Este documento trata sobre la estequiometría de reacciones químicas. Explica conceptos como cálculos con moles, masas, volúmenes y condiciones normales/anormales. También cubre cálculos con reactivo limitante, rendimiento y energía en reacciones. Incluye ejemplos de cálculos estequiométricos y termoquímicos.

1. ESTEQUIOMETRIA DE REACCIONES QUIMICAS
CAROLINA LLANO

2. CONTENIDOS (3)
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.
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3. CONTENIDOS (4)
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.
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4. 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.
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5. 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).
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6. 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
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7. 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:
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8. EJERCICIO:SE TRATAN 40 G DE OXIDO DE ALUMINIO
CON SUFICIENTE DISOLUCIÓN DE ÁCIDO SULFÚRICO
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 H2SO4
40 g n (mol) 102 g
 102 g 342 g 40 g· 342 g
—— = ———  m (g) =————— = 134,12 g Al2(SO4)3
40 g m (g) 102 g
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9. 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)
1 mol 4 moles
 58 g 4 mol · 22,4 l/mol
 1000 g x
x = 1544,8 litros
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10. 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) 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
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11. 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
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
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12. 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.
 El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante, ya que por mucho que haya
del otro no va a reaccionar más.
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13. EJEMPLO: HACEMOS
REACCIONAR 10 G DE SODIO METÁLICO
CON 9 G DE AGUA. DETERMINA CUÁL DE
ACTÚA COMO REACTIVO LIMITANTE Y QUÉ
MASA DE HIDRÓXIDO DE SODIO SE
EN LA REACCIÓN SE DESPRENDE TAMBIÉN
HIDRÓGENO
2 Na + 2 H2O  2 NaOH + H2
46 g — 36 g ——— 80 g
10 g — m(H2O) — m(NaOH)  m(H2O) = 7,8
g
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)
m (NaOH) = 80 g · 10 g / 46 g = 17,4 g 13

14. EJERCICIO: HACEMOS
REACCIONAR 25 G DE NITRATO DE PLATA
CON CIERTA CANTIDAD DE CLORURO DE
Y OBTENEMOS 14 G DE PRECIPITADO DE
CLORURO DE PLATA. AVERIGUA LA MASA DE
NITRATO DE PLATA QUE NO HA
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
169,8 g ————— 143,3 g
m ————— 14 g
De donde se deduce que:
m (AgNO3) que reacciona = 16,6 g
m (AgNO3) sin reaccionar = 25 g – 16,6 g = 8,4
g 14

15. EJEMPLO: AÑADIMOS
150 ML DE DISOLUCIÓN 2 M DE
HIDRÓXIDO DE SODIO A OTRA DISOLUCIÓN
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
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16. 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)
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17. 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
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
100
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18. 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: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad
sólo tenemos
 96
200 g · ——— = 192 g de NaOH puro
100
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19. 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
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20. 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
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
p mol · K 1 atm
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Cuestión de
Selectividad
(Marzo 98)

21. 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.
 EREACCIÓN = EPRODUCTOS – EREACTIVOS
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22. 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 EREACCIÓN > 0, EPRODUCTOS > EREACTIVOS
 por tanto, se absorbe calor  endotérmica
 Si EREACCIÓN < 0, EPRODUCTOS < EREACTIVOS
 por tanto, se desprende calor  exotérmica
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23. 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); ER = 181,6 kJ
 Reacción exotérmica:
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) +393,5 kJ
 Se puede escribir:
C (s) + O2 (g)  CO2 (g); ER = –393,5 kJ
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24. EJERCICIO: 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
SE DESCOMPONE LA CANTIDAD SUFICIENTE DE HGO
MEDIANTE 500 KJ.
 2 HgO  2 Hg + O2 ; E = 181,6 kJ
 433,18 g 1 mol 181,6 kJ
 a) 649,8 g E
 De donde E = 272,41 kJ
 b) n(O2) 500 kJ
 n(O2) = 500 kJ · 1 mol/ 181,6 kJ = 2,75 mol
 V(O2) = n(O2) ·R·T / p = 67,2 litros
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25. 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.
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26. PERFIL DE UNA REACCIÓN
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reactivos
reactivos
productos
productos
Energía de activación
Energía de reacción
Energía

27. 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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28. PERFIL DE UNA REACCIÓN
(SIN Y CON CATALIZADOR)
28
reactivos
Energía
Energías de activación
productos
Q

29. 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.
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30. EJEMPLO DE PROCESO REVERSIBLE
 La reacción de formación del ioduro de hidrógeno es reversible:
 H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
 El símbolo se utiliza en las reacciones reversibles para indicar que la reacción se produce en ambos
sentidos.
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