El documento aborda el concepto de reacciones químicas, detallando cómo los reactivos se transforman en productos mediante la ruptura y formación de enlaces atómicos. Se explican métodos para ajustar reacciones químicas y se presentan ejemplos prácticos, junto con ejercicios para el ajuste de ecuaciones y cálculos estequiométricos. Además, se discuten temas como el rendimiento de las reacciones y la riqueza de las sustancias, proporcionando ejemplos aplicados en diversos contextos.

1. 1
REACCIONES QUÍMICAS
Unidad 8

2. 2
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”.

3. 3
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

4. 4
carbono oxígeno monóxido de carbono
carbono oxígeno dióxido de carbono
Cloruro de hidrógeno cinc cloruro de cinc hidrógeno

5. 5
sulfato de cobre (II) hierro sulfato de hierro (II) cobre
etanol oxígeno dióxido de carbono agua
+ +

6. 6
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.
 Métodos de ajuste:
– Tanteo (en reacciones sencillas).
– Algebraicamente (en reacciones más complejas) resolviendo un
sistema de ecuaciones.

7. 7
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

8. 8
Ejercicio: 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
5 3 4
2
2
3
3
3
2

9. 9
Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones
químicas por el método algebraico:
 a)
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)
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

10. 10
Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación
químicas por el método algebraico:
 a HNO3 + b Cu  c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O
 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 ·2), 8 de N (2·3 +2), 24 de O (8·3= 3·2·3 +2 +4) y 3 de Cu

11. 11
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.

12. 12
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).

13. 13
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 + 3H2
6 moles 2 moles 2 moles 3 moles
485,4 g 111,6 g 591,0 g 6 g
———— = ———— = ———— = ———
x 10 g y z
 Resolviendo las proporciones tendremos:
43,5 g 10 g 52,9 g 0,54 g

14. 14
Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio,
con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua
para que reaccione todo el óxido de aluminio y se
forme sulfato de aluminio 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
 M (Al2O3) = 2 · 27 u + 3 · 16 u = 102 u M
[ Al2(SO4)3 ]= 2 · 27 u + 3 · (32 u + 4 · 16 u) = 342 u
 Primero, ajustamos la reacción:
Al2 O3 + 3 H2SO4 ———— Al2(SO4)3 + 3 H2 O
 1mol 3moles 1mol 3moles
 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:

15. 15
Ejercicio:Se tratan 40 g de oxido de aluminio con
suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua 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
 Al2 O3 + 3 H2SO4 ———— Al2(SO4)3 + 3 H2 O
 102 g 3 moles 342 g
 40 g n (mol) m (g)
 102 g 3 moles 40 g · 3 mol
—— = ———  n (mol) = ————— = 1,18 mol H
1,18 mol H2
2SO
SO4
4
40 g n (mol) 102 g
 102 g 342 g 40 g· 342 g
—— = ———  m (g) =————— = 134,12 g Al
134,12 g Al2
2(SO
(SO4
4)
)3
3
40 g m (g) 102 g

16. 16
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.
 La reacción de combustión del butano es:
 C4H10 + 13/2 O2  4 CO2 + 5 H2O
 a)
a)
1 mol 4 moles
 58 g 4 mol · 22,4 l/mol
 1000 g x
x = 1544,8 litros
1544,8 litros

17. 17
Ejercicio: Calcula el volumen de CO2 que se
desprenderá al quemar 1 kg de butano (C4H10)
a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC.
C4H10 + 13/2 O2  4 CO2 + 5 H2O
b)
b) Cuando las condiciones no son las normales es mejor hacer
el cálculo en moles y después utilizar la fórmula de los
gases:
58 g ————— 4 moles
1000 g ————— y  y = 69 moles
n · R · T 69 mol · 0,082 atm · L · 323 K
V = ———— = ————————————— =
p mol · K 5 atm
= 365,5 litros
365,5 litros

18. 18
Ejercicio: 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 clorato de potasio.
Ecuación ajustada: 2 KClO3 2 KCl + 3 O2
2 mol 3 mol
2 mol·122,6 g/mol = 245,2 g —— 3 mol
7,82 g —— n(O2)
Resolviendo se obtiene que n (O2) = 0,0957 moles
n · R · T 0,0957 moles · 0,082 atm · L · 292 K
V= ———— = ——————————————— =
p mol · K (746 / 760) atm
= 2,33 litros
2,33 litros

19. 19
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
0,15 L · 2 mol/L ————— m
De donde se deduce que:
m (Mg(OH)2) = 0,3 mol · 58,3 g / 2 mol = 8,7 g
8,7 g

20. 20
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.
 Se llama rendimiento a:
 mproducto (obtenida)
Rendimiento = ———————— · 100
mproducto (teórica)

21. 21
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
 NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
 1 mol 143,4 g
 0,01 mol m (AgCl)
 De donde m(AgCl) = 1,43 g
 1,434 g · 85
mAgCl (obtenida) = ————— = 1,22 g
1,22 g
100

22. 22
Riqueza
 La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse
en estado puro.
 Se llama riqueza al % de sustancia pura que tiene la
muestra.
 m (sustancia pura)
riqueza = ———————— · 100
m (muestra)
 Ejemplo:
Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al
96 %, en realidad sólo tenemos
 96
200 g · ——— = 192 g de NaOH puro
100

23. 23
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.
 150 g · 70
m (HCl) = ———— = 105 g
100
 Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
 73 g 22,4 L
 105 g V(H2)
 De donde
 V = 105 g · 22,4 L / 73 g = 32,2 litros
32,2 litros

24. 24
Un gasóleo de calefacción contiene un 0,11 %
en peso de azufre. a)
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)
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
a)
a) 100 kg · 0,11
m (S) = —————— = 0,11 kg = 110 g
100
S + O2  SO2
32 g 1 mol
——— = ———  n(SO2) = 3,4 moles
110 g n(SO2)
n · R · T 3,4 mol · 0’082 atm · L · 293 K
V= ———– = ————————————— = 82,6 L
82,6 L
p mol · K 1 atm
Cuestión de
Selectividad
(Marzo 98)