condiciones no normales)
En estos ejercicios debemos hallar el volumen de
un reactivo o producto de una reacción, conocida
la masa o el volumen de otro (reactivo o
producto), basándonos en la estequiometría de la
reacción, como hicimos anteriormente, pero los
volúmenes pueden estar medidos en condiciones
distintas de las normales.
Para determinar el volumen de un gas en unas
condiciones determinadas ( distintas de las
normales) utilizamos la ecuación de estado de los
gases ideales de la unidad 10
p presión en atm
(Constante de los gases)
V volumen en L
T temperatura absoluta en K
n cantidad de sustancia en moles
Cuántos moles hay en un volumen de 22,4 L de CO2
, medidos a 2 atm y 27 C
Qué volumen ocupan 2 moles de O2 medidos a 1,5
atm
y 10 C?
T t 273 10 273 283 K
T t 273 27 273 300 K
Aplicamos la ecuación anterior, despejando el
volumen
Aplicamos la ecuación anterior, despejando el nº
de moles n
Ver los ejercicios 17 al 24 de la página 301, y
el 45, 46 y 47 de la página 311
42
Actividad 5
Cuando el carbonato de calcio reacciona con el
ácido clorhídrico se obtienen cloruro de calcio,
dióxido de carbono y agua. Qué volumen de
dióxido de carbono, medidos a 18C y 1,2 atm, se
formará cuando reaccionan totalmente 250,0 de
carbonato?.
Datos masa (CaCO3 ) 250,0 g
Ar (Ca) 40 u Ar (C) 12 u Ar (O) 16 u
? Escribimos la reacción ajustada
2
CaCO3 (s) HCl (aq) ? CaCl2 (s)
CO2 (g) H2O (l)
? Las masas molares de las sustancias que
intervienen en el problema son
Ca 40 u 1 40
M (CaCO3 ) 100 g/mol

C 12 u 1 12
O 16 u 3 48
100 u
? Calculamos los moles de CO2 que se formará a
partir de los 250 g de CaCO3
Dato de partida
Conversión de g de CaCO3 en moles de CaCO3
Relación molar entre CaCO3 y CO2 en la reacción
? Finalmente pasamos estos moles a litros en las
condiciones de presión y temperatura indicadas.
n 2,5 mol
T 18 273 291 K
p 1,2 atm
43
4.4. Cálculos con reactivo limitante
Supongamos que estamos preparando el almuerzo
para un grupo de escolares un bocadillo de jamón
y queso. Para preparar un bocadillo necesitaremos
dos rebanadas de pan de molde, una loncha de
jamón y otra de queso. Hay 45 rebanadas de pan,
25 lonchas de queso y 19 de jamón. Podremos
preparar 19 bocadillos de jamón y queso y ni uno
más porque no hay más jamón. Decimos entonces que
el jamón es el ingrediente limitante del número
de bocadillos preparados.
En una reacción química la situación es similar
una vez se haya consumido uno de los reactivos la
reacción se para.
2 H2 ( g ) O2 ( g )   ?  2 H2O
( l )
Así, si queremos obtener agua a partir de 10
moles de hidrógeno y 7 moles de oxígeno, cómo la
estequiometría de la reacción es que 2 moles de
hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para
dar 2 moles de agua, una vez haya reaccionado
todo el hidrógeno nos quedarán dos moles de O2
sin reaccionar y se habrán obtenido 10 moles de
agua.
Al reactivo que se ha consumido en su totalidad
en una reacción química se le denomina reactivo
limitante, ya que limita la cantidad de producto
formado. Así en el ejemplo anterior el hidrógeno
era el reactivo limitante, ya que con los 7 moles
de oxígeno podríamos haber obtenido 14 moles de
agua.
Al resto de reactivos, presentes en mayor
cantidad que la necesaria para reaccionar con la
cantidad del reactivo limitante, se les denomina
reactivos en exceso.
Ver los ejercicios 25 al 28 de la página 302, y
el 49 de la página 311
44
Cómo operar para conocer cuál es el reactivo
limitante de una reacción? Calculando los moles
de producto que se obtienen con cada reactivo,
suponiendo que el resto de reactivos están en
cantidad suficiente. Aquel reactivo que nos dé el
menor número potencial de moles de producto es el
reactivo limitante.
Considere la siguiente reacción
2 NH3 (g) CO2 (g) ? (NH2)2CO (aq)
H2O (l)
Suponga que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g
de CO2. Cuántos gramos de urea (NH2)2CO se
obtendrán?
1. Primero tendremos que convertir los gramos de
reactivos en moles
REACTIVO LIMITANTE
El reactivo limitante es el NH3 ya que según la
reacción se necesita el doble de moles de NH3 que
de CO2
(Se agotarán los 637,2 g)
REACTIVO EN EXCESO
(Sobrarán parte de los 1142 g)
2. Ahora vemos en la ecuación química la
proporción estequiométrica entre reactivos y
productos
45
? a partir de 2 moles de NH3 se obtiene1 mol
de(NH2)2CO
? a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de
(NH2)2CO
3. Calculamos el número de moles de producto que
se obtendrían si cada reactivo se consumiese en
su totalidad
4. Comprobamos de nuevo que el reactivo limitante
es el (NH3) pues con él obtenemos menos cantidad
de producto (como máximo 18.7 moles de urea).
5. Y ahora hacemos la conversión a gramos
46
Actividad 6
Hacemos reaccionar 58 g de fluoruro de calcio con
69 g de ácido sulfúrico, según la reacción
CaF2 H2SO4  ?  CaSO4  ?   HF
(sin ajustar)
Calcular la cantidad de fluoruro de hidrógeno
obtenida.
Datos Ar (Ca) 40 u Ar (F) 19 u Ar (H)
1 u Ar (S) 32 u Ar (O) 16 u
2
CaF2 H2SO4  ?  CaSO4  ?   HF
1.. Ajustamos la reacción
2.. Calculamos la masa molar de las
sustancias que intervienen en el ejercicio
H 1 u 1 1 u
Ca 40 u 1 40 u
H 1 u 2 2 u
F 19 u 2 38 u
S 32 u 1 32 u
F 19 u 1 19 u
20 u
20 g/mol
O 16 u 4 64 u
78 u
78 g/mol
98 u
98 g/mol
3.. Debemos calcular cuál de los dos reactivos
(58 g CaF2 o 69 g H2SO4 ) es el limitante (
limita la producción de HF ).
Para ello, calculamos los moles de HF que, por
separado, obtendríamos con cada uno de ellos
1 mol CaF2
2 mol HF
.
.
1,49 mol HF
REACTIVO EN EXCESO
78 g CaF2
1 mol CaF2
Relación molar entre el CaF2 y el HF en la
reacción.
Dato de partida
Conversión de g de CaF2 a moles de CaF2
1 mol H2SO4
20 g HF
2 mol HF
.
.
1,41 mol HF
28,2 g HF

1 mol H2SO4
98 g H2SO4
1 mol HF
Dato de partida
Conversión de g de H2SO4 a moles de H2SO4
Relación molar entre el H2SO4 y el HF en la
reacción.
Conversión de moles de HF en g de HF
REACTIVO LIMITANTE
46
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47
Actividad 7
Hacemos reaccionar 33 g de fluoruro de calcio con
50 g de ácido sulfúrico, según la reacción
CaF2 H2SO4  ?  CaSO4  ?   HF
(sin ajustar)
Cuál es el reactivo que está en exceso? Qué
cantidad sobra de ese reactivo?
2
CaF2 H2SO4  ?  CaSO4  ?   HF
1.. Ajustamos la reacción
2.. Calculamos la masa molar de las
sustancias que intervienen en el ejercicio
Ca 40 u 1 40 u
H 1 u 2 2 u
F 19 u 2 38 u
S 32 u 1 32 u
O 16 u 4 64 u
78 u
78 g/mol
98 u
98 g/mol
3.. Como según la estequiometría de la reacción
deben reaccionar en la proporción1 mol de CaF2
con 1 mol de H2SO4 ,calculamos
los moles de cada reactivo, y el que esté en
menor cantidad será el LIMITANTE y el otro estará
en exceso
Qué cantidad sobra de H2SO4 ?
1 mol CaF2
.
0,42 mol CaF2
0,42 mol CaF2

78 g CaF2
REACTIVO LIMITANTE
98 g H2SO4
.

0,09 mol H2SO4
Dato de partida
Conversión de g de CaF2 a moles de CaF2
1 mol H2SO4
8,82 g H2SO4
1 mol H2SO4
.
0,51 mol H2SO4
0,51 mol H2SO4
98 g H2SO4
REACTIVO EN EXCESO
Dato de partida
Conversión de g de H2SO4 a moles de H2SO4
47
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48
4.4. Cálculos con reactivos en disolución
Estos ejercicios son como los anteriores, con la
diferencia de que algún dato o algún resultado
puede estar expresado en volumen de una
disolución de la que conocemos su concentración ,
generalmente expresada en tanto por ciento en
masa o en molaridad, como vimos en la unidad 10.
tanto por ciento en masa
Molaridad
Moles de soluto que hay en cada litro de
disolución
Gramos de soluto que hay en 100 g de disolución
Qué volumen de una disolución 4 M de hidróxido
de sodio NaOH debemos medir para que contenga 1
mol de NaOH?
Cuántos moles de H2SO4 hay en 200 mL de una
disolución de ácido sulfúrico 0,5 M?
El volumen de disolución lo tenemos que expresar
en litros
Una disolución 4 M NaOH contiene 4 mol de NaOH en
cada litro.
200 mL 0,2 L
Aplicamos el concepto de molaridad, despejando el
número de moles n
Aplicamos el concepto de molaridad, despejando el
volumen
Ver los ejercicios 29 y 30 de la página 303, y
el 35 de la página 306, el 50 de la página 311
49
5.. El rendimiento en las reacciones químicas
La cantidad de producto que se obtiene si
reacciona todo el reactivo limitante se denomina
el rendimiento teórico de la reacción,
La cantidad de producto que se obtiene realmente
en una reacción es el rendimiento real
Rendimiento real lt Rendimiento teórico
Razones para explicar la diferencia entre el
rendimiento real y el teórico
?
Muchas reacciones son reversibles, de manera que
no proceden 100 de izquierda a derecha.
?
Aún cuando una reacción se complete en un 100,
resulta difícil recuperar todo el producto del
medio de la reacción (como sacar toda la
mermelada de un bote)
?
Los productos formados pueden seguir reaccionando
entre sí o con los reactivos, para formar todavía
otros productos. Estas reacciones adicionales
reducen el rendimiento de la primera reacción.
?
Los reactivos no son sustancias puras contienen
otras sustancias (impurezas), que no participan
en la reacción.
50
El rendimiento porcentual o porcentaje del
rendimiento describe la relación del rendimiento
real y el rendimiento teórico
Por ejemplo en el ejercicio que resolvimos en las
diapositivas 43-44 calculábamos que se formarían
1124 g de urea. Este es el rendimiento teórico.
Si en realidad se formasen 953.6 g el porcentaje
de rendimiento sería
El intervalo del porcentaje del rendimiento puede
fluctuar desde 1 hasta 100. Los químicos siempre
buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de
las reacciones. Entre los factores que pueden
afectar el porcentaje del rendimiento se
encuentran la temperatura y la presión.
Ver los ejercicios 31 al 34 de la página 304, el
36 y 37 de la página 306, y 48 de la página 311
51
(No Transcript)
52
F I N
53
H2SO4 (aq) 2 NaCl (aq) ? Na2SO4 (aq)
2 HCl (g)
Actividad 1
VOLVER
VOLVER
VOLVER
Dato de partida
Conversión de g de NaCl en moles de NaCl
Conversión de moles de HCl en g de HCl
Relación molar entre NaCl y HCl en la reacción
54
H2SO4 (aq) 2 NaCl (aq) ? Na2SO4 (aq)
2 HCl (g)
Actividad 2
VOLVER
VOLVER
VOLVER
Dato de partida
Conversión de g de NaCl en moles de NaCl
Relación molar entre NaCl y HCl en la reacción
55
Actividad 3
CaCO3 (s) HCl (aq) ? CaCl2 (s)
CO2 (g) H2O (l)
2
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Dato de partida
Conversión de g de CaCO3 en moles de CaCO3
Relación molar entre CaCO3 y CO2 en la reacción
Conversión de moles de CO2 en L de CO2