t.7. reacciones químicas índice

T.7. REACCIONES QUÍMICAS
ÍNDICE
1. Cambios físicos y químicos .......................................................... 2
2. Concepto de reacción química...................................................... 2
3. Ecuación química ......................................................................... 2
4. Ley de conservación de la masa ................................................... 3
4.1 Ajuste de ecuaciones químicas .................................................. 3
5. Concepto de mol .......................................................................... 4
6. Mecanismo de una reacción: Teoría de las colisiones ................... 5
7. Energía en las reacciones químicas .............................................. 6
8. Velocidad de reacción .................................................................. 7
9. Tipos de reacciones químicas....................................................... 8
9.1 Reacciones según la reorganización de los átomos .................... 8
9.2 Reacciones según el mecanismo de la reacción ......................... 8
10. Reacciones irreversibles e reversibles ....................................... 9
11. Interpretación cuantitativa de una ecuación química .............. 10
12. Cálculos estequiométricos ....................................................... 11
13. Cálculo de la entalpía: ley de Hess ........................................... 16
EJERCICIOS DE TEORÍA ................................................................. 18
PROBLEMAS ................................................................................... 20
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1. Cambios físicos y químicos
Todo en nuestro entorno esta en continuo cambio. Todas las sustancias
presentes en la naturaleza experimentan cambios físicos y químicos.
Llamamos cambios físicos a aquellos en los que no cambia la naturaleza
química de la materia. En estos procesos no aparecen sustancias nuevas.
Ejemplos de cambios químicos son los cambios de estado, el movimiento de
los cuerpos, los procesos de disolución de sustancias, etc.
Los cambios químicos son aquellos en los que cambia la naturaleza de las
sustancias químicas que intervienen. En estos procesos aparecen sustancias
nuevas. Ejemplos de este tipo de procesos son la formación del óxido de
hierro que se produce al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro
(proceso de oxidación del hierro), la combustión del carbón, la putrefacción
de la fruta, etc.
Los cambios químicos también se conocen con el nombre de reacciones
químicas. En este tema nos vamos a dedicar al estudio de este tipo de
procesos.
2. Concepto de reacción química
En una reacción química (o cambio químico) se produce una profunda
alteración de la materia. Se parte de unas sustancias (reactivos) y lo que se
obtiene después del proceso (productos) son unas sustancias
completamente diferentes a las de partida.
Un ejemplo de reacción química sería:
En este caso reacciona una molécula de cloro (Cl2) con una de hidrógeno
(H2) (reactivos) para dar como productos dos moléculas de ácido clorhídrico
(HCl)
3. Ecuación química
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Las
ecuaciones químicas son ecuaciones algebraicas en las que las que se
representan los reactivos y los productos con sus fórmulas químicas.
También se especifican las proporciones en las que se encuentran en la
reacción mediante el uso de coeficientes estequiométricos. En una ecuación
química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los
productos a la derecha separados por una flecha:
Reactivos  Productos
La flecha siempre indica el sentido en el que se produce la reacción.
Podemos representar la reacción química anterior con la siguiente ecuación:
Cl2(g) + H2(g)  2HCl(g)
Normalmente se suele especificar el estado de agregación de las sustancias
que intervienen en la reacción a la derecha de la fórmula química de la
sustancia entre paréntesis:
(s)sólido
(l)líquido
(g)gas
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(ac)disuelto en agua
4. Ley de conservación de la masa
El químico francés A. Lavoisier llegó a la siguiente conclusión después de
llevar a cabo numerosas experiencias: En una reacción química la masa
permanece constante a lo largo de todo el proceso. Según lo anterior, si
una reacción química se realiza de forma completa:
Masa reactivos = Masa productos
Si consideramos la reacción de síntesis del agua:
H2 + O2  H2O
Y representamos los átomos de la reacción anterior con esferas:
Vemos que no existe el mismo número de átomos en los reactivos y en los
productos. Si sumamos las masas de los reactivos y los productos
obtenemos lo siguiente:
Masa reactivos = 2xM(H) + 2xM(O) = 2x1u + 2x16u = 34u
Masa productos = 2xM(H) + M(O) = 2x1u + 16u = 18u
Como vemos en la reacción anterior la masa no se conserva. Para que la
masa se conserve tienen que existir el mismo número de átomos en los
reactivos que en los productos.
4.1 Ajuste de ecuaciones químicas
Para solucionar el problema anterior tenemos que ajustar la ecuación
química. El proceso de ajustar (o igualar) la ecuación consiste en colocar
números delante de las fórmulas (coeficientes) para garantizar que exista el
mismo número de átomos en los reactivos que en los productos, ya que en
una reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos. O lo que es
lo mismo, la masa en una reacción química se conserva.
Para ajustar una reacción química siempre tenemos que seguir los
siguientes pasos:
1. Asignamos una letra del abecedario a cada uno de los compuestos de la
reacción:
a(H2) + b(O2)  c(H2O)
2. Planteamos una ecuación algebraica por cada elemento de la reacción. En
la ecuación se especifican el número de átomos de cada elemento y la letra
que multiplica a dichos átomos. En este caso la reacción tiene dos
elementos (H,O), por lo tanto necesitamos dos ecuaciones:
(H) 2a = 2c
(O) 2b = c
3. Imponemos para la primera letra un valor igual a uno. (a=1)
(H) 2 = 2c
(O) 2b = c
4. Resolvemos el sistema de ecuaciones:
(H) 2 = 2c  2/2 = c  1=c
(O) 2b = c  2b = 1  b=1/2
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5. Sustituimos las letras en la reacción química.
(H2)+ 1/2(O2)  (H2O)
Si obtenemos coeficientes que no sean enteros intentaremos evitarlos,
siempre que sea posible, multiplicando la ecuación por el número entero
apropiado. En este caso obtenemos una ecuación con coeficientes enteros
multiplicándola por 2:
2x[(H2)+ 1/2 (O2)  (H2O)]
Obteniendo finalmente:
2(H2)+ (O2)  2(H2O)
6. Para ver si hemos realizado correctamente todo el proceso comprobamos
que el número de átomos de cada elemento es el mismo en los reactivos y
en los productos:
Vemos que tenemos 4 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno en los reactivos
y en los productos. La ecuación se encuentra ajustada y ahora se conserva
la masa en la reacción química.
5. Concepto de mol
Una reacción química ajustada nos da, por tanto, la siguiente información:
2H2
+
2 moléculas de
H2
O2
2H2O
1 molécula de
O2
reaccionan con
2 moléculas de
H2O
para dar
Observar que si queremos que reaccionen en las cantidades justas
tenemos necesidad de “contar” moléculas, ya que los reactivos han de
estar en la proporción de 2 moléculas de H2 por una de O2, pero ¿cómo
contar moléculas? A nivel práctico en un laboratorio no se pueden contar
moléculas individualmente. Para poder conseguirlo se hace uso del concepto
de mol:
1. Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene
6’02x1023 unidades elementales.
2. La masa de un mol en gramos es igual al valor de la masa
atómica o molecular.
El mol es la unidad de cantidad de materia del Sistema Internacional de
Unidades (S.I.). Cuando se usa el mol las unidades elementales deben ser
especificadas, pudiendo ser átomos, moléculas, iones, etc.
Según lo anterior:
6’02x1023 átomos de H
1 mol de H
M(H) = 1u
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1 g de átomos de H
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6’02x1023 átomos de O
1 mol de O
M(O) = 16u
16 g de átomos de O
6’02x1023 moléculas de H2O
1 mol de H2O
M(H) = 1u
18 g de moléculas de H2O
M(O) = 16u
Ejemplo 1  Realiza los siguientes cálculos:
a) ¿Cuántos moles son 7 g de Na?
b) ¿Cuántos moles son 22’5 g de H2O?
c) ¿Cuántas moléculas hay en 22’5 g de H2O?
d) ¿Cuántos átomos de H hay en 22’5 g de H2O?
e) Si tenemos 1’2x1024 átomos de hidrógeno en moléculas de agua,
¿Cuántos gramos tenemos?
Datos: M(Na)=23u ;M(H)=1u; M(O)=16u
Para realizar los cambios de unidades que se nos piden en los apartados anteriores
tenemos que utilizar factores de conversión. Para realizar los cambios de unidades
es conveniente hacerlo de forma ordenada yendo de unidades menores a mayores
(o al contrario) utilizando el siguiente esquema:
gramos
mol
moléculas
átomos
a) Según el esquema anterior para pasar de gramos a moles solo hay un paso.
Tenemos que aplicar un único factor de conversión:
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎
7𝑔 𝑁𝑎 × (
) = 0′ 304 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎
23 𝑔 𝑁𝑎
b) Este caso es similar al anterior. La única diferencia es que ahora en vez de
átomos tenemos moléculas. Por lo tanto, tenemos que calcular la masa de una
molécula para poder realizar el cambio de unidades:
M(H2O)=2x1u + 16u = 18u
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 𝑂
22′5𝑔 𝐻2 𝑂 × (
) = 1′ 139 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2 𝑂
18 𝑔 𝐻2 𝑂
c) Para pasar de gramos a moléculas tenemos que llevar a cabo dos cambios de
unidades (ver esquema anterior):
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 𝑂
6′ 023 × 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐻2 𝑂
22′5𝑔 𝐻2 𝑂 × (
)×(
) = 6′86 × 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐻2 𝑂
18 𝑔 𝐻2 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 𝑂
d) Para pasar de gramos a átomos de hidrógeno tenemos que llevar a cabo tres
cambios de unidades (ver esquema anterior):
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 𝑂
6′ 023 × 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐻2 𝑂
2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻
22′ 5𝑔 𝐻2 𝑂 × (
)×(
)×(
)
18 𝑔 𝐻2 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎 𝐻2 𝑂
= 1′ 37 × 1024 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻
e) Para pasar de átomos a gramos tenemos que hacer tres cambios de unidades en
el sentido inverso al anterior apartado:
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎 𝐻2 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 𝑂
1 𝑔 𝐻2 𝑂
1′ 2 × 1024 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻 × (
)×( ′
)×(
)
2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻
6 023 × 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐻2 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2 𝑂
= 1 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂
6. Mecanismo de una reacción: Teoría de las colisiones
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Esta teoría nos permite explicar cómo se producen las reacciones químicas.
Según esta teoría para que dos sustancias reaccionen es necesario que se
produzca un choque o colisión entre sus moléculas:
Para que se produzca la reacción es necesario que las moléculas posean
energía suficiente para romper los enlaces que mantienen unidos sus
átomos y puedan formar nuevos enlaces que dan lugar a nuevas sustancias
(productos). Esta energía mínima es lo que se llama energía de
activación (Ea).
En el caso de la reacción de síntesis de del ácido clorhídrico tenemos la
siguiente situación:
Las moléculas de hidrógeno y cloro chocan entre si formando un compuesto
intermedio que se denomina complejo activado. Después el complejo
activado se deshace y forma los productos. Es importante señalar que este
proceso puede darse en ambos sentidos. Es decir, de los reactivos podemos
volver a los productos pasando por el complejo activado.
7. Energía en las reacciones químicas
Cuando se rompen y forman enlaces en el transcurso de una reacción
química se produce un balance energético. Tenemos que tener en cuenta
que la ruptura de los enlaces en los reactivos siempre consume energía
mientras que la formación de enlaces en los productos siempre la libera.
Teniendo en cuenta el balance entre estos dos tipos de procesos podemos
distinguir dos tipos de reacciones químicas:
-Reacciones endotérmicas:
Son aquellas es las que la energía aportada es mayor que la energía
desprendida. La reacción, en conjunto, absorbe energía en forma de calor.
En este tipo de reacciones la energía de los productos es mayor que la de
los reactivos. Por lo tanto, en el proceso global de la reacción se absorbe
energía. Ea representa la energía de activación que tienen que tener las
moléculas para que se produzca la reacción.
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-Reacciones exotérmicas:
Son aquellas es las que la energía aportada es menor que la energía
desprendida. La reacción, en conjunto, desprende energía en forma de
calor. En este tipo de reacciones la energía de los productos es menor que
la de los reactivos. Por lo tanto, en el proceso global de la reacción se
desprende energía.
-Entalpia de reacción (∆𝐇):
Para cuantificar la emisión u absorción de energía en una reacción química
definimos una nueva magnitud:
La entalpia de reacción, ∆H, es la cantidad de calor que se desprende o se
absorbe en una reacción química que tiene lugar a presión constante.
La entalpia de reacción se mide en kilojulios (KJ) y viene referida al número
de moles especificados en la ecuación química ajustada.
Por convenio se utiliza el siguiente criterio de signos:
-En las reacciones endotérmicas la entalpía de reacción es positiva (∆𝐇 > 0).
-En las reacciones exotérmicas la entalpía de reacción es negativa (∆𝐇 < 0).
Normalmente la entalpía de reacción se especifica en las ecuaciones
químicas de la siguiente forma:
Cl2 + H2  2HCl
∆H = −92′ 31
KJ
mol
Desde un punto de vista energético podemos leer la ecuación dela siguiente
forma:
Cuando un mol de cloro diatómico reacciona con un mol de hidrógeno
diatómico se forman dos moles de ácido clorhídrico y se desprenden -92’31
KJ.
Es importante señalar que si invertimos el sentido de la reacción el signo de
la entalpia cambia:
2HCl  Cl2 + H2
∆H = +92′ 31
KJ
mol
8. Velocidad de reacción
Algunas reacciones químicas se producen muy rápidamente (i.e. combustión
del gas de un mechero) mientras que otras transcurren más despacio (i.e.
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oxidación del hierro). Por lo tanto, es evidente que no todas las reacciones
químicas transcurren con la misma rapidez.
Llamamos velocidad de reacción a la rapidez con que los reactivos se
transforman en productos. Teniendo en cuenta la teoría de las colisiones,
podemos aumentar la velocidad de una reacción:
 Aumentando la temperatura. Si sube la temperatura conseguimos
que la velocidad de los reactivos sea mayor. De este modo es más
fácil que se rompan los enlaces entre los reactivos cuando chocan
entre sí.
 Aumentando la concentración de los reactivos. Al aumentar la
concentración de los reactivos más fácil es que las partículas se
encuentren y puedan chocar.
 Aumentando el grado de división de los reactivos solidos. Al
aumentar el grado de división de los reactivos, estos ofrecen mayor
superficie de contacto. De esta manera, se incrementa el número de
choques y aumenta la velocidad de la reacción.
 Añadiendo catalizadores. Los catalizadores son sustancias que
modifican la velocidad de la reacción.
9. Tipos de reacciones químicas
Podemos clasificar las reacciones químicas atendiendo a los siguientes
criterios:
9.1 Reacciones según la reorganización de los átomos
Reacciones de síntesis
En este tipo de reacciones las sustancias se combinan para producir otra
nueva:
C + O2  CO2
Reacciones de descomposición
En este caso una sustancia se descompone dando lugar a otras más
sencillas:
PbO2  Pb + O2
Reacciones de sustitución o desplazamiento
En ellas un elemento desplaza a otro en un compuesto y lo sustituye dando
lugar a un nuevo compuesto:
Zn(s) + CuSO4(aq)  Cu (s) + ZnSO4(aq)
Reacciones de doble sustitución o desplazamiento
En este caso existe un intercambio de elementos en dos o más compuestos
de la reacción:
NaCl(aq) + AgNO3(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq)
9.2 Reacciones según el mecanismo de la reacción
Reacciones ácido-base
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Se consideran ácidos aquellas sustancias que al disolverse en agua se
disocian en un ión positivo (H+) y otro negativo que depende de la
naturaleza del ácido:
HNO3(aq)  H+(aq) + NO3+(aq)
Son bases aquellas sustancias que al disolverse en agua se disocian en un
ión negativo (OH-) y otro positivo que depende la naturaleza de la base.
Cada una de estas sustancias tiene propiedades características. Los ácidos
son capaces de disolver metales desprendiendo hidrógeno mientras que las
bases son capaces de disolver las grasas.
Para saber si una sustancia tiene un carácter ácido o básico existen unos
indicadores de colores. (indicadores de PH):
La escala de PH va del 1 al 14:
-Si el PH es menor que siete la sustancia es ácida.
-Si el PH es mayor que siete la sustancia es básica.
-Si el PH es igual a siete la sustancia es neutra.
Cuando un ácido reacciona con una base se produce una reacción de
neutralización. Como productos se obtienen la sal del ácido y agua:
Ácido + Base  Sal + Agua
Un ejemplo sería:
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
Reacciones de combustión
En la combustión reacciona una sustancia (llamada combustible) con el
oxígeno. Este tipo de reacciones son exotérmicas y desprenden gran
cantidad de energía en forma de luz y calor. Entre los productos de la
reacción suelen encontrarse dióxido de carbono y agua.
Un ejemplo de reacción de combustión sería la del butano (C4H10). Esta es
la reacción que se da cuando encendemos un mechero:
2C4H10(g) + 13O2(g)  8CO2(g) + 10H2O(g)
10. Reacciones irreversibles e reversibles
Decimos que una reacción es irreversible si solo se produce en un
sentido. Este tipo de reacciones finaliza cuando se agota uno de los
reactivos. En este tipo de reacciones el sentido de la reacción se expresa
con una flecha en la ecuación química:
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CH4 + 2O2  CO2+2H2O
Por otra parte, existen reacciones reversibles en las que los productos
formados se combinan de nuevo para producir los reactivos iniciales. Como
este tipo de reacciones se da en dos sentidos se expresan con una doble
flecha:
H2(g)+ I2(g)
↔ 2HI(g)
La ecuación química anterior es una forma de representar las dos
reacciones químicas que se están produciendo simultáneamente, la directa:
H2(g)+ I2(g)
→ 2HI(g)
y la inversa:
2HI(g)→ H2(g)+ I2(g)
Equilibrio químico
En reacciones reversibles al cabo de cierto tiempo la situación se estabiliza,
las velocidades de reacción se igualan y las concentraciones de las
sustancias permanecen constantes (H2,I2,HI). En estas condiciones se ha
alcanzado el estado de equilibrio químico.
En el equilibrio químico la velocidad de reacción directa es igual a la
inversa y las concentraciones de las sustancias permanecen constantes.
Si alteramos las condiciones en las que se produce la reacción se tiende a
alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Podemos alterar las condiciones en
las que se produce la reacción modificando: la concentración de los
reactivos, la temperatura o la presión.
11. Interpretación cuantitativa de una ecuación química
Como hemos visto, una ecuación química ajustada aporta información
acerca de las proporciones que intervienen, tanto en los reactivos como en
los productos. Una ecuación química ajustada se puede interpretar de
diversas formas:
2H2
+
O2
2H2O
Moléculas
Mol
Masa
Volumen
en c.n.
2 moléculas de
H2
1 molécula de
O2
2 moléculas de
H2O
2 moles de H2
1 mol de O2
2 moles de
H2O
4 g de H2
32 g de O2
36 g de H2O
44’8 L de H2
22’4 L de O2
44’8 L de H2O
Como acabamos de mostrar podemos interpretar las ecuaciones químicas
en términos de volumen en condiciones normales (c.n).
Volumen de un gas en condiciones normales
Se consideran condiciones normales:
Temperatura = 0 ºC = 273 K
Presión = 1 atm
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En estas condiciones el volumen de un mol de cualquier gas ocupa un
volumen de 22’4 L. Por lo tanto, para hallar el volumen que ocupa un gas
en condiciones normales (c.n.) solo tenemos que aplicar un sencillo factor
de conversión:
1 mol × (
22′ 4 L
) = 22′ 4 L
1 mol
Volumen de un gas
En general los gases se pueden encontrar en condiciones diferentes de
presión y temperatura. Experimentalmente se comprueba que existe una
ecuación matemática que relaciona la presión, volumen y temperatura de
un gas:
𝐏𝐕 = 𝐧𝐑𝐓
donde P es la presión medida en atmósferas, V el volumen medido en litros,
n el número de moles y T la temperatura en grados kelvin.
R es la constante universal de los gases y su valor es:
𝐑 = 𝟎′ 𝟎𝟖𝟐
𝐚𝐭𝐦 × 𝐋
𝐊 × 𝐦𝐨𝐥
La ecuación anterior recibe el nombre de ley de los gases ideales. Esta
ecuación se cumple para todos los gases cuando se encuentran en
condiciones de baja presión y alta temperatura.
12. Cálculos estequiométricos
Los cálculos que se refieren a las cantidades de las sustancias que
intervienen en una reacción química se llaman cálculos estequiométricos.
Podemos calcular la masa, los moles, el volumen, etc de cualquier sustancia
que interviene en la reacción. Para llevar a cabo los cálculos
estequiométricos primero hay que ajustar la reacción y luego establecer las
proporciones adecuadas entre las sustancias que intervienen.
Para realizar cálculos estequiométricos vamos a seguir siempre el mismo
proceso.
Cálculos con masas
Ejemplo 2  El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de
zinc e hidrógeno gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido: ¿Cuántos
gramos de zinc reaccionan?
Datos: M(H)=1u; M(Cl)=35’5u; M(Zn)=65’4u
Para resolver el problema vamos a seguir los siguientes pasos:
1. Escribir la ecuación
Ácido clorhídrico + Zinc  Cloruro de zinc + Hidrógeno gaseoso
HCl + Zn  ZnCl2 + H2
2. Ajustar la ecuación
Utilizamos el método explicado en el punto 4.1. Obtenemos el siguiente resultado:
2HCl + Zn  ZnCl2 + H2
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3. Dibujar un esquema que nos indique los pasos a seguir para resolver el
problema.
Primero indicamos en el esquema los datos que nos dan y lo que queremos
calcular:
2HCl
+
6g
Zn

ZnCl2
+ H2
Xg
En el esquema tenemos que indicar los pasos a seguir para pasar de gramos de HCl
a gramos de Zn. Es importante señalar que no podemos pasar directamente de
gramos de HCl a gramos de Zn directamente. Para pasar de una sustancia a otra, la
única manera que tenemos de hacerlo es a través de los moles.
2HCl
+
6g
Zn

ZnCl2
+ H2
Xg
1.
3.
mol
mol
2.
4. Realizar los cambios de unidades necesarios para resolver el problema.
Tal y como se muestra en el esquema anterior para pasar los 6 gramos de ácido a
gramos de cinc tenemos que realizar tres cambios de unidades:
1. Pasamos de gramos de HCl a moles. Para hacerlo tenemos que calcular la masa
molecular del ácido clorhídrico y luego aplicar el factor de conversión.
M(HCl)=36’5 u
Aplicamos el factor de conversión al dato inicial:
1 mol HCl
6 g HCl × ( ′
) = 0′ 16 moles HCl
36 5g HCl
2. Pasamos de moles de HCl a moles de cinc
Tenemos que tener en cuenta los coeficientes estequiométricos en el factor de
conversión.
1 mol Zn
0′ 16 moles HCl × (
) = 0.08 moles Zn
2 moles HCl
2. Pasamos de moles de cinc a gramos de cinc
0.08 moles Zn × (
65′ 4 g Zn
) = 5′ 2 g Zn
1 mol Zn
Cálculos con volúmenes en condiciones normales
-Cálculo masa-volumen
Ejemplo 3  Tenemos la siguiente reacción química ajustada:
MnO2 +
4HCl 
MnCl2 +
Cl2
+2H2O
Si tenemos 7’5 g de HCl que volumen de cloro obtendremos en condiciones
normales
Datos: M(H)=1u; M(Cl)=35’5u
Seguimos los pasos descritos en el ejemplo anterior para resolver el problema:
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MnO2 +

4HCl
MnCl2 +
Cl2
7’5 g
+2H2O
XL
1.
3.
mol
mol
2.
1. Pasamos de gramos de HCl a moles
7′5 g HCl × (
1 mol HCl
) = 0′ 2 moles HCl
36′ 5g HCl
2. Pasamos de moles de HCl a moles de cloro
1 mol Cl2
0′ 2 moles HCl × (
) = 0.05 moles Cl2
4 moles HCl
3. Pasamos de moles de cloro a litros de cloro
0.05 moles Cl2 × (
22′4 L Cl2
) = 1′ 1 L Cl2
1 mol Cl2
-Cálculo volumen-volumen
Calcular los litros de amoniaco que se obtendrán cuando reaccionan 0,5 L de H 2.
Ambos gases se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura.
N2
+
3H2

2NH3
0’5 L
XL
1.
Siempre que tengamos gases en las mismas condiciones de presión y temperatura
podemos pasar de litros de una sustancia a otra sin tener que convertirlos a moles.
Esto es debido a que volúmenes iguales de diferentes gases medidos en las mismas
condiciones contienen el mismo número de moles.
Actuamos igual que cuando pasamos de moles de una sustancia a otra. Asignamos
los coeficientes estequiométricos correspondientes a cada sustancia en el factor de
conversión.
2 L NH3
0′ 5 L H2 × (
) = 0.33 L NH3
3 L H2
Cálculos con volúmenes en condiciones no normales
Ejemplo 4  La combustión del amoniaco produce monóxido de nitrógeno y
agua. Calcula el volumen de oxígeno medido a 700K y 1’1 atm necesario
para obtener 200 g de monóxido de nitrógeno.
Datos: M(N)=14u; M(O)=16u
Escribimos la ecuación:
NH3
+
O2

NO
+
H2O
Después de ajustar la ecuación con el método de los coeficientes obtenemos:
4NH3
+
5O2

XL
4NO
6H2O
200 g
3.
1.
mol
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+
mol
2.
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Resolvemos el problema paso a paso:
1. Pasamos de gramos de NO a moles
M(NO)=14u+16u=30u
1 mol NO
200 g NO × (
) = 6′ 7 moles NO
30 g NO
2. Pasamos de moles de NO a moles de oxígeno
6′7 moles NO × (
5 mol O2
) = 8′3 moles O2
4 moles NO
3. Pasamos de moles oxígeno a litros
En este caso el gas no se encuentra en condiciones normales. Para calcular el
volumen tenemos que hacer uso de la ecuación de estado de los gases ideales.
𝐏𝐕 = 𝐧𝐑𝐓 → 𝐕 =
sustituimos los datos:
𝐕=
𝐧𝐑𝐓
𝐏
𝐚𝐭𝐦 × 𝐋
) × 𝟕𝟎𝟎𝐊
𝐊 × 𝐦𝐨𝐥
𝟖′ 𝟑 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 × 𝟎. 𝟎𝟖𝟐 (
𝟏′ 𝟏 𝐚𝐭𝐦
= 𝟒𝟑𝟑′ 𝟏 𝐋 𝐎𝟐
Cálculos con rendimientos en la reacción
Lo normal es que en la práctica las cantidades obtenidas en el laboratorio
sean distintas a las calculadas teóricamente. Este es debido a que la
reacción no es totalmente efectiva. Se define el rendimiento de una
reacción como:
𝐫=(
𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨𝐬 𝐫𝐞𝐚𝐥𝐞𝐬
) × 𝟏𝟎𝟎
𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨𝐬 𝐭𝐞ó𝐫𝐢𝐜𝐨𝐬
Ejemplo 5  El nitrato de plomo (II) reacciona con el yoduro potásico para
dar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II).
a) Plantear y ajustar la ecuación correspondiente al proceso.
b) Cuando se hacen reaccionar 15,0 g de nitrato de plomo (II) se obtienen
18,5 g de yoduro de plomo (II) ¿Cuál es el rendimiento del proceso?
Datos: M(N)=14u; M(O)=16u; M(Pb)=207’2u; M(I)=126’9u
a) Escribimos la ecuación ajustada:
Pb (NO3)2
+
2 KI

PbI2
+
2KNO3
b) Después escribiríamos el esquema para calcular los gramos teóricos que se
producirían de PbI2 al reaccionar los 15 gramos de Pb(NO3)2. Nos quedarían los
siguientes factores de conversión:
1 mol Pb(NO3 )2
1 mol PbI2
461 g PbI2
15 g Pb(NO3 )2 × (
)×(
)×(
) = 20′ 9 g PbI2
331′ 2 g Pb(NO3 )2
1 mol Pb(NO3 )2
1 mol PbI2
Vemos que la cantidad teórica predicha es superior a la obtenida. Podemos calcular
el rendimiento aplicándo la fórmula:
r=(
I.E.S. CAURA (Coria del Rio)
18′ 5g PbI2
) × 100 = 88′ 5%
20′9 g PbI2
Página 14
Ejemplo 6  10’3 g de zinc reaccionan con ácido sulfúrico para dar sulfato
de zinc e hidrógeno:
H2SO4+Zn 
ZnSO4+H2
Calcular la cantidad de sulfato de zinc obtenida si el rendimiento para el
proceso es de un 75 %.
Datos: M(Zn)=65’4u; M(S)=32u; M(O)=16u
En este caso realizaríamos el cálculo normal para calcular la cantidad teórica de
sulfato de cinc:
1 mol Zn
1 mol ZnSO4
151′5 g ZnSO4
10′3 g Zn × (
)×(
)×(
) = 23′ 86 g ZnSO4
65′4 g Zn
1 mol Zn
1 mol ZnSO4
Ahora tenemos que aplicar un factor corrector que tenga en cuenta el rendimiento
de la reacción. Aplicamos una regla de tres o calculamos el factor de conversión
correspondiente directamente:
75
23′ 86 g ZnSO4 × (
) = 19′ 1 g ZnSO4
100
Cálculos con reactivos en disolución
Lo común es que los reactivos que se utilicen se encuentren en forma de
disolución acuosa y que se trabaje directamente con cantidades de
disolución y no de soluto. La concentración de una disolución nos indica la
relación entre sus dos componentes: el soluto que es la sustancia que se
encuentra en menor cantidad y el disolvente que es la sustancia que se
encuentra en mayor cantidad y disuelve al soluto. Existen varias formas de
expresar la concentración de una disolución:
Molaridad: cantidad de moles de soluto disueltos en un litro de disolución.
𝐌=
𝐧𝐮𝐦. 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨
𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧
Porcentaje en masa: gramos de soluto que hay en cien gramos de
disolución. Se emplea en disoluciones de sólidos en líquidos.
𝐦𝐚𝐬𝐚(𝐠) 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨
% 𝐦𝐚𝐬𝐚 = (
) × 100
𝐦𝐚𝐬𝐚(𝐠) 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 + 𝐦𝐚𝐬𝐚(𝐠) 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞
Porcentaje en volumen: Mililitros de soluto que hay en 100 mL de
disolución. Se emplea en disoluciones de líquidos en líquidos.
𝐕(𝐦𝐋) 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨
% 𝐯𝐨𝐥 = (
) × 100
𝐕(𝐦𝐋) 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧
Gramos por litro: Masa de soluto en gramos que hay por cada litro de
disolución.
𝐦𝐚𝐬𝐚(𝐠) 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨
𝐠/𝐋 = (
)
𝐕(𝐋) 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧
Ejemplo 7  Calcula la masa de cloruro de plata que se obtendrá al añadir
nitrato de plata a 10 mL de una disolución 1M de NaCl. La reacción ajustada
es:
AgNO3(aq) + NaCl(aq)  AgCl(s) + NaNO3
Datos: M(Ag)=107’9u; M(Cl)=35’5u
Dibujamos el esquema necesario para resolver el problema.
AgNO3(aq) + NaCl(aq)  AgCl(s) + NaNO3
I.E.S. CAURA (Coria del Rio)
Página 15
0’01 L
Xg
1.
3.
mol
mol
2.
Vamos paso a paso:
1. Aplicamos la fórmula de la molaridad para obtener el número de moles de nitrato
de plata:
num. moles de soluto
M=
→ M × litros de disolución = num. moles de soluto
litros de disolución
num. moles de soluto = 1M × 0′ 01L = 0′ 01 mol
2. Pasamos de moles de nitrato de plata a moles de cloruro de plata:
1 mol AgCl
0′ 01 moles AgNO3 × (
) = 0′ 01 mol AgCl
1 mol AgNO3
3. Pasamos de moles a gramos.
Primero calculamos la masa de del cloruro de plata. M(AgCl)=143’4 u
143′ 4 g AgCl
0′ 01 mol AgCl × (
) = 1′ 43 g AgCl
1 mol AgCl
13. Cálculo de la entalpía: ley de Hess
Podemos enunciar la ley de Hess de la siguiente forma:
Si una reacción química se puede producir en diversas etapas, la entalpia de
reacción es igual a la suma de las entalpias de reacción en las etapas
intermedias.
Según lo anterior la entalpia de reacción no depende del proceso que haya
seguido la reacción, únicamente depende de los estados iniciales y finales.
Ejemplo 8  Determina la entalpia de reacción de:
2CO(g) + O2(g)  2CO2(g)
a partir de las ecuaciones siguientes:
C(s) + O2(g)  CO2(g)
∆H = −393′ 5
2C(s) + O2(g)  2CO(g)
∆H = −221′ 0
KJ
mol
KJ
mol
Teniendo en cuenta la ley de Hess para obtener la entalpía de reacción que se nos
pide podemos operar algebraicamente con las dos ecuaciones químicas que se nos
dan para obtener la ecuación original y su entalpía de formación.
+
2C(s) + 2O2(g)  2CO2(g)
∆H = −787′ 0
2CO(g)  2C(s) + O2(g)
∆H = +221′ 0
KJ
mol
2C(s) + O2(g)  2CO(g)
∆H = −556′ 0
KJ
mol
KJ
mol
Al quemar dos moles de CO obtenemos 566 KJ. Es una reacción exotérmica.
Ejemplo 9  Dada la siguiente reacción:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
∆H = 178′3
KJ
mol
Datos: M(Ca)=40u; M(C)=12u;M(O)=16u
Calcula la energía necesaria para descomponer 25g de carbonato de calcio.
Sabemos que la entalpia de reacción nos da la energía por mol necesaria para que
se produzca la reacción. En este caso, para averiguar la energía necesaria
I.E.S. CAURA (Coria del Rio)
Página 16
necesitamos calcular el número de moles que tenemos de carbonato de calcio. Para
ello pasamos los gramos a moles con un factor de conversión:
M(CaCO3)=40u+12u+3x16u=100u
1 mol CaCO3
25 g CaCO3 × (
) = 0′ 25 mol CaCO3
100 g CaCO3
Para hallar la energía total multiplicamos el número de moles que tenemos por la
entalpia de formación:
E = 0′ 25 mol × 178′ 3
KJ
= 44′ 6 KJ
mol
Necesitariamos suministrar 44’6 KJ ya que es una reacción endotérmica.
I.E.S. CAURA (Coria del Rio)
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EJERCICIOS DE TEORÍA
1. Define número atómico, número másico e isótopo.
2. Justifica si los siguientes procesos son físicos o químicos:
-La oxidación de una pieza de hierro.
-La combustión del carbón.
-La evaporación del agua.
-La disolución del azúcar en agua.
-La acción del salfumán sobre el mármol.
3. Clasifica las siguientes reacciones según la reorganización del os átomos
que intervienen en ellas:
a) SO3(g)+ H2O(l)  H2SO4(l)
b) HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
c) Na2CrO4(aq) + 2AgNO3(aq)  Ag2CrO4(s) + 2NaNO3(aq)
d) 2H2O(l)  2H2(g) + O2(g)
4. Para conseguir que el nitrógeno, N2, y el oxígeno, O2, reaccionen para
formar monóxido de nitrógeno, NO, es necesario calentar los reactivos
hasta 2000ºC. Razona porque la reacción no tiene lugar a temperatura
ambiente.
5. Completa las
posteriormente:
siguientes
reacciones
de
neutralización
ajustándolas
HNO3(aq) + Fe(OH)3(s) 
HCl(aq) + Cu(OH)2(s) 
H2SO4(aq) + Al(OH)3(s) 
HCl(aq) + NH4OH(aq) 
6. En estado de equilibrio químico:
a) Las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales.
b) Las concentraciones de las sustancias presentes son iguales.
c) No se produce reacción química porque el proceso ha finalizado.
7. Ajusta las siguientes ecuaciones e interprétalas en términos moleculares,
molares, de masa y volumen en condiciones normales.
C + O2  CO
KNO3 + C  KNO2 + CO2
HNO2  HNO3 + NO + H2O
Cl2 + O2  Cl2O
8. Comprobar que en las ecuaciones del ejercicio anterior ajustadas se
conserva la masa.
9. Señala las magnitudes que se conservan en una reacción química:
a) el número de moléculas
b) el número de átomos
c) La masa
d) el número de moles
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10. ¿Qué entiendes por velocidad de una reacción? Indica los factores que
influyen en ella:
a) Temperatura
b) Masa molecular de las sustancias
c) La densidad
d) La concentración
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PROBLEMAS
 Moles
1. Se tiene una mezcla de 34g de NH3. Calcula: a) el número de moles; b)
el número de moléculas; c) el número de átomos de N y H.
Sol: a)2 moles; b) 1’2x1024 moléculas; c) 1’2x1024 átomos de N y 3’6x1024
átomos de H.
2. ¿Qué cantidad de SO2 en gramos hay en 0’5 moles de esa sustancia?
Sol: 32g
3. Averigua cuantos moles y moléculas hay en 100g de NaOH.
Sol: a) 2’5 moles;b) 1’5x1024 moléculas
4. Calcula cuantos moles y moléculas hay en 72g de H2O.
Sol: 4 moles y 2’4x1024 moléculas.
5. Pasar a moléculas: a) 34g de H2S; b) 40g de SO3; c) 36g de H2O; d) 66g
de CO2.
6. Se tienen 2 moles de CO2: a) ¿Cuántos gramos son?; b) ¿Cuántas
moléculas son?
Sol: a) 88g; b) 1’2x1024 moléculas.
7. ¿Cuántos gramos hay en 1’5 moles de H2SO4?
Sol: 147g
8. a) ¿Dónde hay más moléculas, en 8 moles de N2 o en 2 moles de H2?
b) ¿Y dónde hay más masa?
Datos : M(N)=14u; M(H)=1u
9. a) ¿Cuántos moles de C3H8 hay en 60 gramos de dicha sustancia?
b) ¿Cuántas moléculas habrá?
c) ¿Y cuántos átomos de cada elemento?
Datos: M(C)=12u; M(H)=1u
10. Realiza los siguientes cálculos:
a) ¿Cuántos moles y moléculas hay en 20 gramos de Fe3 (PO4)2?
b) ¿Cuántos átomos de cada elemento tengo en 20 g de la sustancia
anterior?
Datos: M(Fe)=55.8u; M(P)= 31u; M(O)= 16u
c) En una muestra de Co(OH)3 se han detectado 3.1· 1024 átomos de
hidrógeno ¿Cuántas moléculas de Co(OH)3 había?
d) ¿y cuántos gramos de Co(OH)3?
Datos: M(Co)=58.9u; M(O)= 16u; Ma(H)= 1u
I.E.S. CAURA (Coria del Rio)
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11.
Completa la tabla
Compuesto
Masa molecular
(u)
H2O
H2O2
NaOH
CH4
90
Masa (g)
Cantidad de
sustancia (mol)
Número de
átomos
4
1’2x1024
16
12. Realiza los siguientes cálculos:
a) La fórmula del ácido ascórbico ( vitamina C) es C3H4O3. ¿Cuántos moles y
moléculas hay en 20 gramos de vitamina C? ¿Y cuántos átomos de H?
Datos: M(H)=1u; Ma(C)= 12u; M(O)= 16u
b) En una muestra de CCl4 se han detectado 3.1· 1024 átomos de Cloro
¿Cuántas moléculas de CCl4 había? ¿y cuántos gramos de CCl4?
Datos: M(Cl)=35,5 u; M(C)= 12u
 Ajuste de ecuaciones químicas
13. Ajusta las siguientes reacciones:
C + O2  CO
KNO3 + C  KNO2 + CO2
HNO2  HNO3 + NO + H2O
Cl2 + O2  Cl2O
HIO3 + HI  I2 + H2O
H2S + SO2  S + H2O
14. Ajusta las siguientes reacciones:
H2 + Br2  HBr
CH4 + O2  CO2 + H2O
NH4NO3  N2O + H2O
NH3 + CuO  N2 + Cu + H2O
C3H6 + O2  CO2 + H2O
CaH2 + H2O  Ca(OH)2 + H2
15. Ajusta las siguientes reacciones:
Fe2O3 + C  Fe + CO2
H2SO4 + HI  I2 + SO2 + H2O
H2SO4 + S  SO2 + H2O
Na2SO4 + C  CO2 + Na2S
ZnS + O2  ZnO + SO2
16. Ajusta las siguientes reacciones:
H2 + O2  H2O
SO2 + O2 + H2O  H2SO4
NH4NO3  N2O + H2O
KClO  KCl + KClO3
Al + NaOH + H2O  NaAlO2 + H2
H2O2 +HBr  Br2 + H2O
17. Ajusta las siguientes reacciones:
CO + H2  CH4O
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HCl + O2  Cl2 + H2O
S2Fe + O2  Fe2O3 + SO2
H2S + SO2  S + H2O
H2S + H2SO3  S + H2O
CaO + NH4Cl  CaCl2 + NH3 + H2O
HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + H2O
18. Ajusta las siguientes reacciones:
N2 + O2  NO2
HCl + Zn(OH)2 + O2  CO2 + H2O
HgO  Hg + O2
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
HgO  Hg + O2
 Escribir reacciones químicas
19.
Escribe y ajusta las siguientes reacciones químicas:
a) Plata + sulfuro de hidrógeno → sulfuro de plata + hidrógeno.
b) Pentaóxido de dinitrógeno + agua → ácido nítrico.
c) Cinc + ácido clorhídrico → cloruro de cinc + hidrógeno.
20.
Escribe y ajusta las siguientes reacciones químicas:
a) Sulfuro de cobre (II) + oxígeno → óxido de cobre (II) + dióxido de
azufre.
b) Plomo + nitrato de plata → nitratode plomo (II) + plata.
 Concentraciones
21.
¿Qué masa tengo en 1L de ácido sulfúrico 0’5M?
Sol: 98g
22. Queremos preparar una disolución acuosa de cloruro de calcio 1’5M.
Calcula que cantidad de soluto necesitamos.
23. Tenemos 15 mL de una disolución de hidróxido de calcio en agua
0’5M. Calcula los moles y los gramos de hidróxido de calcio que
tenemos.
24. ¿Cuál es la molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 5g
de NaCl en agua hasta tener 100mL de disolución?
Sol: 0’85M
25. ¿Cuántos gramos de una disolución al 8% de Na2SO4 necesito si
deseo tener dos gramos de esa sustancia?
Sol: 25g
26. ¿Cuál es la concentración expresada en tanto por ciento en masa de
una disolución que contiene 10g de soluto y 90g de disolvente?
Sol: 10%
I.E.S. CAURA (Coria del Rio)
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27. Calcula la molaridad de una disolución sabiendo que contiene 80g de
NaOH en 500 mL de disolución.
Sol: 4M
28. En el laboratorio disponemos de 250 mL de una disolución 0,5 M de
ácido clorhídrico.
a) ¿Cuántos moles de soluto hay en dicha disolución?
b) Calcula los gramos de HCl que tenemos.
c) Expresa la concentración en g/L.
d) ¿Cuál será la concentración si añadimos 750 mL de agua a la disolución
anterior?
Datos:M(Cl)=35’5u; M(H)=1u.
Sol: a) 0’125; b) 4’6g; c) 18’25 g/L; d) 0’125 M
29. Una disolución de hidróxido de potasio contiene 112g de soluto por
cada litro de disolución.
a) Calcula la molaridad de la disolución.
b) Si la densidad de la disolución es de 1’1 g/mL, expresa la
concentración en % en masa.
Datos: M(K)=39u; M(O)=16u;M(H)=1u
30. Completa la siguiente tabla relativa a la molaridad del hidróxido de
sodio.
Soluto (g)
Disolución
80
100
1L
2000mL
500mL
5L
Cantidad de
sustancia (mol)
Molaridad
5
1’5
 Cálculos estequiométricos
Cálculos con masas
31. Calcula la masa de hierro que se producirá al tratar con monóxido de
carbono 500g de FeO según la ecuación:
FeO + CO  Fe + CO2
Sol: 388’4g
32. A 400 0C el nitrato amónico se descompone en monóxido de
dinitrógeno y vapor de agua: NH4NO3  N2O + H2O
a) Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso.
b) Calcular los gramos de agua que se formarán en la descomposición de
8,00 g de nitrato amónico.
Sol: a) NH4NO3  N2O + 2H2O ; b) 3,60 g de H2O
I.E.S. CAURA (Coria del Rio)
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33. El clorato potásico se descompone en cloruro potásico y oxígeno
cuando se calienta. Calcular los gramos de clorato potásico que se
descomponen al obtener 1,92 g de oxígeno.
Sol: 4’9 gr; Reacción: 2KClO3  2KCl + 3O2
34. Se mezclan 35,4 gramos de cloruro de sodio en solución acuosa con
99,8 gramos de nitrato de plata.
a) Calcula los gramos de cada reactivo que reaccionan.
b) ¿Cuánto cloruro de plata precipita?
Sol: a) 34’4 gr de cloruro sódico y 99’8 gr de nitrato de plata; b) 84’2 gr de
cloruro de plata.
Reacción: NaCl + AgNO3  AgCl (↓) + NaNO3
35. Al reaccionar cloruro de hidrógeno con óxido de bario se produce
cloruro de bario y agua.
a) Escribe la ecuación química ajustada.
b) Calcula la cantidad de cloruro de bario que se produce cuando reaccionan
20’5g de óxido de bario con la cantidad necesaria de ácido.
c) Si ponemos 7g de cloruro de hidrógeno ¿reaccionaria todo el óxido de
bario?
Datos: M(Ca)=40u;M(O)16u; M(H)=1u;M(Ba)=137’3u; M(Cl)=35’5u
Sol: b) 27’8g; c) no sobran 5’38g de BaO
36. Calcula la masa de agua que se obtendrá al reaccionar 9g de
hidrógeno gas con 85g de oxígeno gas.
Sol: 81g
37. Para la combustión de 60g de carbono de 200g de oxígeno. Calcula la
cantidad de dióxido de carbono que se obtendrá y señala el reactivo que
se encuentra en exceso.
Sol: 220g.
38. El hidróxido de calcio reacciona con el ácido clorhídrico para dar
cloruro de calcio y agua.
a) Ajusta la reacción.
b) Calcula la cantidad de hidróxido de calcio necesaria para formar 100g de
agua.
39. El hierro se oxida en contacto con el oxígeno transformándose en
óxido de hierro (III). En un recipiente colocamos 5g de limaduras de
hierro y dejamos que se oxiden completamente. ¿Cuántos gramos de
óxido de hierro (III) se han formado?
Sol: 7’18g
Cálculos con volúmenes en condiciones normales
40. El gas amoniaco (NH3) se obtiene haciendo reaccionar gas nitrógeno
(N2) y gas hidrógeno (H2). En un recipiente tenemos 15L de gas
amoniaco. Contesta:
I.E.S. CAURA (Coria del Rio)
Página 24
a) ¿Qué volumen de gas nitrógeno e hidrógeno, medido en condiciones
normales, ha debido reaccionar para obtener esa cantidad de amoniaco?
b) ¿Cuántos moles de amoniaco tenemos en el recipiente?
Sol: a) 7’5 L N2 y 22’5 L H2; b) 067 mol de NH3
41. El ácido sulfúrico ataca al cinc y se produce sulfato de cinc e
hidrógeno gas. Calcula cuantos gramos de cinc deben utilizarse para
producir 5L de oxígeno en condiciones normales.
Sol: 14’6g
42. El metano se quema con oxígeno para dar lugar a dióxido de carbono
y agua. Si reaccionan 64g de metano, determina:
a) La ecuación química ajustada.
b) La cantidad de dióxido de carbono que se forma.
c) El número de moléculas de agua que aparecen.
d) El volumen de oxígeno necesario en condiciones normales.
Datos: M(H)=1u; M(O)=16u;M(C)=12u.
Sol: b) 176g; c) 4’8x1024 moléculas; d) 179’2L
43.
Dada la ecuación química:
CaH2 + H2O  Ca(OH)2 + H2
a) Ajusta la ecuación.
b) Calcula los moles de hidrógeno que se obtienen cuando reaccionan 6’3 g
de hidruro de calcio.
c) Halla los gramos de hidróxido de calcio que se forman.
d) Indica la cantidad de hidruro de calcio necesaria para obtener 20L de
hidrógeno en condiciones normales.
Sol: b) 0’15 moles; c) 11’1g; d) 27’5g
44. Se queman 5 litros de metano (gas):
CH4 + O2 = CO2 + H2O
a) Ajusta la reacción; b) Calcula los litros de oxígeno necesarios y el
volumen de dióxido de carbono obtenido si todos los gases se miden en las
mismas condiciones de P y T. La reacción de combustión del metano es:
Sol: a) 10 litros de O2 ; 5 litros de CO2
45. Se queman 87 g de butano en atmósfera de oxígeno.
a) Escribir ajustada la reacción correspondiente.
b) Calcular el volumen de CO2 en c.n. formado.
c) ¿Cuál será el número real de moléculas de anhídrido carbónico que se
han formado?
Sol: a) 2C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10H2O ; b) 134’4 l CO2 en c.n. ;c)
3’6138x1024 moléculas CO2
46. El peróxido de bario (BaO2) se descompone dando óxido de bario
(BaO) y oxígeno. Si se parte de 50 g de peróxido de bario. ¿Qué masa
de óxido se obtendrá y qué volumen de oxígeno en c.n.?
Sol: 45’3 g ; 3’3 l ; Reacción: 2BaO2 = 2BaO + O2
47. Calcula la masa de estaño que se obtendrá al reducir una muestra de
óxido con 1500 cm3 de hidrógeno gas medidos en condiciones normales:
I.E.S. CAURA (Coria del Rio)
Página 25
SnO + H2  Sn + H2O
Sol: 8g
48. Cuando el sulfuro de hidrógeno reacciona con oxígeno se forma
dióxido de azufre y vapor de agua. Calcula el volumen de O2 medido en
condiciones normales que se necesita para quemar 20g de sulfuro de
hidrógeno.
Sol: 19’8 L.
49. En la reacción entre el ácido sulfúrico,H2SO4, y el aluminio, Al, se
forma sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, y se desprende gas hidrógeno, H2.
Calcula la masa de sulfato de aluminio y el volumen de hidrógeno,
medido en c.n., que puede obtenerse a partir de 15’0g de Al.
Sol: 95’0g sulfato de aluminio, 18’7 L de hidrógeno.
50. La calcinación de carbonato de calcio, CaCO3, produce óxido de calcio,
CaO, y gas dióxido de carbono, CO2. Calcula la masa de CaO y el
volumen de CO2 medido en condiciones normales que se obtendrá al
calcinar 250g de carbonato de calcio.
Sol: 140g de CaO; 56 L CO2
51. El gas butano, C4H10, arde en presencia de oxígeno y produce dióxido
de carbono y vapor de agua. Calcula el volumen de oxígeno necesario
para quemar 100g de butano y los volúmenes en condiciones normales
de dióxido de carbono y vapor de agua producidos.
Sol: 251 L O2; 154’5 L CO2; 193’1 L H2O.
Cálculos con volúmenes en condiciones no normales
52. El propano, C3H8, reacciona con el oxígeno, O2, quemándose y
produciendo dióxido de carbono y agua. Calcula los gramos de propano
que deben quemarse para obtener 50L de CO2 medidos a 25ºC y 740
mm Hg.
Sol: 29’2g
53. a) Ajusta la reacción: NH3  H2 + N2
b) Teniendo en cuenta que se han obtenido dos litros de H2 en condiciones
normales, calcula cuántos gramos de NH3 han reaccionado.
c) Calcula cuántos gramos de amoniaco se deben descomponer para
obtener 7 gramos de nitrógeno.
d) Calcula el volumen de hidrógeno que se obtiene cuando se descomponen
34 gramos de amoniaco a 1 atm de presión y 30 ºC.
Datos: M(H)=1u; M(N)= 14u.
54. El butano, C4H10 se quema en presencia de oxígeno y produce dióxido
de carbono y agua. Calcula la masa de butano que debe quemarse para
obtener 100L de CO2 medidos a 20ºC y 740 mmHg.
Sol: 58’6g
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55. El cloruro de amonio es un subproducto del proceso Solvay (síntesis
de amoniaco), y de dicha sustancia se recupera el amoniaco según la
reacción:
CaO + 2NH4Cl = CaCl2 + 2NH3(g) + H2O
¿Qué volumen de amoniaco gaseoso, medido en c.n., se puede obtener a
partir de 43,8 g de cloruro amónico?.
Sol: 18’3 l NH3 (g) en c.n.
56. El carbonato cálcico reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro
de calcio, dióxido de carbono y agua
a) Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso.
b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono medido a 20 0C y 700 mm de Hg
se desprenderá en la reacción?
Sol: a) CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + CO2 + H2O; b) 2,6 mL de CO2
57. Se trata un exceso de hidróxido de sodio en disolución con 1,12 L de
cloruro de hidrógeno gaseoso medidos a 30 0C y 820 mm de Hg
a) Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso
b) ¿Qué masa de NaCl se obtendrá supuesta completa la reacción?
Sol: a) NaOH + HCl  NaCl + H2O; b) 2,85 g de NaCl
58. Se mezclan 2 L de cloro gas medidos a 97 0 C y 3 atm con 3,45 g de
sodio metal y se dejan reaccionar hasta completar la reacción.
Cl2(g)+ 2Na(s)  2NaCl
Calcular:
a) Los gramos de cloruro de sodio obtenidos.
Sol: a) 8,9 g de NaCl
59. El sodio reacciona con el agua formándose hidróxido de sodio y gas
hidrógeno. Calcula cuantos litros de hidrógeno medidos a 20ºC y 750
mmHg se obtendrán si se parten de 6g de sodio.
Sol: 3’2 L.
Cálculos con rendimientos en la reacción
60. ¿Qué volumen de aire, en c.n. es necesario para oxidar
completamente 1 Kg de etanol? ¿Qué masa de agua se formará como
consecuencia de la combustión?
Dato: % de O2 en el aire 20%
Sol: 8.521’7 l de aire en c.n.; 1173’9 g H2O; Reacción: 2C2H6O + 7O2 
4CO2 + 6H2O
61. Una caliza que contiene un 75 % de carbonato cálcico, se trata con
exceso de ácido clorhídrico. Calcular la cantidad de caliza que se necesita
para obtener 10 dm3 de dióxido de carbono en condiciones normales.
Sol: 59,5 g de caliza; Reacción: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2
62. Por acción del calor, el bicarbonato amónico se descompone en
amoniaco, dióxido de carbono y agua. Se ha partido de 15 gramos de
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bicarbonato amónico y se ha obtenido un volumen de 3,71 dm3 de
dióxido de carbono, medidos en c.n. Calcúlese la pureza del bicarbonato
amónico. Pista: calcula los gramos de bicarbonato puros necesarios para
obtener el dióxido de carbono.
Sol: 87’2 %; Reacción: NH4HCO3 = NH3 + CO2 + H2O
63. En el proceso Mond para purificar el níquel se produce el níquel
tetracarbonilo , Ni (CO)4 , mediante la reacción
Ni + 4CO  Ni(CO)4
a) Calcular el volumen de monóxido de carbono necesario para
combinarse con 1 kg de níquel si se supone medido a 300 0 C y 2 atm
de presión.
b) Una vez terminada la reacción se determina la cantidad de Ni (CO)4
obtenida, obteniéndose 2 326,2 g ¿Cuál es el rendimiento del proceso?
Sol: a) 1600 litros de CO; b) 80%
64. En la síntesis del amoniaco: Nitrógeno + Hidrógeno  Amoniaco,
reaccionan 10 g de nitrógeno. Calcular el volumen de amoniaco obtenido
(medido en c.n.) si el rendimiento del proceso es del 40 %.
Sol: 6,4 litros de NH3
65. El ácido nítrico se puede preparar por reacción entre el nitrato de
sodio y el ácido sulfúrico según la siguiente reacción:
Nitrato de sodio + Ácido sulfúrico  Sulfato de sodio + Ácido nítrico
NaNO3 + H2SO4  Na2SO4 + HNO3
a) Ajusta la reacción.
b) Si se quieren preparar 100 g de ácido nítrico ¿qué cantidad de ácido
sulfúrico se debe emplear suponiendo un rendimiento del 70 % para el
proceso?
Sol:b) 111,1 g de H2SO4
66. Calcula cuántos Kg de ácido sulfúrico del 98 % de riqueza puede
obtenerse a partir de una tonelada de pirita del 75 % de riqueza. Si las
reacciones del proceso son:
4S2Fe + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 + 2H2O  2H2SO4
Sol: 1’252 Kg H2SO4 (98 %)
Cálculos con reactivos en disolución
67. El ácido clorhídrico reacciona con el hidróxido de calcio para dar
cloruro de agua y calcio. En un recipiente tenemos 50mL de una
disolución de hidróxido de calcio 0’5M. Calcula:
a) La cantidad máxima, en gramos, de cloruro de calcio que se puede
obtener.
b) El volumen de una disolución de HCl 0’25M que se necesita para
reaccionar con el hidróxido de calcio presente.
Sol: a) 2’78g; b) 0’2L
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68. Calcula la masa de cloruro de plata que se obtendrá al añadir nitrato
de plata a 10 mL de una disolución 1M de NaCl. La reacción que tiene
lugar es:
NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
Sol: 1’4g
69. Calcula el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido en condiciones
normales, que se necesita para reaccionar completamente con el cobre
contenido en 250 ml de una disolución 0,2 M (“0’2 Molar”, es decir,
contiene 0’2 moles por cada litro de disolución) de cloruro de cobre (II),
CuCl2.
Sol: 1,12 l ; Reacción : Cu + SH2 = CuS + H2
70. Un globo meteorológico se llena con hidrógeno procedente de la
reacción:
CaH2 + 2 H2O  Ca(OH)2 +2H2
a) ¿Cuántos gramos de hidruro de calcio harán falta para producir 250 litros
de hidrógeno medidos en c.n.?
b) ¿Cuánto hidróxido de calcio se habrá formado?
c) ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,1 M (“0’1 Molar”, es decir, contiene
0’1 moles por cada litro de disolución) será necesario para reaccionar con
todo el hidróxido de calcio formado?
Sol: a) 234’4 gr; b) 412’95 gr; c) 112 l.
71. El ácido sulfúrico reacciona con el peróxido de bario para dar sulfato
de bario y agua oxigenada (peróxido de hidrógeno). Calcular el volumen
de ácido sulfúrico 4 M necesario para obtener 5,0 g de peróxido de
hidrógeno.
Sol: 36,8 mL
72. El hidróxido de sodio reacciona con el tricloruro de hierro para dar
cloruro de sodio y un precipitado pardo de hidróxido de hierro(III) .
a) Escribir la reacción ajustada.
b) Si a una disolución de tricloruro de hierro se le añaden 20 mL de
disolución 0,75 M de hidróxido de sodio ¿qué masa de hidróxido de
hierro(III) se obtendrá?
Sol: 0,53 g
73. Calcula la masa de hidróxido de calcio que puede neutralizarse con 50
mL de disolución 1M de ácido clorhídrico.
Sol: 1’9g
74. Calcula el volumen 2M de ácido sulfúrico que se necesita para
reaccionar con 10g de óxido de cobre (II) según la reacción:
CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O
Sol: 0’063L
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75. Calcula el volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales,
que se obtendrá al reaccionar 30mL de una disolución de HCl de
densidad 1’09 g/mL y del 20% en masa, con exceso de cinc. Ten en
cuenta que en la reacción se obtiene cloruro de cinc, ZnCl2.
Sol: 2’01L
76. El CaCO3 reacciona con HCl produciendo CO2, cloruro de calcio y
agua.
a) Escribe y ajusta la reacción.
b) ¿Cuántos moles y gramos se obtendrán en condiciones normales a
partir de 50mL de disolución 3M de ácido clorhídrico?
c) ¿Cuántos moles de carbonato de calcio habrán reaccionado?
 Entalpia
77.
La combustión del carbono se produce de la siguiente forma:
C(s) + O2(g)  CO2(g)
∆H = −393′ 5 KJ
Calcula la entalpia de reacción de la descomposición de 3 moles de dióxido
de carbono.
Sol: +1180’5 KJ
78. En la reacción de formación del eteno gas, C2H4, a partir de sus
elementos, carbono sólido e hidrógeno gas, se deben aportar 49’8 KJ por
cada mol de eteno formado.
a) Escribe la reacción termoquímica ajustada. Indica si es endotérmica o
exotérmica.
b) Calcula la entalpía de reacción inversa al reaccionar 6 moles de
hidrógeno gas.
Sol: -149’4 KJ
79. Al quemar 500g de gas de dióxido de azufre con oxígeno se obtiene
trióxido de azufre y se desprenden 774 KJ.
a) Escribe la ecuación termoquímica ajustada.
b) Calcula la cantidad de dióxido de azufre que habrá que quemar para
obtener 5000 KJ.
Sol: b) 3230’7g
80. La combustión de un mol de propano desprende 2218 KJ. Calcula el
calor que desprenderá la combustión de 88g de propano.
Sol: 4436 KJ
81. Calcula la energía necesaria para descomponer 25g de carbonato de
calcio:
CaCO3  CaO + CO2
∆H = 178′ 3KJ
Sol: 44’6 KJ.
82.
Determina la entalpia de reacción de:
2CO + O2  2CO2
a partir de las siguientes ecuaciones:
C + O2  CO2
∆H = −393′ 5 KJ
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2C + O2  2CO
∆H = −221′0 KJ
Sol: 566’0 KJ
83.
Determina la entalpia de reacción de:
C2H4 + H2O  C2H5OH
a partir de las siguientes reacciones:
C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O
∆H = −1367′0 KJ
C2H4 + 3O2  2CO2 + 2H2O
∆H = −1411′0 KJ
Sol: -44 KJ
84. El óxido de calcio reacciona con agua y produce hidróxido de calcio.
En este proceso se desprenden 65’2 KJ por cada mol de óxido que
reacciona.
CaO + H2O  Ca(OH)2
Calcula los kilojulios que se desprenden al hacer reaccionar 168g de cal
viva.
Sol: 195’6 KJ
85. El etanol, C2H5OH, arde en presencia de oxígeno con formación de
dióxido de carbono y vapor de agua. La entalpía de reacción es -1367
KJ/mol.
a) Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente.
b) Calcula el volumen de gas oxígeno, medido en c.n., necesario para
quemar completamente 25g de etanol.
c) Calcula la energía que se desprenderá.
Sol: b) 36’3L; c) 738’2 KJ
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