Este documento trata sobre reacciones químicas y ecuaciones químicas. Explica cómo escribir ecuaciones químicas, incluyendo los símbolos utilizados y el estado físico de los reactivos y productos. También describe cómo ajustar las ecuaciones químicas para que ambos lados tengan el mismo número de átomos de cada elemento, y cómo los coeficientes estequiométricos indican la proporción en la que participan las sustancias.

1. REACCIONES QUÍMICAS.
REACCIONES QUÍMICAS.
ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Física y química 1º Bachillerato
Física y química 1º Bachillerato

2. LA ECUACIÓN
LA ECUACIÓN
QUÍMICA
QUÍMICA
• En una reacción química, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda y
separadas por una flecha de las fórmulas de los productos, que se escriben a la
derecha
REACTIVOS PRODUCTOS
• La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias
participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que
destacamos:
(s): si se trata de un sólido
(g): si es un gas
(l): si es un líquido
(aq): para una sustancia
disuelta en agua

3. Símbolos utilizados en las ecuaciones
químicas
Símbolo S i g n i f i c a d o
+ Se usa para separar dos reactivos o dos productos
⇒ ó → Se usan para separar los reactivos de los productos
= Símbolo alternativo a ⇒ ó →
→ Se usa en lugar de ⇒ en reacciones reversibles
←
Colocado detrás de la fórmula de un reactivo o producto indica que se
(s) encuentra en estado sólido
↓ Símbolo alternativo a (s). Sólo se usa para un producto sólido precipitado
( l ) Designa un reactivo o producto en estado líquido. Se coloca detrás de la
fórmula
( aq ) Indica que la sustancia se encuentra disuelta en agua
Designa un reactivo o producto en estado gaseoso. Se coloca detrás de la
(g) fórmula
↑ Símbolo alternativo a (g). Se usa sólo para un producto gaseoso
∆ Indica que en el transcurso de la reacción se desprende calor
Una fórmula escrita encima o debajo de la flecha indica su uso como
Pt catalizador (sustancia que, aunque no se gasta, aumenta la velocidad de
→ reacción)

4. AJUSTE DE UNA ECUACIÓN
AJUSTE DE UNA ECUACIÓN
QUÍMICA
QUÍMICA
• Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada,
es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada
elemento
Ejemplo: 2 Na (s) + 2 H2O ( l ) ⇒ 2 NaOH (aq) + H2 (g)
REACTIVOS PRODUCTOS
+ −
H H H
Na O Na O
+ + H
− + H H
H H
Na O Na O
• 2 átomos de sodio • 2 átomos de sodio
• 2 átomos de oxígeno • 2 átomos de oxígeno
• 4 átomos de hidrógeno • 4 átomos de hidrógeno

5. • Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción
intervienen los reactivos y los productos
Por ejemplo: 2 CO (g) + O2 (g) ⇒ 2 CO2 (g)
O C O
C O
+ O O
O C O
C O
Cuando el CO reacciona con el O2 para formar CO2, siempre lo hace en esta relación
de moléculas 2 : 1: 2
• La ecuación 2 CO ( g ) + O2 ( g ) ⇒ 2 CO2 ( g ), significa que:
2 moléculas CO + 1 molécula O2 ⇒ 2 moléculas CO2
20 moléculas CO + 10 moléculas O2 ⇒ 20 moléculas CO2
2 . 6,02 . 1023 CO + 1 . 6,02 . 1023 O2 ⇒ 2 . 6,02 . 1023 CO2
2 moles CO + 1 mol O2 ⇒ 2 moles CO2

6. Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción
en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS
• Dado que la masa de un mol de cualquier sustancia es un número de gramos igual
a su masa molecular, la relación
2 moles CO + 1 mol O2 ⇒ 2 moles CO2 se traduce en:
2 . 28 g CO + 1 . 32 g O2 ⇒ 2 . 44 g CO2
• Es decir, la proporción en masa es:
56 g CO + 32 g O2 ⇒ 88 g CO2
La masa de las sustancias que reaccionan, es igual a la masa de los
productos formados, de acuerdo con la ley de conservación de la masa

7. REACCIONES Y ECUACIONES
QUÍMICAS:
PRODUCTOS
REACTIVOS (transformación)
ruptura de formación de
enlaces reagrupamiento nuevos
enlaces
Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen
lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma:
REACTIVOS PRODUCTOS
En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y
el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción
química debe estar AJUSTADA
Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en
los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los
coeficientes estequiométricos
N2 + 3H2 2NH3

8. Si intervienen iones, deben ajustarse de
forma que la carga neta sea la misma en Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag
los dos miembros
ECUACIÓN permite conocer las sustancias que intervienen en el
QUÍMICA proceso químico y la proporción en la que lo hacen
COEFICIENTES
FÓRMULAS ESTEQUIOMÉTRICOS
indican cuáles han sido los señalan la proporción en
reactivos y qué productos se que las sustancias han
han formado participado
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

9. Ajuste de ecuaciones
Método matemático

10. INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES
INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS.
ESTEQUIOMÉTRICOS.
Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada
elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la
reacción.
2H2 + O2 2H2O
+
2 moléculas de 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de
hidrógeno agua
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y
productos

11. INTERPRETACIÓN
MACROSCÓPICA
(relación en moles)
Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de
cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción.
2CO + O2 2CO2
2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2
20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2
2 · 6,02 · 1023 6,02 · 1023 moléculas de 2 · 6,02 · 1023
moléculas de CO O2 moléculas de CO2
2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

12. INTERPRETACIÓN
MACROSCÓPICA
(relación en masas)
A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la
reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y
de los productos
N2 + 3H2 2NH3
Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan
las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u
1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3
28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

13. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.
VOLUMEN
VOLUMEN
• Según Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones, el
mismo volumen. La ecuación para calcularlo es:
PV=nRT
PV=nRT (ecuación de los gases perfectos)
(ecuación de los gases perfectos)
• En condiciones normales P = 1 atmósfera, T = 273 °K un mol de cualquier gas
ocupa 22,4 litros
CO CO + O2 CO 2 CO 2
2 x 22,4 l CO 22,4 l CO2 2 x 22,4 l CO2

14. INTERPRETACIÓN
MACROSCÓPICA (relación
en volúmenes)
Si en la reacción intervienen gases en c.n. de presión y temperatura, 1
mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros
2H2 + O2 2H2O
2 moles de H2 1 mol de O2 2 moles de H2O
2 · 22,4 litros de H2 22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O
+
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que
intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y
productos

15. Un mol de cualquier gas en CONDICIONES NORMALES (P= 1 atm= 760
mmHg =101300 Pa y T=0ºC=273ºK) ocupa siempre un volumen de 22,4
l.Un mol de cualquier sustancia gaseosa medido en las mismas
condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen. A este
volumen se le denomina VOLUMEN MOLAR.
GAS PERFECTO : es aquel gas en el que no existe interacción entre las partículas que
lo forman.
Esto ocurre sobretodo a altas temperaturas, bajas presiones y grandes volúmenes donde las
partículas que forman el gas están muy separadas unas de otras y en estas condiciones la
ecuación P.V=n.R.T da resultados exactos, en otras condiciones da resultados bastante
aproximados pero no totalmente exactos
LEY DE LOS VOLÚMENES DE REACCIÓN. Gay-Lussac
Cuando una sustancia es gaseosa, resulta mucho más sencillo medir su volumen que su
masa, es por esto, que se intentó encontrar una relación entre los volúmenes de las
sustancias que intervienen en una reacción química cuándo estas son gaseosas.
Gay - Lussac formuló la siguiente ley:
"La relación que existe entre los volúmenes, medidos en las
mismas condiciones de presión y temperatura, de los gases
que se forman o consumen en una reacción química es una
relación de números enteros sencillos".

16. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS ..
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
CÁLCULOS CON MASAS
Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el
resto de las masas que intervienen en la reacción
Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de
potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de
clorato?
KClO3 KCl + 3/2 O2
1 mol de KClO3 1 mol de KCl 3/2 mol de O2
122,45 g de KClO3 74,45 g de KCl 48 g de O2
1000 g de KClO3 X g de O2
122,45 g de KClO3 1000 g de KClO3 1000 · 72
= X = = 587,45 g de O2
48 g O2 X g O2 122,45

17. REACTIVOS CON
IMPUREZAS
Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las
cantidades existentes de sustancia pura
Ejemplo: Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de
impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa
atómica del Zn = 65,38
2 HCl + Zn ZnCl 2 + H2
100 g de muestra 22,75 g
= X = 21,1 g de Zn
(100 – 7,25) g de Zn X
Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2
65,38 g de Zn 21,1 g de Zn
= Y = 0,645 g de H2
2 g de H2 Y

18. REACTIVO
REACTIVO
LIMITANTE
LIMITANTE
En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los
reactivos en exceso no se agotan completamente
Antes de la reacción
2 moles de CO 2 moles de O2 0 moles de O2
Después de la reacción
0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de O2

19. CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.
CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.
Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a
partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas
reactivo limitante reactivo en exceso
se consume queda parte sin
completamente reaccionar
El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra
sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte
sin reaccionar
Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS
¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente?
Fe + S FeS
1 mol de Fe 1 mol de S 1 mol de FeS
56 g de Fe 32 g de S 88 g de FeS
7 g de Fe X g de S
reactivo limitante: Fe
7 (g de Fe) X (g de S) 32 · 7 reactivo en exceso: S
= X = = 4 g de S
56 (g/mol) 32 (g/mol) 56

20. CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.
CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.
En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos
disueltos
Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO 3 que se
necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas
moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u)
La reacción ajustada es: 2AgNO3 + Na2S Ag2S + 2NaNO3
En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay: 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S
Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3:
1 (mol Na2S) 1 (mol Na2S)
= x = 0,02 moles de AgNO3
2 (mol AgNO3) x
La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de
AgNO3 es: 0,1 (mol) 0,02 (mol)
= y = 0,2 L = 200 cm3
1 (L) y

21. RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades
previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas,
impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc.
hay que calcular el RENDIMIENTO masa obtenida
rendimiento = x 100
de las reacciones químicas masa teórica
El rendimiento de las reacciones es
un factor fundamental en la industria
química

22. TIPOS DE REACCIONES
TIPOS DE REACCIONES
QUÍMICAS.
QUÍMICAS.
1)Reacción de síntesis: cuando dos sustancias se unen para dar una: A+B → C
Por ejemplo: 2Fe +O2 → 2FeO CaO+H2O → Ca(OH)2 CaO+CO2 → CaCO3
2H2+O2 → 2H2O
2)Reacción de descomposición: justo al contrario que la anterior, una sustancia se
descompone en varias A → B+C
Por ejemplo H2CO3 → CO2+H2O el ácido carbónico es muy inestable y tiende a
descomponerse espontáneamente
K ClO3 → K Cl+O2
3)Reacción de sustitución:Un átomo de un compuesto sustituye a un átomo de otro.
AB + X → XB + A
Dentro de este tipo hay algunas típicas como:
- 2HCl +Zn → Zn Cl2 + H2
-CuSO4+Zn → ZnSO4+Cu
- Cl2+ NaBr → NaCl +Br2
4)Doble descomposición o doble sustitución: es AB+ XY → AY + XB
AgNO3+NaCl → NaNO3+AgCl
-Un caso típico y muy importante son las REACCIONES ÁCIDO-BASE: ácido+base=sal+agua
H Cl +NaOH→ NaCl +H2O

23. 5)Reacción de oxidación-reducción: Un átomo de alguna de las sustancias que reaccionan cede
electrones a un átomo de otra de las sustancias que reaccionan.
*Se dice que una sustancia se oxida si pierde electrones.
*El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox cede electrones (se oxida) es el
agente reductor ya que proboca la reducción de otra sustancia que toma esos electrones.
*Se dice que una sustancia se reduce si gana electrones.
*El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox gana electrones (se reduce) es el
agente oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide al quitarle electrones.
2KMnO4 +16 H Cl → 2 MnCl2 +5 Cl2 +8H2O +2KCl
Un ejemplo muy importante de reacciones redox son las reacciones de
combustión
• En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia,
desprendiéndose gran cantidad de energía, a menudo en forma de luz y calor
El mechero se
enciende cuando el
gas que contiene
reacciona con el
CH4 + 2 O2 ⇒ CO2 + 2 H2O oxígeno del aire
La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido
La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido
de carbono y agua
de carbono y agua

24. REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y
REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y
EXOTÉRMICAS
EXOTÉRMICAS
Una reacción es exotérmica si en el transcurso de la misma se libera energía
Una reacción es endotérmica si en el transcurso de la misma se absorbe energía
CH4 + 2 O2 2 O3
Energía, U
Energía, U
∆E < 0 ∆E > 0
CO4 + 2 H2O 3 O2
Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción
Reacción Reacción
exotérmica endotérmica
Caliente Frío

25. • Para romper un enlace, hay que aportar una cantidad de energía llamada energía de
enlace
• Cuanto más fuerte es el enlace, mayor es su energía de enlace
• Dependiendo de la fuerza de los enlaces que se rompen y de los enlaces que se
forman, las reacciones serán endotérmicas o exotérmicas
• Una reacción es endotérmica si la energía aportada para romper enlaces es mayor
que la energía liberada al formarse nuevos enlaces
• Una reacción es exotérmica si la energía aportada para romper enlaces es menor que
la energía liberada al formarse nuevos enlaces
Enlaces rotos
Enlaces rotos C
Energía
O
Energía
E1
H
E2 E2
E1 Productos
Energía neta
Productos desprendida
Energía neta Reactivos
absorbida
Reactivos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción
3 O2 (g) 2 O3 (g) CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O