Cálculos estequiométricos

Cálculos
Estequiométricos
Física y Química 1ºBACH

Cálculos Estequiométricos Física y Química (1ºBACH)
__Masa atómica y molecular______________________________________
Para dar valor a la masa de los átomos y de las moléculas, se
escogió una unidad patrón, la unidad de masa atómica. Al principio esta
unidad se definió a partir del hidrógeno, después del oxígeno 16 y
actualmente está definida a partir del carbono 12.
Llamamos unidad de masa atómica a la doceava parte de la masa de un
tipo especial de átomo de carbono, el carbono 12, C6
12
. Su símbolo es u.
1u=
masa de un átomo de C6
12
12
Para calcular la masa atómica de un elemento, la comparamos con la
unidad patrón. La masa atómica relativa de un elemento (Ar) es la masa
media de un átomo de ese elemento expresada en unidades de masa atómica.
Así, por ejemplo, la masa atómica del sodio es 23 u, lo que
significa que un átomo de sodio tiene una masa 23 veces mayor que la
doceava parte de la de un átomo de carbono: Ar(Na) = 23 u
Para calcular la masa molecular (Mr) , sumamos la masa atómica de los
elementos que forman la molécula. La masa molecular relativa de un
elemento o de un compuesto es la masa media de una de sus moléculas
expresada en unidades de masa atómica.
__El mol_______________________________________________________
La magnitud que expresa el número de partículas presentes en las
sustancias es la magnitud básica cantidad de sustancia. Su unidad en el
Sistema Internacional es el mol. Un mol es una cantidad de sustancia que
contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, electrones…)
como átomos hay en 12 gramos de carbono12.
El número de átomos presentes en 12 g de carbono 12 es una constante
llamada constante de Avogadro, (NA ) . Por ello, un mol es la cantidad de
materia que contiene un número de partículas igual al número de Avogadro.
NA=6,022∙1023
mol–1
De las definiciones de masa atómica y de mol se concluye que:
Colegio La Salle (Palencia) - 3/53

Esta equivalencia es válida para todos los elementos, de manera que
la masa en gramos de un mol de átomos, M, es numéricamente igual a la
masa atómica, expresada en unidades de masa atómica, de dicho elemento.
Esta equivalencia se amplía a las moléculas: la masa molar expresada
en gramos es numéricamente igual a la masa molecular, expresada en
unidades de masa atómica, de dicha molécula.
__El estado gaseoso_____________________________________________
En el siglo XVII comenzó a investigarse el hecho de que los gases,
independientemente de su naturaleza, presentan un comportamiento similar
ante los cambios de presión y temperatura. De estos estudios y otros
posteriores surgieron las leyes de los gases.
1. Ley de BoyleMariotte: a temperatura constante, el producto de la
presión que se ejerce sobre una cantidad de gas por el volumen que
ocupa este es una constante: P1 ∙V1=P2 ∙V2
Ejercicio:
Un recipiente contiene 0,2m³ de cierto gas a una presión de 100 atm. ¿Qué
volumen ocuparía el gas si estuviera a presión normal y a la misma temperatura?
{
V 1=0,2m
3
P1=100atm
P2=1 atm }→V 2=
P1 ·V 1
P2
=
100atm ·0,2 m
3
1 atm
=20 m
3

2. Ley de CharlesGayLussac: a presión constante, el volumen que
ocupa una cantidad de gas es directamente proporcional a su
temperatura absoluta1
:
V1
V2
=
T1
T2
Ejercicio
Un gas a 30ºC ocupa 3,25L. Si la presión se mantiene constante, ¿cuál será
el volúmen del gas si lo enfriamos hasta 2ºC?
{
V1=3,25 L
T 1=(30+273)ºK=303 ºK
T2=(2+273)ºK=275 ºK }→V2=
V 1 ·T 2
T 1
=
3,25L ·275 ºK
303 ºK
3. Ley completa de los gases: para una cantidad determinada de un gas,
el producto de su presión por el volumen dividido por la
temperatura absoluta es una cantidad constante.
P1 ∙V1
T1
=
P2∙V2
T2
=cte.
Ejercicio
Una cantidad de gas que ocupa un volumen de 3L a 25ºC y 740 mm Hg de
presión, ¿qué volumen ocupará en condiciones normales2
?
{
P1=740 mmHg
V 1=3L
T 1=(25+273)ºK=298 ºK
P2=760 mmHg
T 2=(0+273)ºK=273 ºK
}→V 2=
P1 ·V 1 ·T 2
P2· T1
=
740 mmHg ·3 L·273 ºK
760 mmHg· 298 ºK
=2,7 L
4. Ecuación de estado de los gases ideales: De las ecuaciones de
BoyleMariotte y de CharlesGayLussac se deduce que el volumen de
un gas es proporcional, respectivamente, a su presión y a su
temperatura. Por otra parte, del principio de Avogadro se deduce
que el volumen de un gas también es proporcional a su número de
moles. Por tanto, el volumen de un gas debe ser proporcional al
producto de las tres magnitudes, presión, temperatura y número de
1 La temperatura absoluta es la temperatura medida en grados Kelvin (273ºK=0ºC)
2 Se definen las condiciones normales como aquellas en las que la presión es de 1 atmósfera (760 mm
Hg) y la temperatura de 0ºC (273ºK)

moles. Si llamamos R a la constante de proporcionalidad, obtenemos
la ley de los gases ideales3
: P∙ V=n∙R∙T
En muchas ocasiones, los trabajos teóricos y experimentales se
efectúan en condiciones normales, CN, de presión y temperatura, es decir,
a 101293 Pa (1 atm) de presión y 273 K (0 ºC) de temperatura. En estas
condiciones, un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L.
Mezcla de gases. Presión parcial
Experimentalmente se observa que, debido a la gran capacidad de
difusión de los gases, cuando se mezclan cada uno se comporta como si
ocupase la totalidad del volumen del recipiente que los contiene. Por
ello, cada gas ejerce la misma presión que si ocupase él solo todo el
recipiente a la temperatura de la mezcla.
En una mezcla de gases, la presión parcial de un gas es la que
ejercería si ocupase, aisladamente, el volumen total de la mezcla a la
misma temperatura. Si tenemos una mezcla formada por nA moles del gas A y
nB moles del gas B, cada gas componente cumple:
PA ∙ VA=nA ∙R ∙TA
PB ∙VB=nB ∙R ∙TB
}→(PA+PB)∙ V=(nA +nB)∙R ∙T
P∙ V=nT∙ R ∙T←→P=PA+PB
5. Ley de Dalton de las presiones parciales: La presión total de una
mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de
todos los gases que la componen, en las mismas condiciones de
temperatura. P=PA +PB+PC+...
Ejercicio
¿Cuáles son las presiones parciales del hidrógeno y del helio en una mezcla
formada por 2,0g de H2 y 5,0g de He que ocupa un volúmen de 10,0L a 20ºC?
nH2
=
mH2
MH2
=
2,0g
2,0 g·mol
−1
=1,0 mol
nHe=
mHe
MHe
=
5,0 g
4,0 g·mol
−1
=1,25mol}→
{χH2
=
nH2
nHe+nH2
=
1,0
1,25+1,0
=0,44
χHe=
nHe
nHe +nh2
=
1,25
1+1,25
=0,56
3 R=0,082atm∙L∙ºk ¹ = 8,314 J∙ºK ¹⁻ ⁻

P=
n·R·T
V
=
2,25(mol)·8,31(Pa ·m
3
·K
−1
·mol
−1
)·293 ºK
10,0·10
−3
(m
3
)
=5,48 ·10
5
Pa
{PH2
=χH2
· P=0,44·5,48 ·10
5
=2,41 · 10
5
Pa
PHe=χHe ·P=0,56 ·5,48 ·10
5
=3,07· 10
5
Pa
__En resumen__________________________________________________
Cuestiones a tener en cuenta
• Al multiplicar por el número de avogadro:
◦ Si la sustancia es un compuesto, se obtiene el número de
moléculas.
◦ Si la sustancia es un elemento, se obtiene el número de átomos.
• Al multiplicar por el número de Avigadro debemos escribir:
Nº moles∙6,022∙1023
moléculas/mol= ⏟
Resultado
moléculas
• Al multiplicar por la masa molecular (M) debemos esrcibir:
Nº moles∙M gramos/mol= ⏟
Resultado
gramos
• Al multiplicar por 22,4 debemos escribir:
Nº moles∙22,4 litros/mol= ⏟
Resultado
litros
__Ejercicios____________________________________________________
P. 1: ¿Cuántas moléculas de butano (C4H10) hay en 6 moles del mismo?

P. 2: ¿Cuántos moles son 100 g de cloruro de bario (BaCl2)?
P. 3: ¿Cuántos moles de átomos de aluminio (Al) hay en 135 g de dicho
metal?
P. 4: ¿Cuántas moléculas de propano (C3H8) hay en 0,88 g del mismo?
P. 5: ¿Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en 3 moles de H2?

P. 6: Un frasco de laboratorio contiene 100 g de carbonato de sodio
(Na2CO3). ¿Cuántos átomos de sodio, de carbono y de oxígeno hay en el frasco?
P. 7: Dos moles de trióxido de azufre (SO3): ¿Cuántas moléculas
contienen? ¿Cuántos átomos de azufre? ¿Cuántos átomos de oxígeno?
P. 8: Dos moles de ácido fosfórico contienen (H3PO4): ¿Cuántos átomos
de hidrógeno tiene? ¿Cuántos de oxígeno? ¿cuántos de fósforo?
P. 9: En un recipiente cerrado hay 38 g de trióxido de dinitrógeno (N2O3)
gas. ¿Cuántos moles hay? ¿Cuántas moléculas de N2O3? ¿Cuántos átomos de
nitrógeno? ¿Cuántos átomos de oxígeno?

P. 10: En un recipiente cerrado hay 132 g de propano (C3H8). ¿Cuántos
moles hay? ¿Cuántas moléculas hay de propano? ¿Cuántos átomos de carbono?
¿Cuántos átomos de hidrógeno?
P. 11: Disponemos de 100 gramos de Fe2(SO4)3 .¿Cuántas moléculas
contienen? ¿Cuántos átomos de hierro, de oxígeno y de azufre?
P. 12: ¿Cuántas moléculas de ácido sulfúrico H2SO4 hay en 490 gramos de
dicho ácido?

P. 13: Calcula los gramos que tienes que pesar para obtener 2,3 moles de
cloruro de sodio (NaCl).
P. 14: ¿En cuál de los siguientes casos hay mayor número de moléculas?
Tres moles de oxígeno., 51 gramos de amoniaco o 6,023 · 1024
moléculas de
nitrógeno.
P. 15: Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno (N2) a 25ºC y 0,8 atm.
Otro de 50 ml contiene helio (He) a 25ºC y 0,4 atm. Calcular el nº de moles,
moléculas y átomos de cada recipiente.

P. 16: Calcula el número de átomos contenidos en: 10 g de agua, en 0,2
moles de C4H10 y en 10 L de oxígeno (O2) en condiciones normales
P. 17: En 156 gramos de Al(OH)3 ¿Cuántos átomos de oxígeno hay?
P. 18: En una muestra de FeCl3 se han detectado 3,1 · 1024 átomos de Cl,
¿Cuántas moléculas de FeCl3 había?
P. 19: ¿Qué volumen ocupan en condiciones normales 1024
moléculas de CO2?

P. 20: ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de carbono (C)?
P. 21: ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 10 litros de H2(g) en
condiciones normales?
P. 22: En 37 gramos de Ca(OH)2 ¿Cuántos átomos de oxígeno hay?
P. 23: En una muestra de CCl4 se han detectado 3,1 · 1024
átomos de Cl,
¿Cuántas moléculas de CCl4 había?

P. 24: Un recipiente contiene 0,2 m³ de cierto gas a la presión de 100 atm.
¿Qué volumen ocuparía el gas si estuviera a la presión normal y a la misma
temperatura?
P. 25: Un gas a 30 ºC ocupa 3,25 litros. Si la presión se mantiene constante,
¿cuál será el volumen del gas si lo enfriamos hasta 2ºC?
P. 26: Una cantidad de gas que ocupa un volumen de 3 L a 25 ºC y 740 mm
de Hg de presión, ¿qué volumen ocupará en condiciones normales?
P. 27: Calcula el número de moles que contiene un gas que ocupa un volumen
de 3 L a 25 ºC de temperatura y 740 mm de Hg de presión.

P. 28: Determina el número de moles de dióxido de carbono (CO2) que
contienen 100 g de este gas y su volumen en condiciones normales..
P. 29: Calcula la presión que ejerce una mezcla de 40 g de O2 y 49 g de
N2, que ocupa 25 L a 30 ºC, y la presión parcial de cada componente.
P. 30: Determina a qué presión debe someterse un gas que ocupa 80L a
2atm si queremos que tenga un volumen de 10L sin variar la temperatura.
P. 31: Determina el volumen que ocuparán en condiciones normales 100 g de
butano (C4H10).

P. 32: Un recipiente de 100 L contiene un gas a 1,5 atm de presión. Calcula
el volumen que ocupará este gas cuando se deje expansionar, a temperatura
constante, hasta una presión de 0,5 atm.
P. 33: Tenemos 700 mL de un gas a 25 ºC y 710 mm de Hg y los
transvasamos a otro recipiente de 1 L. Determina la presión en el nuevo
recipiente si aumentamos la temperatura a 110 ºC.
P. 34: En un recipiente de 25 L hemos introducido 50 g de Ar y 30 g de
He, a 0 ºC. Calcula la presión dentro del recipiente y la presión parcial de cada
gas.
P. 35: Si 20 litros de aire se colocan dentro de un recipiente a una presión
de 1 atm, y se presiona el gas hasta alcanzar el valor de 2 atm. ¿Cuál será el
volumen final de la masa de aire si la temperatura se mantiene constante?

P. 36: Si cierta masa de gas, a presión constante, llena un recipiente de 20
litros de capacidad a 124 ºC, ¿qué temperatura alcanzará la misma cantidad de gas
a presión constante, si el volumen aumenta a 30 litros?
P. 37: Si cierta masa de gas contenido en un recipiente rígido a 100 ºC
posee una presión de 2 atm, ¿qué presión alcanzará la misma cantidad de gas si la
temperatura aumenta a 473 ºK?
P. 38: En un recipiente hay 16,4 L de un gas ideal a 47 ºC y una presión
de 1 atm. Si el gas se expande hasta ocupar un volumen de 22 L y la presión se
reduce a 0,8 atm, ¿cuál será la temperatura final del sistema?

P. 39: Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno (N2) a 25 ºC y 0,8 atm y
otro recipiente de 50 ml oxígeno (O2) a 25 ºC y 0,4 atm. Calcular: El nº de
moles, moléculas y átomos de cada recipiente.
Si se conectan los dos recipientes del ejercicio anterior a través de un
tubo capilar, ¿cuáles serán las presiones parciales de cada gas y cuál la presión
total?
P. 40: En un recipiente de 10 litros se mezclan 6 g de hidrógeno (H2) con
8,6 gramos de oxígeno (O2) y, después de cerrado, se calienta a 300 ºC. Calcula
la presión parcial de cada uno de los gases y la presión total de la mezcla.

__Disoluciones_________________________________________________
Una disolución es una mezcla homogénea4
a nivel molecular o iónico de
dos o más sustancias que no reaccionan entre sí y cuyos componentes se
encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. También se
puede definir como una mezcla homogénea formada por un disolvente y por
uno o varios solutos.
Se suele llamar disolvente al componente que tiene el mismo estado
de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros
componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al
componente que interviene en mayor proporción de masa.
La concentración de una disolución nos indica la relación existente
entre sus dos componentes. Puede expresarse de distintas formas:
1. Gramos por litro:
g
L
=
gramos de soluto
Litros de disolución
2. Porcentaje en masa:
0
/0 Masa=
masa de soluto
masa de disolución
∙100
3. Porcentaje de volumen:
0
/0 Volumen=
volumen de soluto
volumen de disolución
∙100
4. Molaridad o concentración molar: M=
moles de soluto
Volumen (Litros) de disolución
5. Molalidad: m=
moles de soluto
kg de disolvente
6. Fracción Molar:
χsoluto=
moles de soluto
moles totales
χdisolvente=
moles de disolvente
moles totales
}→χs+χd=1
Ejercicio
Se desea preparar dos litros de disolución 3 M de H2SO4 a partir de un
ácido comercial cuya etiqueta indica que su concentración centesimal es de 90% y
su densidad 1,85 g/mL. Determina:
1. Molaridad del ácido comercial.
2. Volumen necesario para preparar la disolución pedida.
4 Homogénea implica que las proporciones relativas de cada componente de la disolución soluto y
disolvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución.

La disolución comercial (frasco de laboratorio) va a tener la misma concentración
independientemente del volumen del frasco, así que lo más fácil es suponer que el frasco
del laboratorio es de 1 litro. Obtenemos los gramos de soluto que hay en un frasco de 1litro
de disolución y lo llevamos a la fórmula de la molaridad. (H2 SO4≡98 u)
1,85g /mL≡1850 g /L→ (el 90% son H2 SO4) →1850 g /L·
90
100
=1665g H2 SO4 /L
MÁcido comercial=
nSoluto
LDisolución
=
1665
98
mol
1 L
=16,9898 mol/L
A partir de los datos de la disolución que queremos preparar obtenemos los gramos
de soluto que necesitamos con la fórmula de la molaridad; esos gramos les vamos a sacar
del frasco comercial, teniendo en cuenta que no es puro (%) y que es líquido (densidad).
MH2SO4 deseado=3=
n
2 L
→n=6 moles (a sacar de la disolución comercial)
1 Ldisolución comercial→16,9898 moles
xL disolución comercial→6moles }→x=0,3532 Ldisolución comercial son necesarios
__Ejercicios____________________________________________________
P. 41: Calcula la concentración en % en masa de una disolución obtenida
disolviendo 10 g de NaOH en 150 g de agua.
P. 42: Calcula el porcentaje en volumen de alcohol en una solución preparada
diluyendo 80 mL de alcohol en agua hasta completar 1 L.

P. 43: Calcula la concentración en gramos por litro de la disolución obtenida
al mezclar 319 g de sulfato de cobre (II) – CuSO4 - con agua hasta completar
dos litros.
P. 44: ¿Qué volumen de disolución debemos preparar con 500 mL de alcohol
para que la solución resultante tenga un 40 % en volumen de alcohol?
P. 45: Una botella contiene 750 g de agua azucarada que contiene un 60 %
de azúcar. Calcula cuantos gramos de azúcar contiene.
P. 46: Una disolución está formada por 8 g de soluto y 250 g de agua.
Sabiendo que la densidad de la disolución es de 1,08 g/cm3. Calcula la
concentración de la disolución en g/l.

P. 47: Calcula la molaridad de una disolución que se obtiene disolviendo
175,35 g de cloruro sódico, NaCl, en agua hasta completar 6 litros de disolución.
P. 48: Calcula la molaridad de una disolución que se obtiene disolviendo 25 g
de cloruro potásico, KCl, en 225 g de agua, sabiendo que la densidad de la
disolución es de 2,1 g/mL.
P. 49: ¿Cuántos gramos de ácido nítrico, HNO3, se encuentran en 200 mL
de una disolución 2,5 M?
P. 50: Calcula el % en volumen de una disolución preparada mezclando 250
cm3
de alcohol etílico (CH3CH2OH) con agua hasta completar 2 litros.
P. 51: Una disolución está formada por 25 g de hidróxido de calcio, Ca(OH)2,
en 750 mL de disolución. Calcula la molaridad.

P. 52: Se tiene una disolución de ácido sulfúrico (H2SO4) al 48 % en masa.
Sabiendo que su densidad es de 1,18 g/mL, calcula la molaridad de la disolución.
P. 53: Se tiene una disolución de hidróxido de potasio (KOH) al 20 % en
masa y densidad 1,05 g/mL. Calcula el volumen que debemos tomar de ésta
disolución para preparar 1 litro de disolución 2 M.
P. 54: Si una disolución tiene una densidad de 1,2 g/cm3
. ¿Cuánto pesa 1 litro
de dicha disolución? Si esta disolución es de NaOH al 30 % en masa, ¿cuál es su
molaridad?
P. 55: El ácido clorhídrico (HCl) comercial es 35 % en masa y densidad 1,18
g/mL. ¿Cuál es su M?

P. 56: Se disuelven 5 g de ácido clorhídrico (HCl) en 35 g de agua. La
densidad de la disolución es 1,06 g/mL. Hallar la concentración de la disolución en
% en masa, en g/l y en M.
P. 57: Determina la masa de hidróxido de sodio (NaOH) comercial, de
pureza 90 %, necesaria para preparar 100 mL de disolución 1,25 molar.
P. 58: Determina el volumen de ácido clorhídrico comercial (HCl), de
densidad 1,2 g/mL y pureza el 30 %, que hay que tomar para preparar 250 mL de
disolución 0,3 M.
P. 59: Se desea preparar un litro de disolución 1 M de ácido sulfúrico
(H2SO4) a partir de un ácido comercial cuya etiqueta indica que su concentración
centesimal es de 90 % y su densidad 1,85 g/mL. Determina: M del ácido
comercial y volumen necesario para preparar la disolución pedida.

P. 60: Calcula el % en masa en una disolución de 16,5 g de cloruro cálcico
(CaCl2) en 456 g de H2O.
P. 61: Calcula el porcentaje en masa de yodo, I2, en una solución que
contiene 0,065 moles de I2 en 120 gramos de tetracloruro de carbono, CCl4.
P. 62: Calcula la molaridad de una disolución acuosa que contiene 10,5 g de
cloruro sódico (NaCl) en 350 mL de disolución.
P. 63: Calcula la molaridad de una disolución acuosa que contiene 25 g de
bromuro de magnesio (MgBr2) en 0,355 L de disolución.

P. 64: El ácido ascórbico (vitamina C) es una vitamina soluble en agua. Una
solución que contiene 80,5 gramos de ácido ascórbico (C6H8O6) disuelto en 210 g
de agua tiene una densidad de 1,22 g/mL a 55 °C. Calcula el porcentaje en masa
y la molaridad de ácido ascórbico en la disolución.
P. 65: Una disolución que contiene 571,6 g de ácido sulfúrico (H2SO4) por
litro de disolución tiene una densidad de 1,329 g/cm3. Calcula % en masa y M.
P. 66: El ácido nítrico acuoso comercial tiene una densidad de 1,42 g/mL y
es 16 M. Calcula el porcentaje en masa de HNO3 en la disolución.
P. 67: El amoniaco acuoso concentrado comercial tiene 28 % en masa de NH3
y una densidad de 0,90 g/mL. Calcula la molaridad de esta disolución.

P. 68: Calcula el número de moles de soluto que están presentes en cada
una de las disoluciones siguientes:
a. 400 mL de MgBr2 0,240 M;
b. 80,0 mL de glucosa (C6H12O6) 0,460 M
c. 3,00 L de Na2CrO4 0,04 M.
P. 69: ¿Cómo se prepararían 25 mL de una disolución 1,2 M de cloruro
potásico (KCl) a partir de una disolución de repuesto que es 3,0 M?
P. 70: Si se parte de un ácido nítrico del 68 % en peso, y densidad 1,52
g/mL. ¿Qué volumen debe utilizarse para obtener 100 mL de ácido nítrico del 55 %
en peso y densidad 1,43 g/mL?

P. 71: Se tiene una disolución de ácido sulfúrico, de riqueza del 98 % en
peso y densidad 1,84 g/cm3. Calcula la molalidad del citado ácido y el volumen de
ácido sulfúrico necesario para preparar 100 cm3 de disolución del 20 % y densidad
1,14 g/cm3.
P. 72: Una disolución 0,650 M de ácido sulfúrico en agua tiene una densidad
de 1,036 g/mL a 20 ºC. Calcula la concentración de esta disolución expresada en:
Fracción molar, Tanto por ciento en peso y Molalidad
P. 73: Se quiere preparar una disolución de H2SO4 del 20 % y densidad 1,14
g/cm3
a partir de una disolución concentrada del 98 % y densidad 1,84 g/cm3.
.
Determinar la molaridad de la disolución concentrada y calcular la cantidad, en
volumen, de H2SO4 concentrado que hay que tomar para preparar 100 mL de la
disolución diluida.

__Ecuaciones químicas__________________________________________
Una reacción química es un proceso por el cual una o varias
sustancias iniciales, denominadas reactivos, se transforman en otra u
otras finales, denominadas productos, diferentes de las iniciales.
Una ecuación química es la representación escrita y abreviada de una
reacción química a la que describe tanto cualitativa como
cuantitativamente.
Para interpretar correctamente una ecuación química, conviene tener
en cuenta lo siguiente:
 La ecuación química no es una descripción completa de lo que sucede
durante una reacción; solamente expresa el estado inicial de la
transformación, es decir, los reactivos, y el estado final de ella,
es decir, los productos.
 La ecuación química no informa acerca de aspectos tan importantes
como el mecanismo de transformación, o sea, los pasos intermedios
que deben suceder para que los reactivos formen los productos.
 La ecuación química no indica si la transformación tuvo lugar rápida
o lentamente, o si se produjo de forma espontánea o no.
Es conveniente recordar el significado de los signos convencionales
utilizados:
 Representamos las sustancias mediante fórmulas. En el primer miembro
escribimos los reactivos y en el segundo los productos. Si hay
varios reactivos o varios productos los separamos mediante el signo
+.
 Separamos los dos miembros de la ecuación mediante una flecha que
indica el sentido de la transformación.
 Sólo describimos las sustancias que intervienen propiamente en la
reacción, no se hace constar, por ejemplo, el agua de disolución.

 Frecuentemente se indica el estado físico de las sustancias que
intervienen. Después de la fórmula se añaden los símbolos (s), (l),
(g) y (aq), según se hallen en estado sólido, líquido, gas o en
disolución acuosa.
 En ocasiones se emplean algunos símbolos para indicar otras
características del proceso:
 El símbolo Δ colocado sobre la flecha que indica el sentido de
la transformación significa calentamiento.
 Una flecha junto a un producto significa desprendimiento de ↑
gas.
 Una flecha junto a un producto significa formación de un ↓
precipitado sólido.
La ecuación química también debe expresar las cantidades relativas
de las sustancias que intervienen. Para ello, el número de átomos de cada
elemento debe ser igual en ambos miembros. Esta operación se denomina
ajustar o igualar una ecuación química.
Ajustar una ecuación química
Ajustar una ecuación química consiste en asignar a cada fórmula un
coeficiente adecuado de modo que en los dos miembros haya el mismo número
de átomos de cada elemento.
Para determinar los llamados coeficientes estequiométricos de una
ecuación química suelen utilizarse dos métodos:
a) Método de tanteo: se utiliza en ecuaciones sencillas. Consiste en
aplicar el método de ensayoerror, probar cuál puede ser el
coeficiente adecuado para cada sustancia, de modo que se iguale el
número de átomos de cada elemento en los dos miembros.
b) Método de sistema de ecuaciones algebraicas: se emplea en los casos
en que resulta más complicado asignar los coeficientes por tanteo.
Consiste en asignar un coeficiente literal provisional a cada
fórmula y establecer para cada elemento una ecuación que satisfaga
la igualación de los átomos en los dos miembros. La resolución del
sistema de ecuaciones proporciona los coeficientes estequiométricos
definitivos.
Ejercicio
Ajustar la reacción química: a CH3 OH +b O2 →c CO 2 + d H2 O

El ajuste consiste en determinar los coeficientes estequiométricos a, b, c y d.
Para ello se aplican balances de materia a cada elemento químico, de forma que teniendo en
cuenta la ecuación química resulta que:
{
C : a=c
H: 4 a=2 d
O: a+2 b=2 c+d
→
{
a=1
b=
3
2
c=1
d=2
→2 CH3 OH +3 O2→2CO2+4H2 O
⏟
Ecuación ajustada
__Ejercicios____________________________________________________
P. 74: Ajusta por tanteo las siguientes ecuaciones químicas:
a. C3H8 + O2 CO→ 2 + H2O
b. Na2CO3 + HCl NaCl + CO→ 2 + H2O
c. PBr3 + H2O HBr + H→ 3PO3
d. CaO + C CaC→ 2 + CO
e. H2SO4 + BaCl2 BaSO→ 4 + Hcl

P. 75: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método de sistema
de ecuaciones algebraicas:
a) KClO3 KCl + O→ 2
b) HCl + Al AlCl→ 3 + H2
c) KOH + Cl2 KClO→ 3 + KCl + H2O
d) HNO3 + Cu Cu(NO→ 3)2 + NO + H2O
e) H2S + O2 SO→ 2 + H2O

__Cálculos estequiométricos______________________________________
Las ecuaciones químicas ajustadas permiten realizar cálculos
cuantitativos de gran utilidad, tanto en el laboratorio como en la
industria química, relacionando las masas de reactivos y productos, e
incluso, los volúmenes de éstos cuando son gases.
Este tipo de cálculos, denominados cálculos estequiométricos, se
basan en la utilización de los conceptos de mol, masa molar y volumen
molar, y en el hecho de que los coeficientes estequiométricos de una
ecuación química indican la relación en moléculas o en moles de cada
sustancia que interviene en la reacción.
El término «estequiometría» procede de las palabras griegas
“stoicheion” elemento y “metron” medida; es la parte de la química que se
ocupa de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que
intervienen en las reacciones químicas. La estequiometria es la ciencia
que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los
elementos químicos que están en una reacción química.
Una vez establecida la ecuación química de un proceso, se pueden
seguir los siguientes tres pasos:
1. Convertir las cantidades de sustancias dadas a moles.
2. Convertir los moles de las sustancias dadas a moles de las
sustancias que se desean.
3. Convertir los moles de las sustancias deseadas a las unidades de
cantidad requeridas.
Ejercicio
El oxígeno se prepara calentando el clorato de potasio (KClO3). ¿Cuál es
el peso de O2 obtenido a partir de 6,0g de KClO3?
El primer paso consiste en escribir a ecuación ajustada de la reacción:
2 K ClO3→2KCl+O2
Planteamos el problema. Necesitamos conocer los moles de clorato que están
reacciionando en realidad: Moles de K Cl O3=
6g
122,6
g
mol KClO3
=0,0489 mol KClO3

De acuerdo con la estequiometría de la reacción, por cada dos moles de clorato
seproducen tres moles de la molécula de oxígeno. Por tanto:
Moles de O2=
3
2
·(mol KClO3)=
3
2
·0,0489 mol KClO3 =0,0733 molesO2
Que corresponden a: 0,0733 molesO2 ·
32 gr O2
1 mol O2
=2,345 g O2
__Ejercicios____________________________________________________
P. 76: El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio produciendo
sulfato de sodio (Na2SO4) y cloruro de hidrógeno gas (HCl). Calcula cuantos
gramos de cloruro de hidrógeno se pueden obtener a partir de 46,0 g de NaCl.
P. 77: Calcula los gramos de clorato de potasio (KClO3) que deben
descomponerse por calentamiento para obtener 8,0 g de oxígeno (O2). En la
reacción también se obtiene cloruro de potasio (Kcl).

P. 78: Cuando el carbonato de calcio (CaCO3) reacciona con el ácido
clorhídrico (HCl), se obtiene cloruro de calcio (CaCl2), dióxido de carbono gas
(CO2) y agua (H2O).
a) Calcula el volumen de dióxido de carbono (CO2), en condiciones
normales, formado cuando reaccionan totalmente 100,0 g de carbonato.
b) Calcula los gramos de cloruro de calcio que se obtienen en la misma
reacción.
P. 79: La reacción del nitrógeno gas (N2) con el oxígeno gas (O2) da lugar a
la formación de dióxido de nitrógeno gas (NO2). Calcula los litros de nitrógeno
(N2), medidos a 20 ºC y 750 mm Hg, necesarios para obtener 100,0 g de dióxido
de nitrógeno.

P. 80: En la combustión de 88 gramos de propano (C3H8), en condiciones
normales: ¿Cuántos litros de CO2 emitimos a la atmósfera? ¿Cuántos gramos de
oxígeno necesito para que reaccionen los 88 gramos de C3H8?
P. 81: En la combustión de una bombona de 50 litros de butano (C4H10), en
condiciones normales: ¿Cuántos litros de CO2 emitimos a la atmósfera?
¿Cuántos gramos de oxígeno necesito para que reaccionen los 50 L de C4H10?
P. 82: La combustión completa del etanol (C2H6O) genera dióxido de
carbono (CO2) y agua (H2O). Calcule el número de moléculas de agua que se
producirán al quemar 1 kg de etanol. ¿Cuántos moles de etanol reaccionan con 1
m3 de oxígeno (O2), medido en condiciones normales?

P. 83: El amoniaco (NH3) arde con el oxígeno (O2) del aire en condiciones
adecuadas y en presencia de catalizadores para dar monóxido de nitrógeno (NO)
y agua (H2O). Ajuste la reacción de combustión. Determine la cantidad de O2, en
gramos, que se necesita para quemar 1 kg de NH3 y calcule el volumen de monóxido
de nitrógeno (NO) obtenido a partir de las cantidades de reactivo del apartado
b, medido en condiciones normales.
P. 84: La combustión completa del etanol (CH3CH2OH) genera dióxido de
carbono (CO2) y agua (H2O). Calcule el número de moléculas de agua que se
producirán al quemar 15 moléculas de etanol. ¿Cuántos moles de etanol reaccionarán
con 5,1 · 1024
moléculas de oxígeno (O2)?

P. 85: Por combustión de propano (C3H8) con suficiente cantidad de oxígeno
(O2) se obtienen 300 litros de dióxido de carbono (CO2) medidos a 0,96 atm y
285 K. Calcular el número de moles de todas las sustancias. Y el volumen de aire
necesario, en condiciones normales, suponiendo que la composición volumétrica del
aire es 20 % de oxígeno (O2) y 80 % de nitrógeno (N2).
P. 86: El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción
MnO2 + 4 HCl MnCl→ 2 + 2 H2O + Cl2.
Calcule la cantidad de reactivos necesarios para obtener 100 L de cloro
medidos a 15 ºC y 720 mm Hg. y el volumen de ácido clorhídrico 0,6 M que habrá
que utilizar.

__Cálculos con reactivos no puros_________________________________
En todos los cálculos realizados hasta ahora se ha supuesto que las
masas de los reactivos a partir de las cuales se obtienen los productos
son totalmente puras. Sin embargo, es normal que los reactivos contengas
alguna cantidad de otras sustancias que las impurifiquen. En tales casos
sólo debemos considerar en los cálculos estequiométricos la cantidad de
reactivo puro de que se disponga.
Por otra parte, se puede determinar la pureza de un reactivo
conociendo la cantidad de producto obtenido a partir de él.
Ejercicio
Calcula el volumen de hidrógeno gas, medido en condiciones normales, que
se obtendrá tratando con ácido clorhídrico 20,0 g de cinc metálico del 85 % de
pureza, sabiendo que también se obtiene cloruro de cinc
2 HCl(aq)+Zn(s)→Zn Cl2(aq)+H2(g )
20 g Zn impuro·
85g Zn
100g Zn impuro
·
1 mol Zn
65,4g Zn
·
1 mol H2
1 mol Zn
·
22,4 L H2
1 mol H2
=5,82LH2
Ejercicio
Ejemplo: Una muestra de 6,5 g de NaHCO3, impurificada con algo de sulfato
de sodio, se descompone por calentamiento y produce 0,80 L de CO2 a 22 ºC y
760 mm Hg. Halla el tanto por ciento de NaHCO3 en la muestra.
NaH CO3(s)→CO2 (g )+NaOH(s)
Como el volumen que nos dan de dióxido de carbono no está en c.n., pasamos este
volumen a moles haciendo uso de la ecuación de los gases ideales:
n=
P·V
R·T
=
1·0,8
0,082· 295
=0,0331 mol CO2
Calculamos la masa de NaH CO3 que ha debido descomponerse para producir esta
cantidad de moles:
0,0331 mol CO2 ·
1 mol NaHCO3
1 mol CO2
·
84g NaHCO3
1 mol NaHCO3
Y finalmente calculamos el porcentaje de NaH CO3 presente en la muestra
sabiendo que en los 6,5g de muestra hay 2,78g de NaH CO3

O
/O NaHCO3=
masa NaHCO3
masamuestra
·100=
2,78
6,5
·100=42,77
O
/O
__Ejercicios____________________________________________________
P. 87: El butano, C4H10, se quema produciendo dióxido de carbono y agua.
Calcula cuántos litros de aire, que contiene un 21 % de oxígeno, se necesitan para
quemar, en condiciones normales, 100,0 g de butano.
P. 88: Calcula el porcentaje de cobre en una muestra de 5,0 g de aleación
de cobre y cinc si al tratarla con ácido sulfúrico diluido, que sólo ataca al cinc, se
desprenden 0,324 L de hidrógeno gas, medido a 20 ºC y 750 mm Hg.
P. 89: ¿Cuál es la pureza de una disolución de galena (PbS) si en la
tostación de 5 g de ella se han producido 420,6 cm3 de SO2 (cn)? La ecuación
química es: PbS + O2 PbO + SO→ 2.

P. 90: Una muestra comercial de 0,712 gramos de carburo de calcio (CaC2)
fue utilizada en la producción de acetileno, mediante una reacción con exceso de
agua: CaC2 + 2 H2O Ca(OH)→ 2 + C2H2
Si el volumen de gas acetileno recogido, medido a 25 ºC y 745 mm Hg fue
de 0,25 litros, halla el porcentaje de carburo de calcio puro en la muestra
comercial.
P. 91: Calcular la riqueza en CaCO3 de una caliza, sabiendo que 13,06 g de la
misma reaccionan con 89,5 cm3 de una disolución de clorhídrico 2,43 M.
P. 92: Calcular la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato cálcico es
del 83,6 %, que podrán ser atacados por 150 mL de disolución de ácido clorhídrico
1 M. (CaCO3 + HCl CaCl→ 2 + CO2 + H2O)

__Reactivo limitante y reactivo en exceso___________________________
Cuando se lleva a cabo una reacción química, es habitual no utilizar
las cantidades de reactivos exactamente estequiométricas, es decir,
proporcionales al número de moles que indican los coeficientes. Por el
contrario, es preferible que uno de los reactivos intervenga en cantidad
superior a la estequiométrica, el reactivo en exceso.
Este proceder, tiene por finalidad lograr la reacción completa del
otro reactivo, que es el primero en consumirse y recibe el nombre de
reactivo limitante. El reactivo limitante es el reactivo que determina la
máxima cantidad de producto que es posible obtener.
Cuando el reactivo limitante se agota, la reacción termina. En ese
momento, aún queda parte de reactivo en exceso sin reaccionar y, en
principio, puede ser recuperado.
A la hora de trabajar, primero determinaremos cuál es el reactivo en
exceso, para ello:
 Calculamos el número de moles de reactivos.
 Hallamos la relación entre estos moles.
 Comparamos esta relación con la relación molar que se deduce de la
ecuación ajustada. El reactivo cuyo número de moles sobrepasa el
exigido es el reactivo en exceso.
 A continuación, llevamos a cabo los cálculos habituales con el dato
del reactivo limitante.
Ejercicio
Hacemos reaccionar 20g de cloro con 20g de sodio en las condiciones
adecuadas para obtener cloruro sódico. ¿Cuántos gramos de NaCl se obtienen?
¿Qué cantidad de reactivo excedente queda sin reaccionar?
Cl2+2Na→2 NaCl
Determinamos el número de moles de cada reactivo disponibles:
{nCl2
=20g ·
1 mol Cl2
71 g Cl2
=0,28 Moles
nNa=20 g·
1 molNa
23 g Na
=0,87 moles

Según la estequiometría, el número de moles necesariosde Na empleando 0,28
moles de Cl2 están en relación de 1 a 2. Así que sólo serán necesarios 0,56 moles de Na
(0,28·2 = 0,56). Por tanto, el Na es el reactivo en exceso (sobran 0,87-0,56 = 0,31 moles
NaCl) y el Cl2 el reactivo limitante.
Realizamos los cálculos en base a los datos de reactivo limitante:
nNaCl =0,28 molesCl2 ·
2 molesNaCl
1 molCl2
=0,56 Moles
rightarow mNaCl=0,56 molesNaCl·
58,5 g NaCl
1 mol NaCl
=32,8 g NaCl
__Ejercicios____________________________________________________
P. 93: Se desean quemar 55,8 L de gas metano, CH4, medidos en
condiciones normales, utilizando para ello 200 g de oxígeno. La reacción produce
dióxido de carbono y agua. Calcula los gramos de CO2 que se obtendrán.
P. 94: A alta temperatura, el hierro y el azufre reaccionan formando sulfuro
de hierro (II). Calcula los gramos de sulfuro de hierro (II) que se pueden
obtener si se dejan reaccionar 7,6 g de hierro, Fe, con 9,5 g de azufre, S, y la
cantidad de reactivo en exceso que quedará al término de la reacción.
P. 95: El ozono, O3, existente en la alta atmósfera terrestre, parece que
reacciona con el óxido nítrico, NO, procedente de las emisiones de los aviones
de reacción según la ecuación: O3 + NO O→ 2 + NO2. Calcula cuántos gramos de
NO2 se producen si reaccionan 0,74 g de O3 con 0,67 g de NO.

P. 96: Se hacen reaccionar 6 g de aluminio con 50 mL de disolución 0,6 M
de ácido sulfúrico, produciéndose sulfato de aluminio y gas hidrógeno. Calcula el
volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, y la masa de sulfato de
aluminio que se formará en la reacción.
P. 97: Calcula la masa de agua que se formará si hacemos reaccionar 5,0 g
de H2 con 5,0 g de O2.
P. 98: El hidrógeno y el oxígeno gaseosos reaccionan, en condiciones
adecuadas, dando agua líquida. Si se hacen reaccionar 10 litros de H2 con 3,5 litros
de O2 medidos en condiciones normales. Escriba la reacción ajustada y determine
que gas y en qué cantidad, expresada en gramos, queda en exceso después de la
reacción. ¿Qué volumen de agua medido en mL se obtiene? (densidad = 1 g/mL)

P. 99: Se tratan 6 gramos de aluminio en polvo con 50 cm3
de disolución
acuosa de ácido sulfúrico 0,15 M, produciéndose sulfato de aluminio y gas
hidrógeno. Calcular cuál de los dos reactivos está en exceso y el peso de
sulfato de aluminio que se obtendrá en la reacción .
P. 100: El sulfuro de cinc (sólido) reacciona con el oxígeno y se obtiene
óxido de cinc (sólido) y dióxido de azufre (gas). Se hace reaccionar una mezcla
formada por 20 g de ZnS y 20 litros de O2 en condiciones normales. Determina:
El reactivo limitante y los moles que sobrarán del que está en exceso, la
masa de óxido de cinc que se obtendrá, el volumen de dióxido de azufre, en
condiciones normales, cuando acabe la reacción y el volumen total de gas
(suponiendo los volúmenes aditivos), en c.n., cuando acabe la reacción.

P. 101: Una mezcla de 100 kg de CS2 y 200 kg de Cl2 se pasa a través de
un tubo de reacción y calentando se produce la reacción: CS2 + 3 Cl2 CCl→ 4 +
S2Cl2. Indicar el reactivo que no reaccionará completamente, la cantidad de éste
que no reacciona y la cantidad de S2Cl2 que se obtendrá.

__Rendimiento de las reacciones__________________________________
Hasta ahora hemos supuesto siempre que las reacciones suceden de tal
modo que todo el reactivo limitante se transforma en producto. De hecho,
no suele ocurrir así y la cantidad de producto obtenido no alcanza la que
se deduce del cálculo estequiométrico.
La relación entre la cantidad de producto obtenido en realidad y la
cantidad que debía obtenerse según la estequiometría de la ecuación se
expresa mediante el rendimiento de la reacción, que suele expresarse en
tanto por ciento.
Rendimiento=
Producto obtenido realmente
Producto calculado teóricamente
∙100
Si se trata de calcular la cantidad de producto que se obtendrá
realmente en una reacción, conociendo el rendimiento de ésta,
procederemos del siguiente modo:
Producto obt. realmente=Producto calc. teóricamente∙
Rendimiento
100
__Ejercicios____________________________________________________
P. 102: Se hacen reaccionar 10 g de Al2O3 con exceso de HCl y se
obtienen 25 g de cloruro de aluminio según la reacción:
Al2O3 (s) + 6 HCl (aq) 2 AlCl→ 3 (aq) + 3 H2O (l).
Calcula el rendimiento de la reacción.

P. 103: Calcula cuántos litros de hidrógeno gas se obtendrán en condiciones
normales tratando 90 g de cinc con exceso de ácido sulfúrico si el rendimiento
previsto para la reacción es del 80 %.
P. 104: El carbonato de amonio reacciona con el hidróxido de sodio y forma
carbonato de sodio, amoníaco gas y agua. Calcula los litros de amoníaco, medido a
43 ºC y 720 mm Hg, que se producirán, partiendo de 3,2 g de carbonato, si el
rendimiento es del 80 %.

P. 105: En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30 g de
hidruro de calcio con 30 g de agua, según la reacción, sin ajustar, CaH2 + H2O 
Ca(OH)2 + H2. Después de ajustar la reacción calcula qué reactivo sobra, en qué
cantidad y el rendimiento de la reacción si el volumen real producido fue de 34
litros.
P. 106: Calcula el volumen de hidrógeno, medido a 27 ºC y 700 mm Hg, que
se desprenderá al tratar 50 g de aluminio con ácido clorhídrico en exceso, si el
rendimiento del proceso es del 75 %. (Al + HCl AlCl3 + H2).→

__Soluciones___________________________________________________
P. 1: (Sol: 3,61 · 1024
moléculas)
P. 2: (Sol: 0,48 mol)
P. 3: (Sol: 5 mol)
P. 4: (Sol: 1,2 · 1022
moléculas)
P. 5: (Sol: 3,61 · 1024
átomos)
P. 6: (Sol: 1,13 · 1024
át. Na; 5,68 · 1023
át. de C; 1,7 ·
1024
át. de O)
P. 7: (Sol: 1,2 · 1024
) (Sol: 1,2 · 1024
) (Sol: 3,6 · 1024
)
P. 8: (Sol: 3,6 · 1024
) (Sol: 4,8 · 1024
) (Sol: 1,2 · 1024
)
P. 9: (Sol: 0,5) (Sol: 3,011 · 1023
) (Sol: 6,022 · 1023
)
(Sol: 9,033 · 1023
)
P. 10: (Sol: 3) (Sol: 1,8 · 1024
) (Sol: 5,41 · 1024
)
(Sol: 1,44 · 1025
)
P. 11: (Sol: 1,5 · 1023
moléculas; 3 · 1023
át de Fe; 4,5 ·
1023
át de S; 1,8 · 1024
át de O)
P. 12: (Sol: 3,011 · 1024
moléculas)
P. 13: (Sol: 134,5 g)
P. 14: (Sol: 1,8 · 1024
moléculas) (Sol: 1,8 · 1024
moléculas) (Sol: 6,023 · 1024
moléculas de nitrógeno)
P. 15: (Sol: N2: 6,5 · 10–4
mol; 3,9 ·1020
moléculas; 7,8 ·
1020
átomos. He: 8,2 ·10–4
mol; 4,9 · 1020
moléculas e
igual nº de átomos por ser monoatómico)
P. 16: (Sol: 1024
) (Sol: 1,69 x 1024
) (Sol: 5,38 x 10 23
)
P. 17: (Sol: 3,61 · 1024
átomos)
P. 18: (Sol: 1,03 · 1024
moléculas)
P. 19: (Sol: 37,1 L)
P. 20: (Sol: 2 · 10-23
g)
P. 21: (Sol:5,37· 1023
átomos)
P. 22: (Sol: 6,022 · 1023
)
P. 23: (Sol: 7,75 · 1023
)
P. 24: (Sol: 20 m3
)
P. 25: (Sol: 2,95 L)
P. 26: (Sol: 2,7 L)
P. 27: (Sol: 0,12 mol)
P. 28: (Sol: 2,27 mol; 50,9 L)
P. 29: (Sol: PT = 2,98 atm; PO2 = 1,24 atm ; PN2 =
1,74 atm)
P. 30: (Sol: 16 atm)
P. 31: (Sol: 38,62 L)
P. 32: (Sol: 300 L)
P. 33: (Sol: 0,84 atm)
P. 34: (Sol: PT = 7,9 atm; PAr = 1,2 atm ; PHe = 6,7
atm)
P. 35: (Sol: 10 L)
P. 36: (Sol: 595,5 K)
P. 37: (Sol: 2,54 atm)
P. 38: (Sol: 343,4 ºK)
P. 39: (Sol.: 6,548 · 10–4
mol N2; 8,185 · 10–4
mol O2;
7,886 · 1020
átomos nitrógeno; 9,858 · 1020
átomos
oxígeno) (Sol.: Ptotal = 0.514 atm)
P. 40: (Sol.: PH2=14,096 atm; PO2=1,263 atm)
P. 41: (Sol: 6,25 %)
P. 42: (Sol: 8 %)
P. 43: (Sol: 159,5 g/L)
P. 44: (Sol: 1.250 mL)

P. 45: (Sol: 450 g)
P. 46: (Sol: 33,49 g/l)
P. 47: (Sol: 0,5 M)
P. 48: (Sol: 2,8 M)
P. 49: (Sol: 31,5 g)
P. 50: (Sol: 12,5 % en volumen)
P. 51: (Sol: 0,45 M)
P. 52: (Sol: 5,77 M)
P. 53: (Sol: 534,29 mL)
P. 54: (Sol: a) 1200 g; b) 9 M)
P. 55: (Sol: 11,35 M)
P. 56: (Sol: 12,5 %; 132,5 g/l ; 3,63 M)
P. 57: (Sol: 5,56 g)
P. 58: (Sol: 7,58 mL)
P. 59: (Sol: a) 16,99 M; b) 58,86 mL)
P. 60: (Sol: 3,49 %)
P. 61: (Sol: 12,09 %)
P. 62: (Sol: 0,513 M)
P. 63: (Sol: 0,38 M)
P. 64: (Sol: a) 27,7 % b) 1,92 M)
P. 65: (Sol: a) 43,0 1 %; b) 5,83 M)
P. 66: (Sol: 71 %)
P. 67: (Sol: 14,82 M)
P. 68: (Sol: a) 9,6 · 10–2
mol de MgBr2 b) 3,68· 10–5
mol de glucosa c) 0,12 mol de Na2CrO4)
P. 69: (Sol: Tomaría 10 mL de la disolución 3 M y
añadiría 15 mL de agua)
P. 70: (Sol: 76 mL de la disolución inicial)
P. 71: (Sol: a) 500 mol/kg b) 0,0126 L)
P. 72: (Sol: a) Xs = 0,012; Xd = 0,988 b) 6,149 % c)
0,669 mol/kg)
P. 73: (Sol: a) 18,4 M b) 12,6 mL)
P. 74: (Sol: a) 1,5,3,4; b) 1,2,2,1,1; c) 1,3,3,1; d)
1,3,1,1; e) 1,1,1,2)
P. 75: (Sol: a) 2,2,3; b) 6,2,2,3; c) 6,3,1,5,3; d)
8,3,3,2,4; e) 2,3,2,2)
P. 76: (Sol: 28,70 g)
P. 77: (Sol: 20,43 g)
P. 78: (Sol: 22,38 L) (Sol: 110,88 g)
P. 79: (Sol: 26,45 L)
P. 80: (Sol: 134,4 L) (Sol: 320 g)
P. 81: (Sol: 200 L) (Sol: 464,28 g)
P. 82: (Sol: 3,92 · 1025
moléculas) (Sol: 14,88 mol)
P. 83: (Sol: 2352,9 g) (Sol: 1317,6 L)
P. 84: (Sol.: 45 moléculas) (Sol.: 2,82 mol)
P. 85: (Sol: 4,1 mol C3H8; 20,5 mol O2; 12,3 mol
CO2; 16,4 mol H2O) (Sol: 2296 L)
P. 86: (Sol: 347,6 g MnO2 y 584 g de HCl) (Sol:
26,7 L)
P. 87: (Sol: 1192,95 L)
P. 88: (Sol: 82,4 %)
P. 89: (Sol.: 89,86 %)
P. 90: (Sol.: 90,309 %)

P. 91: (Sol: 83 %)
P. 92: (Sol: 8,98 g)
P. 93: (Sol: 109,6 g)
P. 94: (Sol: 11,96 g; 5,14 g)
P. 95: (Sol: 0,71 g)
P. 96: (Sol: 0,672 L; 38 g)
P. 97: (Sol: 5,63 g)
P. 98: (Sol: 0,267 g de H2) (Sol: 5,625 mL)
P. 99: (Sol: Al; 0,855 g)
P. 100: (Sol: ZnS; sobran 0,585 mol O2) (Sol: 16,69 g)
(Sol: 4,59 L) (Sol: 17,69 L)
P. 101: (Sol.: a) CS2; 28,65 kg b) 126,8 kg)
P. 102: (Sol: 95,60 %)
P. 103: (Sol: 24,6 L)
P. 104: (Sol: 1,45 L)
P. 105: (Sol: 4,2 g H2O) (Sol: 97,14 %)
P. 106: (Sol: 55,64 L)

Índice de Contenidos
Masa atómica y molecular.............................................................................................3
El mol............................................................................................................................ 3
El estado gaseoso..........................................................................................................4
Mezcla de gases. Presión parcial..............................................................................6
En resumen...................................................................................................................7
Cuestiones a tener en cuenta...................................................................................7
Ejercicios.......................................................................................................................7
Disoluciones................................................................................................................19
Ejercicios.....................................................................................................................20
Ecuaciones químicas...................................................................................................29
Ajustar una ecuación química.................................................................................30
Ejercicios.....................................................................................................................31
Cálculos estequiométricos...........................................................................................33
Ejercicios.....................................................................................................................34
Cálculos con reactivos no puros..................................................................................39
Ejercicios.....................................................................................................................40
Reactivo limitante y reactivo en exceso......................................................................42
Ejercicios.....................................................................................................................43
Rendimiento de las reacciones....................................................................................47
Ejercicios.....................................................................................................................47
Soluciones...................................................................................................................50

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