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REACCIONES QUÍMICAS
CONTENIDOS.
1.- Concepto de reacción química.
2.- Escritura esquemática y significado de las ecuaciones químicas.
3.- Teoría de las colisiones.
4.- Ajuste de las reacciones químicas:
4.1. Por tanteo.
4.2. Por ecuaciones.
5.- Tipos de reacciones:
5.1. Reacciones de síntesis.
5.2. Reacciones de descomposición.
5.3. Reacciones de sustitución.
5.4. Reacciones de doble sustitución.
5.5. Importancia del oxígeno en las reacciones de combustión.
6.- Estequiometría de una reacción química.
6.1. Cálculos con moles.
6.2. Cálculos con masas.
6.3. Cálculos con volúmenes en condiciones normales.
6.4. Cálculos con volúmenes en condiciones no normales.
6.5. Cálculos con reactivo limitante.
6.6. Cálculos con reactivos en disolución.
7.- Rendimiento de una reacción química. Riqueza.
8.- Algunas reacciones químicas importantes en la sociedad. (trabajo bibliográfico)
9.- La energía en las reacciones químicas.
9.1. Calor de reacción (rotura y formación de enlaces).
9.2. Reacciones exotérmicas y endotérmicas.
CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA.
“Es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en
otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando
moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales
y se formen enlaces nuevos”.
Ejemplo de reacción química.
Reactivos Productos
En la reacción: H2 + I2 —→ 2 HI
se rompen 1 enlace H—H y 1 enlace I —I y se forman 2 enlaces H—I

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carbono oxígeno monóxido de carbono
carbono oxígeno dióxido de carbono
Cloruro de hidrógeno cinc cloruro de cinc hidrógeno
sulfato de cobre (II) hierro sulfato de hierro (II) cobre
+
+
etanol oxígeno dióxido de carbono agua
AJUSTE DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.
El número de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los
productos.
Se llama ajuste a la averiguación del número de moles de reactivos y productos.
¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas
de reactivos o productos.

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Métodos de ajuste:
• Tanteo (en reacciones sencillas).
• Algebraicamente (en reacciones más complejas) resolviendo un sistema de
ecuaciones.
Ejemplo:
Ajustar la siguiente reacción: HBr +Fe → FeBr3 + H2
Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y
productos.
a HBr + b Fe → c FeBr3 + d H2
H) a = 2d Br) a = 3c Fe) b = c
Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3
Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos los siguientes coeficientes: a = 6,
b = 2, c = 2 y d = 3.
Por tanto la ecuación ajustada será: 6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2
Ejercicio A:
Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteo: a) C3H8 + O2 → CO2 +
H2O; b) Na2CO3 + HCl → Na Cl + CO2 + H2O; c) PBr3 + H2O → HBr + H3PO3; d) CaO + C
→ CaC2 + CO; e) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + HCl. ⌦
Ejercicio B:
Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico: a) KClO3 → KCl +
O2 ; b) HCl + Al → AlCl3 + H2 ⌦
Ejercicio C:
Ajusta las siguiente ecuación químicas por el método algebraico: HNO3 + Cu → Cu(NO3)2
+ NO + H2O ⌦
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
• Síntesis
• Descomposición
- Simple
- Mediante reactivo
• Sustitución
• Doble sustitución

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Síntesis: A + B → C
Ejemplo: 2 H2 + O2 → 2 H2O
Descomposición Simple: A → B + C
Ejemplo: CaCO3 → CaO + CO2
Descomposición mediante reactivo: AB + C → AC + BC
Ejemplo: 2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2
Sustitución (desplazamiento): AB + C → AC + B
Ejemplo: PbO + C → CO + Pb
Doble sustitución (doble desplazamiento): AB + CD → AC + BD
Ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O
ESTEQUIOMETRÍA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.
Es la proporción en moles en la que se combinan los distintos reactivos y en la que
se forman los distintos productos de la reacción.
Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la
reacción) se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de
gases o disoluciones.
Tipos de cálculos estequiométricos.
• Con moles.
• Con masas.
• Con volúmenes (gases)
• En condiciones normales.
• En condiciones no normales.
• Con reactivo limitante.
• Con reactivos en disolución (volúmenes).
Cálculos con masas.
Ejemplo:
En la reacción ajustada anteriormente: 6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3H2 ¿qué cantidad de
HBr reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades de FeBr3 e H2 se formarán?
6 HBr + 2 Fe ⎯→ 2 FeBr3 + 3 H2
6 moles 2 moles 2 moles 3 moles

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485,4 g 111 g 591,0 g 6 g
,6
= = =
x 10 g y z
Resolviendo las proporciones tendremos :
x = 43,5 g de H Br ; y = 52,9 g de FeBr3 ; z = 0,54 g de H2.
Ejercicio D:
Se tratan 40 g de oxido de aluminio, Al2O3 con suficiente disolución de ácido sulfúrico en
agua H2SO4 para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme sulfato de aluminio
Al2(SO4)3 y agua. Calcula los moles del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que
se forma. Datos (u): Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1 ⌦
Cálculos con volúmenes (gases).
Ejemplo:
Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá al quemar 1 kg de butano
(C4H10) a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC.
a) La reacción de combustión del butano es:
C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
1 mol 4 moles
58 g 4 mol × 22,4 l × mol -1
= ⇒ x = 1545 litros de CO2
1000 g x
b) Cuando las condiciones no son las normales es mejor hacer el cálculo en moles
y después utilizar la fórmula de los gases:
C4H10 + 13 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
2
58 g 4 mol
= ⇒ y = 69 mol de CO2
1000 g y
n × R × T 69 mol × 0,082 atm × l × mol −1 × K −1 × 323 K
V= = = 365,5 litros de CO2
p 5 atm
Ejercicio E:
El oxígeno es un gas que se obtiene por descomposición térmica del clorato de potasio en
cloruro de potasio y oxígeno ¿Qué volumen de oxígeno medido a 19ºC y 746 mm Hg se
obtendrá a partir de 7,82 g de KClO3. ⌦
Reacciones con reactivo limitante.
Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos.
En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y no reaccionará todo él.

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El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante, ya que
por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.
Ejemplo:
Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos
actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la
reacción se desprende también hidrógeno.
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
46 g 36 g 80 g 10 g × 36g
= = ⇒ mH2O = = 7,8 g
10 g mH2O mNaOH 46g
lo que significa que el sodio es el reactivo limitante y que el agua está en exceso
(no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)
80 g × 10 g
mNaOH = = 17,4 g
46 g
Ejercicio F:
Hacemos reaccionar 25 g de nitrato de plata con cierta cantidad de cloruro de sodio y
obtenemos 14 g de precipitado de cloruro de plata. Averigua la masa de nitrato de plata
que no ha reaccionado. ⌦
Cálculos con disoluciones.
Ejemplo:
Añadimos 150 ml de disolución 2 M de hidróxido de sodio a otra disolución de sulfato de
magnesio. Averigua la masa de hidróxido de magnesio que se formará si el sulfato de
magnesio está en exceso.
2 NaOH + MgSO4 → Mg(OH)2 + Na2SO4
2 mol 58,3 g
= ⇒ mMg (OH )2 = 8,7 g
0,15 l × 2 mol × l −1 mMg (OH )2
EL RENDIMIENTO EN LAS REACCIONES QUÍMICAS.
En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto
dela esperada a partir de los cálculos estequiométricos.
Esto se debe a:
• Perdida de material al manipularlo.
• Condiciones inadecuadas de la reacción.
• Reacciones paralelas que formas otros productos.

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mproducto (obtenida )
Se llama rendimiento a: Rendimiento = × 100
mproducto (teórica )
Rendimiento × mproducto (teórica )
De donde se obtiene que: mproducto (obtenida ) =
100
Ejemplo:
A 10 ml de disolución de cloruro de sodio 1 M añadimos nitrato de plata en cantidad
suficiente para que precipite todo el cloruro de plata. Determina la masa de este producto
que obtendremos si el rendimiento de la reacción es del 85 %.
n(NaCl) = V × Molaridad = 0,01 l × 1 mol × l −1 = 0,01mol
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
1 mol 143,5 g
= ⇒ mAgCl (teórica ) = 1,43 g
0,01mol mAgCl
Rendimiento × mAgCl (teórica ) 85 × 1,43 g
mAgCl (obtenida ) = = = 1,22 g
100 100
RIQUEZA.
La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro.
Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la muestra o producto comercial.
msustancia pura
Riqueza = × 100
mmuestra
Riqueza
De donde se obtiene que: msustancia pura = mmuestra ×
100
Ejemplo:
Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos
Riqueza 96
mNaOH puro = mNaOH comercial × = 200 g × = 192 g
100 100
Ejemplo:
Tratamos una muestra de cinc con ácido clorhídrico del 70 % de riqueza. Si se precisan
150 g de ácido para que reaccione todo el cinc, calcula el volumen de hidrógeno
desprendido en C.N.
Riqueza 70
mHCl puro = mHCl ( ac ) × = 150 g × = 105 g
100 100

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Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑
73 g 22,4 l 105 g × 22,4 l
= ⇒ VH2 = = 32,2 litros
105 g VH2 73 g
Ejercicio G:
Un gasóleo de calefacción contiene un 0,11 % en peso de azufre. a) Calcule los litros de
dióxido de azufre (medidos a 20ºC y 1 atm) que se producirán al quemar totalmente 100
kg de gasóleo. b) Comente los efectos de las emisiones de dióxido de azufre sobre las
personas y el medio ambiente. Datos: Masas atómicas: S=32; O=16. Cuestión de
Selectividad (Marzo 98). ⌦
ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
En todas las reacciones químicas se produce un intercambio energético con el
medio (normalmente en forma de calor) debido a que la energía almacenada en los
enlaces de los reactivos es distinta a la almacenada en los enlaces de los productos de la
reacción.
ΔEREACCIÓN = EPRODUCTOS – EREACTIVOS
Energía de las reacciones químicas (continuación).
Si en la reacción se desprende calor ésta se denomina “exotérmica” y si se
consume calor se denomina “endotérmica”.
Si ΔEREACCIÓN > 0, EPRODUCTOS > EREACTIVOS, se absorbe calor ⇒ endotérmica
Si ΔEREACCIÓN < 0, EPRODUCTOS < EREACTIVOS, se desprende calor ⇒ exotérmica
Ejemplos de reacciones termoquímicas
Reacción endotérmica: 2 HgO (s) +181,6 kJ → 2 Hg (l) + O2 (g)
Se puede escribir: 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2(g); ΔER = 181,6 kJ
Reacción exotérmica: C (s) + O2 (g) → CO2 (g) +393,5 kJ
Se puede escribir: C (s) + O2 (g) → CO2 (g); ΔER = –393,5 kJ
Ejercicio H:
La descomposición de 2 moles de óxido de mercurio (II) en mercurio y oxígeno precisa
181,6 kJ a 25 ºC y 1 atm de presión: a) calcula la energía necesaria para descomponer
649,8 g de HgO; b) el volumen de O2 que se obtiene en esas condiciones cuando se
descompone la cantidad suficiente de HgO mediante 500 kJ. ⌦

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TEORÍA DE LAS COLISIONES
Para que se produzca una reacción química es necesario:
1º) que los átomos o moléculas posean la energía cinética suficiente para que al
chocar puedan romperse los enlaces de los reactivos (energía de activación).
2º) que el choque posea la orientación adecuada para que puedan formarse los
enlaces nuevos.
Perfil de una reacción
Energía Energía de activación
productos
reactivos
reactivos
productos Energía de reacción
Energía sin catalizador
Energías de activación
con catalizador
reactivos
Q
Perfil de una reacción (sin y con catalizador) productos
Catalizadores
Son sustancias que, incluso en cantidades muy pequeñas influyen la velocidad de
una reacción, pues aunque no intervengan en la reacción global, si intervienen en su
mecanismo con lo que consiguen variar la energía de activación (normalmente disminuirla
para que la reacción se acelere).

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Procesos reversibles e irreversibles
Un proceso irreversible es el que tiene lugar en un sólo sentido. Por ejemplo, una
combustión; la energía desprendida se utiliza en calentar el ambiente y se hace
inaprovechable para regenerar los reactivos.
Un proceso es reversible cuando tiene lugar en ambos sentidos, es decir, los
productos una vez formados reaccionan entre sí y vuelven a generar los reactivos.
Ejemplo de proceso reversible
La reacción de formación del ioduro de hidrógeno es reversible:
H2 (g) + I2 (g) Á 2 HI (g)
El símbolo Á se utiliza en las reacciones reversibles para indicar que la reacción se
produce en ambos sentidos.

12. 1
Ejercicios Resueltos
Reacciones Químicas
Ajustes de reacciones químicas.
1.- Ajusta por tanteo las siguientes reacciones químicas: a) C3H8 + O2 → CO2 + H2O; b)
Na + H2O → NaOH + H2; c) KOH + H2SO4 → K2SO4 + H2O; d) Cu(NO3)2 → CuO +
NO2 + O2; e) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O. ⌦
2.- Ajusta por tanteo las siguientes reacciones químicas: a) Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2
+ H2O; b) Ca + HNO3 → Ca(NO3)2 + H2; c) NH4NO3 → N2O + H2O; d) Cl2 + KBr →
Br2 + KCl; e) Fe2O3 + C → Fe + CO2. ⌦
3.- Decide si están ajustadas las siguientes reacciones Y ajusta las que no lo estén:
a) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O; b) SO2 + 2 O2 → 2 SO3; c) Cl2 + H2O → 2 HCl +
HClO; d) 2 KClO3 → KCl + 3 O2; e) Ag + 2 HNO3 → AgNO3 + NO + H2O. ⌦
4.- Escribe y ajusta las siguientes reacciones: a) combustión del la glucosa (C6H12O6);
b) ataque del cinc por el ácido clorhídrico con formación del cloruro correspondiente y
desprendimiento de hidrógeno; c) hidratación del dióxido de nitrógeno con formación
de ácido nítrico y monóxido de nitrógeno; d) precipitación del yoduro de plomo (II) a
partir del yoduro de potasio y nitrato de plomo (II). ⌦
Estequiometría.
5.- Calcular el volumen de dióxido de carbono que se obtiene de la combustión de 150 g
de etanol (C2H6O) a la temperatura de 45 ºC y a la presión de 1,2 atmósferas . ⌦
6.- Tenemos la reacción: Zn + HCl → ZnCl2 + H2 a) Ajústala b) ¿Qué masa de HCl se
precisará para reaccionar con 15 g de Zn c) y qué masa de ZnCl2 se formará
suponiendo un rendimiento del 75 %? ¿Qué volumen de H2 se obtendrá: d) en
condiciones normales; e) a 12 atmósferas y 150 ºC. ⌦
7.- El hierro es atacado por el ácido clorhídrico formándose cloruro de hierro (II) y
desprendiéndose hidrógeno en forma de gas. a) Qué masa de HCl se necesitara para
hacer desaparecer 40 g de Fe? b) ¿Cuántos moles de cloruro de hierro (II) se
formarán? c) ¿Qué volumen de hidrógeno se desprenderá en condiciones normales?
⌦
8.- Al quemar gas metano (CH4) con oxígeno (O2) se obtiene dióxido de carbono y vapor
de agua. a) ¿Qué masa de CO2 se formará al quemar 80 g de metano? b) ¿qué
volumen de O2 en condiciones normales se precisará para ello? c) ¿qué volumen de
vapor de agua se obtendrá a 10 atm y 250 ºC? ⌦
9.- a) Ajusta la reacción: NO2 + H2O ⎯→ HNO3 + NO b) ¿Qué volumen de NO (g),
medido a 1’5 atm y 80 ºC de temperatura, se desprenderá en, a partir de 4 moles de
NO2 sabiendo que el rendimiento de la misma es del 75 %? ⌦
10.- El carbono y el agua reaccionan entre sí formando monóxido de carbono e hidrógeno
gaseoso. a) Calcula la masa de carbono necesario para obtener 3 L de H2 en
condiciones normales b) y el volumen de monóxido de carbono que se formará
también en condiciones normales. ⌦

13. 2
11.- Al quemar gas butano (C4H10) en aire se obtiene como productos dióxido de carbono
y vapor de agua. a) Escribe y ajusta la reacción química; b) Calcula la masa de
oxígeno que se necesita para la combustión de 20 g de butano; c) calcula el volumen
de dióxido de carbono que se desprenderá a 600 mm Hg y 300ºC. ⌦
12.- 20 g de una sustancia A reaccionan con 35 g de una sustancia B formándose 40 g de
una sustancia C y 15 g de una sustancia D. ¿Qué masas de C y D se obtendrán al
hacer reaccionar 8 g de A con 12 g de B? ¿Cuál es el reactivo limitante? ⌦
13.- En la reacción de combustión de la pirita [FeS2] se produce óxido de hierro (III) y
dióxido de azufre. a) Determina el reactivo limitante si se mezclan 3 moles de FeS2 y
10 moles de oxígeno. b) ¿Cuántos moles de óxido de hierro (III) y dióxido de azufre
se formarán? c) Se hacen reaccionar 100 g de FeS2 con 5 moles de oxígeno ¿Qué
masa de óxido de hierro (III) se formará y qué volumen de dióxido de azufre se
desprenderá en condiciones normales? ⌦
14.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,2 M se necesitará para neutralizar 40 ml de
hidróxido de potasio 0,5 M? ⌦
15.- ¿Qué volumen de dióxido de azufre a 30ºC y 1 atm se desprenderá al aire al quemar
una tonelada de carbón que contiene un 0,5 % de azufre? ⌦
16.- Se añaden 2,5 cm3 de una disolución 1,5 M de nitrato de magnesio sobre una
disolución con suficiente cantidad de hidróxido de sodio con lo que se forma un
precipitado de hidróxido de magnesio. ¿Cuál será la masa de dicho precipitado? ⌦
17.- Se añaden 5 cm3 de ácido clorhídrico 0,8 M sobre una determinada cantidad de
carbonato de calcio desprendiéndose dióxido de carbono, cloruro de calcio y agua.
¿Qué volumen del mismo a 1,2 atm y 50ºC obtendremos si se consume todo el
ácido? ⌦
18.- Determina la fórmula molecular de un insecticida formado por C, H y Cl si en la
combustión de 3 g de dicha sustancia se han obtenido 2,72 g de CO2 y 0,55 g de H2O
y su masa molecular es de 290 g/mol. ⌦
Energía de las reacciones químicas.
19.- Se queman 100 toneladas de antracita con una riqueza del 90 % de carbono en una
central térmica. ¿Qué energía se obtendrá si sabemos que por cada mol de carbono
quemado se desprenden 393,5 kJ? ⌦
20.- La reacción de oxidación del nitrógeno por el oxígeno para formar monóxido de
nitrógeno precisa 180,5 kJ por mol de nitrógeno. ¿Qué energía se necesitará aportar
par oxidar 1500 litros de nitrógeno a 5 atm y 50ºC? ⌦
21.- ¿Qué energía se obtendrá al quemarse 100 g de sacarosa (C12H22O11) si sabemos
que se desprenden 5645 kJ por cada mol de sacarosa que se quema? ⌦

14. 3
Soluciones a los ejercicios
1. ⌫ a) C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O ; b) 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 ;
c) 2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O ; d) 2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2 ;
e) 3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O .
2. ⌫ a) Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2 + H2O ;
b) Ca + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + H2 ; c) NH4NO3 → N2O + 2 H2O ;
d) Cl2 + 2 KBr → Br2 + 2 KCl ; e) 2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2 .
3. ⌫ a) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O Sí; b) 2 SO2 + O2 → 2 SO3 No;
c) Cl2 + H2O → HCl + HClO No; d) 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 No;
e) 3 Ag + 4 HNO3 → 3 AgNO3 + NO + 2 H2O No.
4. ⌫ a) C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O ; b) Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 ;
c) 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO ; d) 2 KI + Pb(NO3)2 → PbI2 + 2 KNO3 .
5. ⌫ C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
46 g 2 mol
——— = ——— ⇒ n(CO2) = 6,52 mol ;
150 g n(CO2)
n·R·T 6,52 mol x 0,082 atm x l x 318 K
V = ———— = ————————————— = 141,7 litros
p mol x K x 1,2 atm
6. ⌫ a) Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 ;
b) 65,4 g 72,9 g 136,3 g 1 mol
——— = ——— = ———— = ——— ⇒ m(HCl) = 16,6 g ;
15 g m(HCl) m(ZnCl2) n(H2)
c) 75
m(ZnCl2)teórica = 31,26 g ; m(ZnCl2)obtenida = —— x 31,26 g = 23,4 g
100
d) n(H2) = 0,229 mol ; V = 0,229 mol x 22,4 L x mol-1 = 5,14 litros
e) n · R · T 0,229 mol x 0,082 atm x l x 423 K
V = ———— = —————————————— = 0,663 litros
p mol x K x 12 atm
7. ⌫ a) Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2 ;
55,8 g 72,9 g 1 mol 22,4 L
——— = ——— = ———— = ——— ⇒ m(HCl) = 52,3 g ;
40 g m(HCl) n(FeCl2) V(H2)
b) n(FeCl2) = 0,717 mol
c) V(H2) = 16, 1 litros
8. ⌫ a) CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O ;
16 g 44,8 L 44 g 2 mol
——— = ——— = ——— = ———— ⇒ m(CO2) = 220 g ;
80 g V(O2) m(CO2) n(H2O)
b)V(O2) = 224 litros ;

15. 4
c) n·R·T 10 mol x 0,082 atm x l x 523 K
n(H2O) = 10 mol ; V = ———— = —————————————— = 42,9 litros
p mol x K x 10 atm
9. ⌫ a) 3 NO2 + H2O ⎯→ 2 HNO3 + NO
b) 3 mol 1 mol
——— = ——— ⇒ n(NO) = 1,33 mol ;
4 mol n(NO)
n·R·T 1,33 mol x 0,082 atm x l x 353 K
V(NO) teórico = ———— = —————————————— = 25,7 litros
p mol x K x 1,5 atm
75
V(NO) obtenido = —— x 25,7 litros = 19,3 litros
100
10. ⌫ a) C + H2O → CO + H2 ;
12 g 22,4 L 22,4 L
——— = ——— = ——— ⇒ m(C) = 1,61 g ;
m(C) V(CO) 3L
b) V(CO) = 3 litros.
11. ⌫ a) 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
b) 116 g 416 g 8 mol
——— = ——— = ——— ⇒ m(O2) = 71,7 g ; n(CO2) = 1,38 mol ;
20 g m(O2) n(CO2)
c) n·R·T 1,38 mol x 0,082 atm x l x 573 K 760 mm Hg
V = ———— = —————————————— x ————— = 82,1 litros
p mol x K x 600 mm Hg 1 atm
12. ⌫ A + B → C + D
20 g 35 g 40 g 15 g
—— = —— = —— = —— ⇒ m(A) = 6,86 g; m(C) = 13,7 g ; m (D) = 5,14 g ;
m(A) 12 g m(C) m(D)
Si hubiese partido de 8 g de A se precisarían 14 g de B, y sólo hay 12 g, por lo que B es el
reactivo limitante y es el que se utiliza en la proporción para obtener las masas de C y D.
13. ⌫ a) 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
4 mol 11 mol
——— = ——— ⇒ n(O2) = 8,25 mol, luego será el FeS2 el reactivo limitante
3 mol n(O2)
b) 4 mol 2 mol 8 mol
——— = ———— = ——— ⇒ n(Fe2O3) = 1,5 mol ; n(SO2) = 6 mol
3 mol n(Fe2O3) n(SO2)
c) 480 g 11 mol
——— = ——— ⇒ n(O2) = 2,29 mol; de nuevo será el FeS2 el reactivo limitante
100 g n(O2)
480 g 319,4 g 179,2 L
——— = ———— = ——— ⇒ n(Fe2O3) = 66,5 g ; V(SO2) = 37,3 litros
100 g m(Fe2O3) V(SO2)

16. 5
14. ⌫ n(KOH) = V x [KOH] = 0,04 L x 0,5 mol x L–1 = 0,02 mol
HCl + KOH → KCl + H2O
1 mol 1 mol n(HCl) 0,02 mol
——— = ———— ⇒ n(HCl) = 0,02 mol; V = ——— = ————— = 0,1 litros
n(HCl) 0,02 mol [HCl] 0,2 mol x L–1
15. ⌫ 0,5
m (S) = —— x 1000 kg = 5 kg;
100
S + O2 → SO2
32,1 g 1 mol
——— = ———— ⇒ n(SO2) = 156 mol;
5000 g n(SO2)
n·R·T 156 mol x 0,082 atm x l x 303 K
V = ———— = ————————————— = 3874 litros
p mol x K x 1 atm
16. ⌫ n{Mg(NO3)2} = V x [Mg(NO3)2] = 0,0025 L x 1,5 mol x L–1 = 0,00375 mol
Mg(NO3)2 + NaOH → Mg(OH)2 ↓ + 2 NaNO3
1 mol 58,3 g
————— = —————— ⇒ m{Mg(NO3)2}= 0,219 g
0,00375 mol m{Mg(NO3)2}
17. ⌫ n(HCl) = V x [HCl] = 0,005 L x 0,8 mol x L–1 = 0,004 mol
CaCO3 + 2 HCl → CO2↑ + CaCl2 + H2O
2 mol 1 mol
———— = ———— ⇒ n(CO2) = 0,002 mol
0,004 mol n(CO2)
n · R · T 0,002 mol x 0,082 atm x l x 323 K
V = ———— = ————————————— = 0,044 litros = 44 cm3
p mol x K x 1,2 atm
18. ⌫ El insecticida tendrá una fórmula empírica CaHbClc. Puesto que no nos dan datos sobre el
óxido de cloro formado supondremos que c=1 y obtendremos a y b en función de este valor.
CaHbCl + O2 → a CO2↑ + b/2 H2O
12 a + b + 35,45 44 a 9b
——————— = ——— = ——— ⇒ a = 0,989 ≈ 1; b = 0,989 ≈ 1
3g 2,72 g 0,55 g
Con lo que la fórmula empírica sería CHCl de masa (12 + 1 + 35,45) = 48,45
290
——— ≈ 6 con lo que la fórmula molecular será C6H6Cl6
48,45

17. 6
19. ⌫ 90
m (C) = —— x 100000 kg = 90000 kg = 9 x 107 g;
100
C + O2 → CO2 + 393,5 kJ
12 g 393,5 kJ
———— = ———— ⇒ E = 2,95 x 109 kJ
9 x 107 g E
20. ⌫ p·V 5 atm x 1500 L
n = ——— = —————————————— = 283 moles de N2
R · T 0,082 atm x L x mol–1 x K–1 x 323 K
N2 + O2 + 180,5 kJ → 2 NO
1 mol 180,5 kJ
———— = ———— ⇒ E = 5,11 x 104 kJ
283 moles E
21. ⌫ C12H22O11 + O2 + → CO2 + H2O + 5645 kJ
342 g 5645 kJ
———— = ———— ⇒ E = 1650 kJ
100 g E
Soluciones a los ejercicios de los apuntes:
A.- ⌫ a) C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
b) Na2CO3 + 2 HCl → 2 Na Cl + CO2 + H2O
c) PBr3 + 3 H2O → 3 HBr + H3PO3
d) CaO + 3 C → CaC2 + CO
e) H2SO4 +BaCl2 → BaSO4 + 2 HCl
B.- ⌫ a) a KClO3 → b KCl + c O2 ;
K) a = b; Cl) a = b; O) 3a = 2c
Sea a = 1. Entonces b = 1 y c = 3/2
Multiplicando todos los coeficientes por 2: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
b) a HCl + b Al → c AlCl3 + d H2
H) a = 2d; Cl) a = 3c; Al) b = c
Sea c = 1. Entonces b = 1, a = 3 y d = 3/2
Multiplicando todos los coeficientes por 2: 6 HCl + 2 Al → 2 AlCl3 + 3 H2
C.- ⌫ a) a HNO3 + b Cu → c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O

18. 7
H) a = 2e; N) a = 2c + d; O) 3a = 6c +d + e; Cu) b = c
Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda: a = 2e; a = 2 + d; 3a = 6 + d + e;
Sustituyendo “a”: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e
Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo queda:
e = 4/3; d = 2/3 con lo que a = 8/3
Multiplicando todos los coeficientes por 3:
8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Comprobamos el nº de átomos de cada tipo antes y después de la reacción: 8 átomos de H
(4 x 2), 8 de N (2 x 3 + 2), 24 de O (8 x 3 = 3 x 2 x 3 + 2 + 4) y 3 de Cu
D.- ⌫ a) M (Al2O3) = 2 x 27 u + 3 x 16 u = 102 u
M [Al2(SO4)3]= 2 x 27 u + 3 x (32 u + 4 x 16 u) = 342 u
Primero, ajustamos la reacción:
Al2 O3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2O
1 mol 3 moles 1 mol 3 moles
Se transforman los moles en “g” o “l” (o se dejan en “mol”) para que quede en las mismas
unidades que aparece en los datos e incógnitas del problema:
102 g 3 moles 342 g
= =
40 g n ( mol ) m (g)
102 g 3 moles 40 g × 3 moles
= ⇒ n ( mol ) = = 1,18 moles de H 2SO 4
40 g n ( mol ) 102 g
102 g 342 g 40 g × 342 g
= ⇒ m (g) = = 134 g de Al 2 ( SO 4 )3
40 g m ( g ) 102 g
E.- ⌫ a) Ecuación ajustada: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
2 mol 3 mol
g 245, 2 g 3 mol
2 mol × 122, 6 = 245, 2 g ; = ⇒ n(O 2 ) = 0,0957 moles
mol 7,82 g n(O 2 )
n × R × T 0,0957 mol × 0,082 atm × l × 292 K
V= = = 2, 33 litros
p mol × K × ( 746 760 ) atm

19. 8
F.- ⌫ AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
169,8 g 143,3 g 14 g × 169,8 g
= ⇒ m ( AgNO3 ) que reaccona = = 16, 6 g
m 14 g 143,3 g
m (AgNO3) sin reaccionar = 25 g – 16,6 g = 8,4 g
100 kg × 0,11
G.- ⌫ a) m ( S) = = 0,11 kg = 110 g
100
S + O2 → SO2↑
32 g 1mol
= ⇒ n ( SO 2 ) = 3, 4 moles
110 g n ( SO 2 )
n × R × T 3,4 mol × 0,082 atm × l × 293 K
V= = = 81, 7 litros
p mol × K × 1atm
H.- ⌫ a) 2 HgO → 2 Hg + O2 ; ΔE = 181,6 kJ
433,18 g 181, 6 kJ
= ⇒ ΔE = 272, 41kJ
649,8 g ΔE
1mol 181, 6 kJ
b) = ⇒ n ( O2 ) = 2, 75 moles
n ( O 2 ) 500 kJ
n ( O2 ) × R × T 2,75 mol × 0,082 atm × l × 298 K
V ( O2 ) = = = 67, 2 litros
p mol × K × 1atm