El documento presenta información sobre el balanceo de ecuaciones químicas y los métodos para lograrlo, como el método de ensayo y error o tanteo y el método de oxidación-reducción. Explica las reglas para asignar números de oxidación a los elementos y balancear los átomos en las reacciones químicas para cumplir con la ley de conservación de la masa.

1. MODULO DE QUIMICA
INSTITUCION EDUCATIVA
EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
MARIA JULIANA LOZANO
ANGIE VANESSA GOMEZ
DECIMO UNO
2016

2. TABLA DE CONTENIDO
 ESCRITURA Y EQUILIBRIO DE UNA ECUACION QUIMICA:
1.1) Método de ensayo y error o Tanteo
1.2) Oxido reducción
 RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS EN LAS REACCIONES
QUIMICAS:
2.1) Cálculos masa a masa
2.2) Cálculos mol a mol
2.3) Cálculos mol a masa o masa a mol
 REACTIVO LIMITE
 PORCENTAJE DE RENDIMIENTO Y PUREZA

3. BALANCEO DE ECUACIONES
Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o
moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de
conservación de la masa.
Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son
números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la
cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No
deben confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas
químicas, ya que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia. Si se
modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican
los subíndices, se originan sustancias diferentes.
Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:
• Conocer las sustancias reaccionantes y productos.
• Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.
• Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.
• El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente forman agua
(sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en
solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.
Están los siguientes métodos para equilibrar ecuaciones:

4. METODO DE ENSAYO Y ERROR O
TANTEO
El método de tanteo se basa simplemente en modificar los coeficientes de uno y otro
lado de la ecuación hasta que se cumplan las condiciones de balance de masa. No es
un método rígido, aunque tiene una serie de delineamientos principales que pueden
facilitar el encontrar rápidamente la condición de igualdad.
Se comienza igualando el elemento que participa con mayor estado de oxidación en
valor absoluto.
Se continúa ordenadamente por los elementos que participan con menor estado de
oxidación.
Si la ecuación contiene oxígeno, conviene balancear el oxígeno en segunda instancia.
Si la ecuación contiene hidrógeno, conviene balancear el hidrógeno en última instancia.
El balanceo de las ecuaciones químicas, consiste en establecer la cantidad de sustancias
que intervienen en una reacción química para que correspondan con la cantidad de
sustancias producidas, es decir, que los elementos que reaccionan en el primer
miembro de la ecuación son los mismos que quedan después de la reacción en el
segundo miembro de la ecuación.
Uno de los métodos para balancear una ecuación es el método por tanteo. En este
método intentaremos equilibrar el número de átomos en la ecuación química,
modificando los valores de las sustancias presente de uno o ambos lados, para que
exista igualdad entre el número de átomos de las sustancias reaccionantes y las
sustancias producidas. Es un método de ensayo y error.

5. Balancear:
N2 + H2 NH3
Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y
el hidrógeno para obtener amoniaco.
Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos
miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada.
Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que
los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente
en menos sustancias:
Primero balanceamos el nitrógeno: N2 + H2 2 NH3
El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el
hidrógeno:
N2 + 3 H2 2 NH3.
Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los
denominadores. En este caso no ocurre.
Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aun
así, para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como
parámetro que el número de átomos de este elemento está definido en uno de los
miembros.

6. EJEMPLOS:
Ejemplo 1: Balancear la siguiente ecuación química:
H3PO4 + Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + H2O
De acuerdo a la tabla dada, en primer lugar balanceamos los metales (en este caso el
cobre: Cu). Tenemos:
Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2
En los productos tenemos 3 átomos de cobre, en los reactantes solo tenemos 1 átomo
de cobre, entonces colocamos el coeficiente 3 delante del Cu(OH)2 , quedaría así:
3Ca (OH)2 → Ca3 (PO4)2
Completamos la ecuación:
H3PO4 + 3Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + H2O
Luego Nos disponemos a balancear el fósforo, colocando el coeficiente 2 delante de
H3PO4
2H3PO4 + 3Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + H2O
Balanceamos los hidrógenos. En los reactantes tenemos:
2H3PO4 = 6 hidrógenos

7. 3Cu (OH)2 = 6 hidrógenos
TOTAL = 12 Hidrógenos
Balanceamos los hidrógenos. En los productos tenemos:
H2O = 2 hidrógenos
por lo tanto hay que ponerle el coeficiente 6 delante del H2O , quedando así:
6 H2O = 12 hidrógenos (balanceado con los reactantes)
La ecuación quedaría:
2H3PO4 + 3Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + 6 H2O
Los oxígenos en los reactantes:
2H3PO4 = 8 oxígenos
3Cu (OH)2 = 6 oxígenos
TOTAL = 14 Oxígenos
Los oxígenos en los productos:
Cu3 (PO4)2 = 8 oxígenos
6 H2O = 6 oxígenos

8. TOTAL = 14 Oxígenos (ya está balanceado)
La ecuación balanceada será:
2H3PO4 + 3Cu (OH)2 → Cu3 (PO4)2 + 6 H2O
Ejemplo 2: Balancear por tanteo o simple inspección:
C2H2 + O2 → CO2 + H2O
La solución sería:
2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O
Ejemplo 3: Balancear por tanteo o simple inspección:
N2 + H2 → NH3
La solución sería:
N2 + 3H2 → 2NH3
Ejemplo 4: Balancear por tanteo o simple inspección:
C5H12 + O2 → CO2 + H2O
La solución sería:

9. C5H12 + 8O2 → 5CO2 + 6H2O
METODO DE OXIDO REDUCCION
OXIDACIÓN
La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo,
aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con número de
oxidación cero), se puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+) por la pérdida de
dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:
Na(0) ---> Na (1+) + 1e-
En resumen:
Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación
REDUCCIÓN
La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultáneamente
disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con
Número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación
y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:
1e- + Cl (0) ----> Cl (1-)
En resumen:
Reducción = Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación

10. Para más facilidad se puede construir una escala numérica del número de
Oxidación y seguir el cambio electrónico del proceso redox por el aumento o
Disminución del número de oxidación:
Oxidación
<----- reducción (disminución no oxidación)<-----
-3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4
----->à oxidación à (aumento no oxidación)------->
Reglas:
Regla Nº 1 : El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental;
es decir, no combinado, es cero .
Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe
Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l , excepto en el caso de los
hidruros que es –1 .
+ 1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).
Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico
número de oxidación del hidrógeno: + 1
número de oxidación del cloro: – 1

11. HI; ácido yodhídrico
número de oxidación del hidrógeno: + 1
número de oxidación del cloro: – 1
– 1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros)
Ejemplos : NaH; hidruro de sodio
número de oxidación del hidrógeno: - 1
número de oxidación del sodio: + 1
LiH; hidruro de litio
número de oxidación del hidrógeno: - 1
número de oxidación del litio: + 1
Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2 , excepto en los peróxido donde
es -1 .
Ejemplos: CaO; óxido de calcio
número de oxidación del oxígeno: - 2

12. número de oxidación del calcio: + 2
H 2 O 2 ; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada
número de oxidación del oxígeno: - 1
número de oxidación del hidrógeno: + 1
Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su
valencia .
Ejemplos : Ca (calcio): valencia = 2
número de oxidación: + 2
Li (litio): valencia = 1
número de oxidación: + 1
Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su
valencia .
Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1
número de oxidación: – 1

13. I (yodo): valencia = 1
número de oxidación: –1
Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor ( F) es siempre –1 .
Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio
número de oxidación del flúor: – 1
número de oxidación del sodio: + 1
Regla Nº 7: En las moléculas neutras , la suma de los números de oxidación de cada
uno de los átomos que la forman es igual a 0.
Ejemplos: Cu 2 O: óxido cuproso
número de oxidación del cobre: + 1; como hay dos átomos de cobre, se multiplica el
número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • + 1= + 2.
número de oxidación del oxígeno: – 2
+ 2 + – 2 = 0
H 2 SO 4 : ácido sulfúrico
número de oxidación del hidrógeno: + 1; hay 2 átomos = 2 · + 1 = + 2

14. número de oxidación del azufre: + 6; hay 1 átomo = 1 · + 6 = + 6
número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 · – 2 = – 8
+ 2 + + 6 + – 8 = 0
Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser
igual a la carga del ión.
Ejemplo: PO 4 –3 : fosfato
número de oxidación del fósforo: + 5; hay 1 átomo = 1 • + 5 = + 5
número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8
La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del
fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3.
+ 5 + – 8 = – 3
– 3 = – 3

15. EJEMPLOS:
En el método REDOX se realizan los siguientes pasos:
Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la
reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.
Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.
Por ejemplo: Cu 0 + H1+N5+ O32- → Cu2+(N5+O32- )2 + H21+ O2- +
N2+O2-
Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de
intercambio.
Cu 0 → Cu2+ + 2e- semirreacción de
oxidación
N5+ + 3e- → N2+ semirreacción de
reducción
Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones. En este
caso están balanceados:
Cu 0

16. →
Cu2+ + 2e-
N5+ + 3e-
→
N2+
Paso 4. Igualar el número de electrones ganados y cedidos:
3[Cu0
→
Cu2+ + 2e-]
2[N5+ + 3e-
→
N2+]
3Cu0
→
3Cu2+ + 6e-]
2N5+ + 6e-
→
2N2+
Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones
cedidos.
Paso 4. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se verificó el
cambio del número de oxidación:

17. Cu 0 + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + H2O + 2NO
Paso 5. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de la
reacción:
3Cu0 + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
Balancear por el método redox las siguientes reacciones:
a) Fe2O3 + CO → CO2 + Fe
b) HNO3 + Sn0 → SnO2 + NO + H2O
c) Na2S2O3 + H2O2 → Na2SO4 + H2SO4 + H2O
d) FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2
e) NH3 + Cu0 → N2 + Cu + H2O
Respuesta:
a) Fe2O3 + 3CO → 3CO2 + 2Fe
b) 2HNO3 + 3SnO → 3SnO2 + 2NO + H2O
c) Na2S2O3 + 4 H2O2 → Na2SO4 + H2SO4 + 3H2O
d) 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

18. e) 2NH3 + 3Cu0 → N2 + 3Cu + 3H2O

19. REACCIONES ESTEQUIOMETRIAS Y
REACCIONES QUIMICAS
Reacción química y ecuaciones químicas
Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece
para formar una o más sustancias nuevas.
Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.
Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas(O2) para dar
agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:
El "+" se lee como "reacciona con"
La flecha significa "produce".
Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida
denominadas reactivos.
A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas
denominadas productos.
Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).
Estequiometría de la reacción química

20. Ahora estudiaremos la estequiometría, es decir la medición de los elementos).
Las transformaciones que ocurren en una reacción quimica se rigen por la Ley de la
conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción
química.
Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la
reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en
una reordenación de los átomos.
Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada
elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está
balanceada.
2H2 + O2 2H2O
Reactivos Productos
4H y 2O = 4H + 2O
CLACULOS MASA A MASA
El método de factor molar se basa en la relación del número de moles entre dos
sustancias que participan en una reacción química.
*Ejemplo:
Determinar la masa en gramos de SO3 que se producen cuando se tratan 500gr O2
con exceso de SO2.

21. PASO 1: Balancear la ecuación.
PASÓ 2: Determinar el factor molar, que es igual a el número de moles buscados sobre
el número de moles conocidos, es decir:
PASO 3: Hallar los moles de O2 a partir de 500g O2.
PASO 4: Hallar los moles de SO3 a partir de los de O2.
PASO 5: Hallamos los gramos de SO3 a partir de los 31.25 mol SO3.

22. EJEMPLOS:
¿Cuántos moles de cloruro de sodio, se necesitan para producir 355 g de cloro?
NaCI ⇒ Na + Cl 2
1. Se balancea la ecuación: NaCI ⇒ 2Na + Cl 2^
2. Se calcula el peso molecular de cada compuesto o elemento:
2 NaCI = 2(23 + 35.5) = 2 (58.5) = 117 g
2 Na=2X23=46g
C12 = 2 X 35.5 = 71 g
3. Se lee la información:
2 moles de NaCI (58.5 g), da⇒ 2 moles de Na (46 g) + I mol de C12(71 g)
4. Se escribe los datos que se piden, arriba de la ecuación y los datos anteriores se
colocan abajo:
Xg 355g
2NaCI ⇒ 2 Na + Cl 2^
117g 46g 71g
Se establece una proporción ignorando al Na, ya que no entra en el problema:
Xg — 355g
117g — 71 g

23. Se despeja la x:
X=(355gX117g)/71g=41535g/71=585g
Resultado: Se necesitan 585 g de NaCI para formar 355 g de Cl 2
Como la respuesta se pide en moles, se dividen los 585 g de NaCI entre el peso
molecular de una molécula de NaCI:
585/58.5 = 10 moles de NaCI
¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de
O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?
El cociente:
es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación ajustada de esta
reacción.

24. CALCULOS MOL A MOL
En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y la sustancia
deseada se pide en moles.
En los cálculos estequiométricos los resultados se reportan redondeándolos a dos
decimales. Igualmente, las masas atómicas de los elementos, deben utilizarse
redondeadas a dos decimales.
*Ejercicio
¿Cuántas mol de aluminio (Al) son necesarias para producir 5.27 mol de Al2O3?
PASO 1: Balancear la ecuación.
Revisando la ecuación nos aseguramos de que realmente está bien balanceada.
Podemos representar en la ecuación balanceada el dato y la incógnita del ejercicio.
PASO 2: Identificar la sustancia deseada y la de partida.
-Sustancia deseada:

25. El texto del ejercicio indica que debemos calcular las moles de aluminio, por lo tanto
esta es la sustancia deseada. Se pone la fórmula y entre paréntesis la unidad solicitada,
que en este caso son moles.
Sustancia deseada: Al (mol)
- Sustancia de partida:
El dato proporcionado es 5.27 mol de óxido de aluminio (Al2O3) por lo tanto, esta es la
sustancia de partida. Se anota la fórmula y entre paréntesis el dato.
Sustancia de partida: Al2O3 (5.27 mol)
PASO 3: Aplicar el factor molar.
Las moles de la sustancia deseada y la de partida los obtenemos de la ecuación
balanceada.

26. Se simplifica mol de Al2O3 y la operación que se realiza es:
La respuesta es 2.98 mol de O2.
EJEMPLO:
Para la siguiente ecuación balanceada:
Calcule:
a) ¿Cuántas moles de nitrogeno son necesarias al ser reaccionar con o,36 moles de
hidrogeno en la produccion de amoniado?
Paso 1
Balancear la ecuación
Revisando la ecuación nos aseguramos de que realmente está bien balanceada.
Paso 2

27. Se ubican los datos teniendo en cuenta moles buscadas y conocidos
Paso 3
Aplicar metodo de las proporciones
Se hace la relacion molar a partir de una regla de tres simple

28. CALCULOS MOL A MASA O MASA A
MOL
Para encontrar la masa de producto, basta con multiplicar las moles de producto por
su peso molecular en g/mol.
*Ejercicio:
Calcula correctamente la masa de oxígeno producida a partir de 0,25 moles de KClO3.
Pesos Atómicos:
K = 39,1
Cl = 35,45
O = 16,00
En este caso, el reactivo es KClO3, y el producto O2.

29. REACTIVO LIMITE
Reactivo Limitante
Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de
átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el
número de moléculas y de moles de reactivos y productos.
Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles
de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La
relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces
se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades
exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un
exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible
del reactivo menos abundante.
Reactivo limitante
Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se
le llama reactivo limitante.
Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le
conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de
producto formado.

30. Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química
ajustada.
EJEMPLOS:
Ejemplo 1:
Para la reacción:
¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de
oxígeno?
Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2
Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.
La proporción requerida es de 2 : 1
Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1
Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2
Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.
Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la
estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2,
entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y
el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.
Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de
hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante
Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:
Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que
hay de reactivos en la reacción.
El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.
Ejemplo 2:

31. Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si el
inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuantas baratijas
se pueden producir?
La ecuación correspondiente será:
En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de arandela y 2 moles de tuercas reaccionan
para dar 1 mol de baratijas.
1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número de moles de ese reactivo que se
usan en la ecuación ajustada. Así se determina la máxima cantidad de baratijas que
pueden producirse por cada reactivo.
Cierres: 4,000 / 1 = 4,000
Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000
Tuercas: 7,000 / 2 = 3,500
Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca.
2) Determina el número de baratijas que pueden hacerse a partir del reactivo limitante.
Ya que el reactivo limitante es la tuerca, el máximo número de baratijas que pueden
hacerse viene determinado por el número de tuercas. Entran dos tuercas en cada
baratija, de modo que el número de bsratijas que pueden producirse, de acuerdo con
la estequiometría del proceso es:
7,000 / 2 = 3,500 baratijas

32. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO Y
PUREZA
PUREZA DE LOS REACTIVOS.
Con frecuencia en los laboratorios e industrias reactivos que se emplean presentan
impurezas y esto afecta la calidad del producto, el cual no se obtendrá en estado puro.
Como las relaciones estequiométricas se basan en sustancias puras es necesario estar
seguros de que las cantidades tomadas para los cálculos correspondan a material puro
que se encuentra en los reactivos con impurezas.
La cantidad sustancia pura (SP) de una sustancia impura (SI) se puede calcular de la
siguiente manera:
SP = (SI x %Pureza)/100
PORCENTAJE DE RENDIMIENTO.
La cantidad de producto que se obtiene en una ecuación química generalmente es
menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones
estequiométricas.
El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas (algunos de los reactivos no
alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor es insuficiente, productos que
forman nuevamente los reactivos).
El porcentaje de rendimiento o eficiencia se establece remplazando o despejando los
datos de la siguiente fórmula:
% Rendimiento = (producción real/ producción teórica) x 100%

33. EJEMPLO:
1). ¿Cuántos gr de ácido fluorhídrico (HF) se pueden obtener a partir de 200gr de
fluoruro de calcio (CaF2) de 90% de pureza?. Si la reacción es:
CaF2 + H2SO4 ----------- Ca SO4 + 2 HF
Solución
Paso No. 1: Hay que calcular la cantidad de CaF2 puro, en los 200gr de 90% de pureza,
así: El 90% se asume como 90 gr (90% = 90gr)
Mediante regla de tres o de factor de conversión:
Si 100 gr de CaF2 Imp ------------- Hay 90 gr puros
Entonces
En 200 gr de CaF2 Imp ------------- X
X = 200 gr CaF2 Imp x 90 gr CaF2 puros = 18000 gr puros = 180 gr CaF2 puros
100 gr CaF2 Imp 100
Paso No. 2: Se deben convertir los gramos a moles, es decir a los 180gr CaF2 puros
a moles, así:

34. Se determina la masa molar del CaF2:
Ca =40,08 gr x 1 = 40,08 gr Recordemos que 1 mol de CaF2 = 78,08 gr.
F =18,998 gr x 2 = 37,997 gr
78,08 gr
180 gr CaF2 x 1mol de CaF2 = 180 mol de CaF2 = 2,3 moles CaF2 puros
78,08 gr de CaF2 78,08
Paso No. 3: Se determina finalmente la cantidad de gramos de (HF) que se pueden
obtener teniendo en cuenta la masa molecular de dicho compuesto, aplicando la razón
molar con base en la ecuación química balanceada:
Masa molar del HF: H =1,008 gr x 1 = 1,008 gr
F = 18,998 gr x 1 = 18,998 gr
20,006 gr HF
Recordemos que: 1 molde HF = 20 gr
2,3 moles CaF2 x 2 moles de HF x
20 gr HF = 92 gr de HF R/