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Universidad Nacional de Santiago del Estero
Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología
Cátedra de Química
TEORICO-PRÁCTICO N° 3:
ECUACIONES QUIMICAS
Objetivos:
Se pretende que el alumno adquiera los conocimientos necesarios que le permitan,
predecir los productos finales en una reacción química; reconociendo y clasificando al mismo
tiempo, los distintos tipos de reacciones.
Introducción
Una ecuación química es la representación escrita, abreviada y simbólica de una
reacción química. Siendo una reacción química un proceso, en el que una sustancia cambia
para formar una o más sustancias nuevas, observándose un cambio químico entre los reactivos
y los productos, su composición atómica y la relación molecular.
Un cambio químico, es aquel que produce alteraciones en la estructura intima de la
materia.
Ecuaciones Químicas
La ecuación química, describe una reacción química, la que se clasifica en dos grandes
grupos.

Reacciones en las cuales no se producen cambios en la valencia de ninguno de sus
elementos.

Reacciones en las que se producen cambios en la valencia o estado de oxidación, de por
lo menos dos elementos.
En la ecuación encontramos dos miembros, en el primero los símbolos o fórmulas de las
sustancias iniciales o reactivos, en los segundos, los símbolos o fórmulas sustancia formada
como resultado de una reacción química, los productos.
Para separar ambos miembros, se utiliza una flecha que indica el sentido de la reacción,
o dos flechas en sentido opuesto, indicando que la reacción puede ocurrir en uno u otro
sentido.
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𝑅𝐸𝐴𝐶𝑇𝐼𝑉𝑂𝑆 → 𝑃𝑅𝑂𝐷𝑈𝐶𝑇𝑂𝑆
𝐴 + 𝐵 → 𝐴𝐵
𝐴 + 𝐵 ⇄ 𝐴𝐵
Toda ecuación química debe cumplir con el principio de conservación de la materia, es
decir debe haber el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de las flechas.
Balanceo de ecuaciones químicas
Balancear o ajustar una ecuación química, significa colocar coeficientes apropiados a
las fórmulas de los reactivos y productos, con el propósito de igualar el número de átomos de
cada elemento, a un lado y al otro de la ecuación.
Nunca se deben modificar los subíndices, ya que estaríamos modificando el o los
compuestos.
En general para balancear una ecuación química, se deben verificar los siguientes
pasos.

Se identifican reactivos y productos, escribiéndose sus fórmulas correctas al lado
izquierdo y derecho de la ecuación, respectivamente.

Se comienza probando diferentes coeficientes, los que se anteponen a las fórmulas de
los compuestos, a los efectos de igualar el número de átomos de un elemento
determinado, en ambos lados de la reacción.

Se verifica la ecuación obtenida asegurándose de que existe, el mismo número de
átomo de cada tipo, en ambos lados de la ecuación.
Ejemplos:
1) Balancear las siguientes ecuaciones. (Método de ensayo y error)
a) 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 → 𝐴𝑙2 𝑂3 + 𝐻2 𝑂
Comenzamos balanceando por el método de tanteo, según el siguiente orden:
1º Metales, 2º No metales,
3º Hidrogeno 4º Oxigeno
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En la ecuación tenemos como metal el Aluminio (Al) y observamos que tenemos 2
átomos de Al en los productos y un átomo en los reactivos, decimos entonces que la ecuación
esta desbalanceada, lo mismo ocurrirá si observamos cada uno de los elementos de esta
reacción.
Utilizaremos coeficientes que se colocan a la izquierda del compuesto entonces si
tenemos 2 átomos de Al en los productos, tendremos que colocar 2 átomos de Al en los
reactivos.
2𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 → 𝐴𝑙2 𝑂3 + 𝐻2 𝑂
Seguimos con el Hidrogeno (H), ya que no tenemos no metales, este 2 que acabamos de
colocar como coeficiente afectara a toda la molécula del hidróxido, es decir que multiplicara a
cada elemento por el coeficiente que se encuentre al lado derecho del mismo, entonces
tendremos 6 átomos (H) como reactivo y tendremos que tener la misma cantidad en los
productos, logramos esto colocando 3 como coeficiente detrás de la molécula de agua (H 2O).
De esta manera tenemos balanceados el Al y el H, por último nos queda el oxígeno (O), el cual
queda balanceado 6 átomos en reactivos y 6 en productos.
Ejemplo 2:
Balancear:
𝑁𝐻3 + 𝑂2 → 𝑁𝑂 + 𝐻2 𝑂
En esta ecuación no tenemos metales, por lo tanto comenzaremos por igualar los no
metales, vemos entonces que el Nitrógeno, tanto en reactivos como producto tienen un solo
átomo, procedemos entonces con los hidrógenos, el cual tiene 3 átomos en reactivos y 2 en
productos, buscamos entonces el mínimo común múltiplo, siendo este el (6), si colocamos 2 en
la molécula de amoniaco y 3 en la molécula de agua, igualamos la cantidad de hidrógenos (*),
pero se modifica la ecuación ya que queda desbalanceada con los nitrógenos, por lo que
podríamos aplicar, otra forma de balanceo que sería colocando el decimal 1.5 en la molécula
del agua para que multiplicado por 2 me de 3 átomos de hidrógenos, igualando de esta
manera los átomos de (H) (**), pero en una ecuación no se debe tener números decimales,
por lo tanto y para arreglar esto, debemos multiplicar, este valor por el menor número que lo
convierta en entero, es decir multiplicamos toda la ecuación por (2), sin olvidar que este
coeficiente, afectara a toda la reacción quedando en definitiva de la siguiente manera(***);
(*) 2N𝐻3 + 𝑂2 → 𝑁𝑂 + 3 𝐻2
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(**) N𝐻3 + 𝑂2 → 𝑁𝑂+ 1.5 𝐻2 𝑂
(***) 2 N𝐻3 + 2 𝑂2 → 2𝑁𝑂 + 3 𝐻2 𝑂
Y verificamos si la ecuación esta balanceada, vemos que el oxígeno tiene 5 átomos en
producto y 4 en reactivos, entonces colocamos el coeficiente 2.5 delante del O2 y tendremos
también balanceados los oxígenos, pero dijimos que no es posible colocar decimales, motivo
por el cual multiplicamos a toda la ecuación por un número que convierta en entero a 2.5.
Quedando en definitiva la ecuación balanceada de la siguiente manera
4 N𝐻3 + 5 𝑂2 → 4 𝑁𝑂 + 6 𝐻2 𝑂
Ajuste las siguientes ecuaciones
𝑵𝟐 + 𝑯𝟐 → 𝑵𝑯𝟑
𝑲𝑪𝒍𝑶𝟑 → 𝑲𝑪𝒍 + 𝑶𝟐
𝑯𝟐 𝑺𝑶𝟒 + 𝑵𝒂𝑪𝒍 → 𝑵𝒂𝟐 𝑺𝑶𝟒 + 𝑯𝑪𝒍
S𝑶𝟐 + 𝑶𝟐 → 𝑺𝑶𝟑
C𝒐𝟐 𝑶𝟑 + 𝑯𝟐 𝑶 → 𝟐 𝑪𝒐(𝑶𝑯)𝟑
Reacciones químicas
Las reacciones químicas, pueden ser clasificadas de la siguiente manera:
a)
Reacción de síntesis o combinación
b)
Reacción de descomposición
c)
Reacción de desplazamiento o simple sustitución
d)
Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución
 Reacción de Síntesis o Adición
Este tipo de reacción se da cuando una o más sustancias reactivas producen apenas una única
sustancia
Ejemplo:
𝐶𝑎O + 𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
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Reacción de Análisis o Descomposición
Este caso se da cuando una única sustancia reactiva origina dos o más sustancias como
producto.
Ejemplos:
𝐶𝑢𝑆𝑂4 . 5𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 5 𝐻2 𝑂
2𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 2 𝐾𝐶𝑙 + 3𝑂2
 Reacción de desplazamiento o simple sustitución
En estas reacciones un elemento químico sustituye otro elemento en un compuesto,
liberándolo como sustancia simple.
Ejemplos:
C𝑙2 + 2 𝑁𝑎𝐵𝑟 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐵𝑟2
2HCl + Zn → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2
 Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución
Para este caso, las sustancias compuestas intercambian entre si partes de sus estructuras.
Un ejemplo puede ser:
2HCl + Ca(OH)2 → 𝐶𝑎𝐶𝑙2 + 2 𝐻2 𝑂
AgN𝑂3 + 𝑁𝑎𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝑁𝑂3 + 𝐴𝑔𝐶𝑙
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Reacciones de doble desplazamiento

Acido + base

Acido + Oxido básico------------- Sal + Agua

Sal 1 + Acido 1 ----------------- Sal 2 + Acido 2

Sal 1 + Base 1 ------------------ Sal 2 + Base 2
------------- Sal + Agua
Se las conoce
como reacciones
de neutralización
También podemos encontrar las siguientes reacciones de combinación:
Óxidos básicos + H2O --------------Hidróxido
 𝐹𝑒2 𝑂3 + 3 𝐻2 𝑂 → 2 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3
Óxido Acido + H2O-------------------- Acido
 S𝑂2 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻2 𝑆𝑂3
Oxido básico + Oxido acido------------ Sal neutra
 𝑁𝑎2 𝑂 + S 𝑂2 → 𝑁𝑎2 𝑆 𝑂3
Oxido ácidos + Bases------------------- Sal + Agua
 𝑁2 𝑂5 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 → 𝐶𝑎(N 𝑂3 )2 + 𝐻2 𝑂
Amoniaco + ácidos---------------------- Sal de amonio
 N𝐻3 + 𝐻2 𝑆𝑂4 → (𝑁𝐻4 )2 𝑆 𝑂4
Ejercicios para resolver: Completa y balancea las siguientes ecuaciones
1
___CuO
+
___H2O

___
2
___N2
+
___H2

___
3
___P2O3
+
____

___H4P2O5
4
_____
+
_____

___LiOH
5
___HCl
+
___NH3

______
6
___As2O3
+
___Al2O3

______
+
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7
______
+
___CuO

Cu3(PO4)2
8
____Na
+
_______

____NaH
9
___Co2O3
+
___Br2O5

_____
10
___CaO
+
_____

Ca(OH)2
11
___HBr
+
___Fe(OH)3

_______
+
_________
12
_____
+
___Zn(OH)2

Zn(NO3)2
+
_______
13
___Na2SO4
+
___BaCl2

______
+
_______
14
____AgNO3
+
______

__AgCl
+
_______
15
___NH4OH
+
___H4P2O7

______
+
_______
16
______
+
_______

__Ca(ClO4)2
+
____H2O
17
____KI
+
___Pb(OH)2

______
+
_______
18
___K2Cr2O7
+
___HClO3

______
+
_______
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TEORICO-PRÁCTICO N° 4:
ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES QUIMICAS
Objetivos:
Reconocer la importancia de la determinación de las cantidades de reactivos y productos
involucrados en una reacción química valorando la conveniencia que tiene este tipo de
cálculos.
LA ESTEQUIOMETRÍA. Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre
las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos).
Estas relaciones pueden ser: mol-mol, mol-gramos, gramos-gramos, mol-volumen, volumengramo, volumen-volumen.
Las relaciones pueden ser: entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre
productos, teniendo siempre en cuenta que cualquier cálculo estequiométrico que se lleve a
cabo, debe hacerse en base a una ecuación química balanceada, para asegurar que se cumpla
el principio de conservación de la materia y el resultado sea correcto.
Cálculos estequiométricos: Pueden ser de:
Cálculos mol-mol. En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y la
sustancia producto se pide en moles.
Ejemplo: Para la siguiente ecuación balanceada: Calcule: a) ¿Cuántas mol de aluminio (Al) son
necesarios para producir 5.27 mol de Al2O3?
PASO 1
Escribir y balancear la ecuación. De esta manera nos aseguramos de que realmente tenemos
el mismo número de átomos de un mismo elemento hacia un lado y al otro de la ecuación.
Podemos representar en la ecuación balanceada el dato y la incógnita del ejercicio.
4 𝐴𝑙 + 3𝑂2→ 2 𝐴𝑙2 𝑂3
La ecuación nos indica que:
4 moles de Al + 3 moles de 𝑂2 nos da: 2 moles 𝐴𝑙2 𝑂3
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PASO 2
Identificar la sustancia deseada y la de partida.
Sustancia deseada: 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. : Al (mol)
Sustancia de partida: El dato proporcionado es 5.27 mol de óxido de aluminio (𝐴𝑙2 𝑂3 ) por lo
tanto, esta es la sustancia de partida. Se anota la fórmula y entre paréntesis el dato. Sustancia
de partida: 𝐴𝑙2 𝑂3 (5.27 mol).
PASO 3
Decimos de la ecuación que 2 moles de (𝐴𝑙2 𝑂3 ), sustancia de partida, necesita de 4 moles de
(Al) la sustancia deseada, datos que obtenemos de la ecuación balanceada, por lo tanto el
dato, 5,27 mol de óxido de aluminio (𝐴𝑙2 𝑂3 ), requerirá de x moles de aluminio.
2 moles 𝐴𝑙2 𝑂3 ------------------- 4 moles de Al
5,27 moles de (𝐴𝑙2 𝑂3 ) -------- X moles de Al
Es decir que:
4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑙 ∗5.27 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐴𝑙2 𝑂3
2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑙2 𝑂3
=
10.54 mol de Al
Se simplifica moles de Al2O3 y el resultado será:
Cálculos mol-gramo
Para la ecuación mostrada calcule: 𝑀𝑔3 𝑁2 + 𝐻2 𝑂 → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 + 𝑁𝐻3
a) Mol de Mg (OH)2 (hidróxido de magnesio) que se producen a partir de 125 g de
agua.
b) b) Gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios para obtener 7.1 mol de NH3
(amoniaco).
Escribimos y balanceamos la ecuación
𝑀𝑔3 𝑁2 + 6 𝐻2 𝑂 → 3 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 + 2 𝑁𝐻3
La ecuación nos indica que:
1 mol de 𝑀𝑔3 𝑁2
+
6 moles de 𝐻2 𝑂, nos da:
3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 + 2 moles 𝑁𝐻3
Identificamos sustancia deseada: Mg (OH)2 (hidróxido de magnesio) en MOL
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Sustancia de partida: dato: H2O (agua) 125 g, este valor está en gramos y nos piden moles de
hidróxido, por lo tanto debemos pasarlo a mol, para ello necesitaremos la masa molar del
agua.
Masa Molar del H= 1 y O = 16 siendo = 18 g/mol
18 g de 𝐻2 𝑂 → 1 𝑚𝑜𝑙
Entonces: si
125 g 𝐻2 𝑂 → =
125 𝑔𝐻2 𝑂 6.94
=
18 𝑔𝐻2 𝑂 𝑥 1 𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝐻2 𝑂
Entonces de la ecuación decimos: a) moles de hidróxido
6 moles de 𝐻2 𝑂 → 3 𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
6,94 moles de 𝐻2 𝑂 → 𝑋 =
3,47 moles de 3Mg(OH)2
b) Gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios para obtener 7.1 moles de NH3
(Amoniaco).
Como en el caso anterior la sustancia deseada, gramos de Mg3N2
Sustancia de partida 7.1 moles de NH3
𝑀𝑔3 𝑁2 + 6 𝐻2 𝑂 → 3𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 + 2 𝑁𝐻3
De la ecuación
2 moles de 𝑁𝐻3 → 1 mol de Mg3N2
7,1 moles de 𝑁𝐻3 →=
7,1 moles de 𝑁𝐻3 ∗1 𝑚𝑜𝑙𝑀𝑔3 𝑁2
2 moles de 𝑁𝐻3
= 3,55 𝑚𝑜𝑙𝑀𝑔3 𝑁2
Pero nos piden la masa en gramos de 𝑀𝑔3 𝑁2 , entonces calculamos la masa molecular de este
compuesto,
Mg= 3 x 24.31= 72,93 gr
N = 2 x 14 = 28,00 gr
Pm= 100,93 gr
Planteamos: si 1 mol 𝑀𝑔3 𝑁2 → 100,93 gr
3,55 mol𝑒𝑠 𝑀𝑔3 𝑁2→ 𝑋 =
358,30 𝑔𝑟
Relación gramo-gramo
Cuántos gramos de H3PO4 (ácido fosfórico) son necesarios que reaccionen con suficiente
cantidad de 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 para producir 275 g de agua?
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3 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 + 2 𝐻3 𝑃𝑂4 → 𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 + 6 𝐻2 𝑂
Debemos calcular entonces los gramos de la sustancia de partida y los gramos de la sustancia
deseada.
Sustancia de partida: PM (H2O)= 18 g/mol x 6 moles=
108 gr
Sustancia deseada: PM(H3PO4 )= 98 g/mol x 2 moles =
Entonces de la ecuación:
196 gr
108 gr de H2O→ 196 𝑔𝑟 H3PO4
275 gr de H2O→ 𝑋 𝑔𝑟 =
499,07 𝑔𝑟 H3PO4
Volumen molar de un gas
El volumen molar de un gas es el volumen que ocupa un gas a condiciones normales (C.N.) o
condiciones estándar de temperatura y presión.
Estas condiciones son:
T = 0°C = 273 K
P = 1 atm =760 mm de Hg = 760 torr
Este volumen es fijo y constante para estas condiciones. Como el valor es por cada mol de gas,
se puede obtener la siguiente equivalencia:
1 Mol de un gas en (CNPT) ocupara siempre un volumen molar de, 22.4 LITROS
Cálculos mol-volumen
Para realizar un cálculo estequiométrico con volumen son necesarias dos condiciones:


Que las sustancias sean gases.
Que la reacción se efectúe en condiciones normales de temperatura y presión.
Ejemplo:
La siguiente ecuación balanceada, muestra la descomposición del clorato de potasio por efecto
del calor. Suponiendo que la reacción se efectúa a condiciones normales de temperatura y
presión:
2 kC𝑙𝑂3 → 2 𝑘𝐶𝑙 + 3 𝑂2
a) ¿Cuántas mol de KClO3 (clorato de potasio) son necesarios para producir 25 L de O2?
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Sustancia de partida 25 L O2
Sustancia deseada moles de KClO3
Sabemos que 1 mol de O2 𝑜𝑐𝑢𝑝𝑎 𝑢𝑛 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 → 22,4 𝐿
1,11 moles de O2
=X
← 25 L
Como nos piden la sustancia deseada en moles, planteamos:
3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2 → 2 moles de kC𝑙𝑂3
Si
1,11 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2 → 𝑋 = 0,74 moles de kC𝑙𝑂3
Guía de Problemas
1)- Un mol de moléculas de N2 reacciona con 3 moles de moléculas de H2 dando dos moles de
moléculas de NH3:
a) ¿Cuántos moles de H2 son necesarios para reaccionar con 56 gramos de N2?
b) ¿Cuántos moles de N2 y cuantos moles de átomos de N2 hay en la masa de 56 g?
Rta.: a- 6 moles, b- 2 moles de moléculas, 4 moles de átomos
2)- El CaCO3 puede obtenerse haciendo reaccionar CaCO3 con NaCl de acuerdo a la siguiente
ecuación: CaCO3 + NaCl ------- NaCO3 + CaCl2
¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para que reaccionen con 1 Kg de CaCO3; cuántos
gramos y cuantos moles de CO3Na2 se obtienen?
Rta: 1170 g., 1060 g.,10 moles
3)-De acuerdo a la reacción: NH4Cl (s) ------- NH3 + HCl (g)
a) ¿Cuántos gramos de NH4Cl se necesitan para preparar 200 L. de NH3 en CNTP?
b) ¿Cuántos gramos de HCl se obtienen?
Rta.: a- 477,7 g., b- 325,9 g
4)- Se desea obtener 11,2 L. de CO2 en CNTP. Para ello se hace reaccionar Na2CO3 con HCl
según la reacción:
HCl + Na2CO3 -------- CO2 + H2O + NaCl
a) ¿Cuántos moles y cuántos gramos de Na2CO3 y HCl reaccionan?
b) ¿Cuántos moles y cuántas moléculas de NaCl se obtienen?
Rta.: a- 1 mol, 35,5 g de HCl; 0,5 mol, 53 g CO3=
b- 1 mol, 6,02 x 10 23 moléculas
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Estequiometria II
Reactivo limitante y en exceso
En una reacción química no necesariamente se consume la totalidad de los reactivos.
Generalmente alguno de ellos se encuentra en exceso, el otro reactivo, que es el que se
consume totalmente se conoce como reactivo limitante.
Para que una reacción se lleve a cabo debe haber sustancias llamadas “reactivos” capaces de
reaccionar para formar los productos, pero basta que uno solo de los reactivos se agote para
que la reacción llegue a su fin.
En los procesos industriales generalmente se usa en exceso el reactivo más barato y fácil de
conseguir, y se selecciona como limitante el más caro o difícil de conseguir.
Ejemplo:
El proceso Haber para producción de amoniaco se representa mediante la siguiente ecuación
balanceada:
𝑁2 + 3𝐻2 → 2 𝑁𝐻3
a) A partir de 120 g de N2 y 120 g H2. ¿Cuántos g de NH3 (amoniaco) se obtienen?
b) ¿Cuál el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?
c) Calcule la cantidad en g de reactivo en exceso que quedan al final de la reacción
PASO 1
Revisar si la ecuación está balanceada
En este caso la ecuación se muestra ya balanceada.
PASO 2
Podemos calcular los moles de producto señalado (sustancia deseada) que se forman con cada
reactivo (sustancia de partida).
Obsérvese que en esta ecuación nos dan como datos, gr de ambos reactivos, por lo que surge
la pregunta ¿con cuál de ellos debo trabajar?.
Entonces de la ecuación se observa que:
un mol de N2 + 3 moles de H2, producen 2 moles de amoniaco,
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Es decir que, como tenemos los datos en gramos, podemos plantear el siguiente
razonamiento:
Si 28 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑁2 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑛 𝑑𝑒 → 6 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝐻2
120 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑁2 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑟𝑎𝑛 𝑑𝑒 → 𝑋 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝐻2 X =
120 𝑔𝑟 𝑁2 ∗ 6 𝑑𝑒 𝐻2
28 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑁2
= 25,71 𝑔𝑟 𝐻2,
Es decir que para que se me consuman los 120 gr de N2, sólo necesito de 25,71 gr de
H2, pero tengo 120 gr de H2, es decir el N2 es mi reactivo en exceso.
Si planteamos ahora el problema partiendo del otro dato que tengo (H2),
Podemos decir que:
6 gr de 𝐻2 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑛 𝑑𝑒 → 28 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑁2
120 gr 𝐻2 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑟𝑎𝑛 𝑑𝑒 → 𝑋 𝑔𝑟𝑠 𝑑𝑒 𝑁2 =
120 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝐻2 ∗28 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑁2
=
6 𝑔𝑟 𝑑𝑒𝐻2
560 gr N2
Es decir que para que se me consuma todo el H2, necesitare 560 gr de N2, pero yo solo tengo
120 gr, entonces este es mi reactivo limitante.
Reactivo limitante: N2
Reactivo en exceso: H2
Ahora debo realizar todos los cálculos con el Reactivo Limitante
a)- ¿Cuántos g de NH3 (amoniaco) se obtienen?
De la ecuación si 28 gr de 𝑁2 → 34 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑁𝐻3
120 gr de 𝑁2 → 𝑥 = 510 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑁𝐻3
Calcule la cantidad de g de reactivo en exceso que queda al final de la reacción
Si tengo 120 gr de H2 y sólo necesito 𝟐𝟓, 𝟕𝟏, entonces mi exceso será 120 gr – 25,71 = 94,29 gr
Resolver
El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación:
2 H2SO4 + Cu→ SO2 + CuSO4 + 2 H2O
Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular:
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a) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?.
b) Número de moles de SO2 que se desprenden.
c) Masa de CuSO4 que se forma.
Problemas con Rendimiento
Sabemos que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al
menos el reactivo limitante por lo tanto a la cantidad real obtenida del producto, dividida por
la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.
Rendimiento teórico
La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se
consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico, a la
cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o
rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad:
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico
Este hecho se debe a que:
 - es posible que no todos los productos reaccionen
 -es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado
 -la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible
La cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción (lo que realmente se produce)
con el rendimiento teórico(o calculado), se le llama rendimiento porcentual o % de
rendimiento y se define así:
% de rendimiento=
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥 100
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Ejemplo 1
Se hacen reaccionar, 6,8 gr de H2S con un exceso de SO2, según se muestra en la
reacción, produciéndose 8,2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento? De la reacción.
SO2 + 2 H2S → 3 S + 2 H2O
Datos: 6,8 gr H2S (sustancia de partida) y 8.2 gr de S(sustancia deseada)
De la ecuación podemos decir que 2 moles de H2S, producen 3 moles de S.
De la estequiometria podemos determinar la cantidad exacta de S, que se produciría a
partir de 6,8 gr de H2S
Es decir si: 2 x 34 gr H2S→ 3 𝑥 32 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑆
Entonces 6,8 gr de H2S → 𝑋 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑆 =
9,6 gr S
Si dividimos la cantidad real obtenida de S, por la máxima teórica y multiplicamos por
100, obtendremos el rendimiento de la operación.
9,6 gr S obtenida al → 100%
Pero se obtuvieron realmente
8,2 gr S→
𝑅 = 85,4 %
Ejemplo 2
Se hacen reaccionar 3,54 x 107 gr de TiCl4 con suficiente cantidad de Mg, calcule el
rendimiento del proceso, si se obtuvieron 7,9 x 106 gr de Ti.
Escribimos ecuación:
TiCl4 + 2 Mg → Ti + 2 MgCl2
Datos :
3,54 x 107 gr de TiCl4 (sustancia de partida, PM = 189,7 gr) y se obtuvieron 7,9 x 106 gr de
Ti( sustancia obtenida PM= 47,9 gr).
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189,7 gr TiCl4→ 47,9 𝑔𝑟 𝑇𝑖
De la estequiometria.. si
3,54 x 107 gr de TiCl4→ =
Entonces el dato
8,9 x 106
Problemas con pureza de reactivos
Las sustancias y reactivos químicos producidos en la industria química, pueden contener
cierta cantidad de impurezas, tales como metales pesados, inertes y otros. Cuando
realizamos cálculos estequiométricos es necesario tener en cuenta el porcentaje de
pureza de estos reactivos.
Se denomina pureza al porcentaje de reactivo puro en la masa total de este,
por ejemplo, en 60 gr de Cu con pureza de 80%, significa que 48 gr de cobre son
realmente puros, siendo el resto impurezas.
Este valor surge del siguiente razonamiento
80% de pureza significa que de cada 100 gr de Cu que yo tengo, → 80 g son puros
El dato, los
60 gr Cu→
X (pureza) = 48 g
Ejemplo
¿Qué masa de ácido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de azufre 98 % de pureza?
1- Escribimos ecuación de formación del trióxido de azufre es la siguiente
2.S + 3.O2 → 2.SO3
La ecuación esta balanceada y nos dice que 2 mol de S + 3 O2 producen 2 moles SO3
Datos:
250 gr S al 98% de pureza
98% de pureza significa que de cada
Entonces de cada
100 gr de S → 98 𝑔 𝑠𝑜𝑛 𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠
250 gr de S → 𝑥 = 245 𝑔 𝑠𝑜𝑛 𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠
Ahora debo entonces realizar mis cálculos con estos 245 gr, de reactivo puro
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De la estequiometria
Tenemos que
2.32,064 g S→ 160 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑆𝑂3
612,5 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝑆𝑂3 realmente puro.
245 gr de S →
Entonces
Ejemplo 2
Se hacen reaccionar 150 gr de MnO2 con una pureza de 87%, con suficiente cantidad de HCl.
Calcular moles y masa que se producen de Cl2 y Mn.
1- Escribimos la ecuación
MnO2 + 4 HCl → 2 𝐶𝑙 2 + Mn + 2 H2O
Datos: 150 gr MnO2 al 87 % de pureza
Es decir de cada
Del dato
De la estequiometria:
El dato
Si
Entonces
100 gr MnO2 → 87 𝑔 𝑠𝑜𝑛 𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠
150 gr de MnO2→
130,5 𝑔𝑟, 𝑠𝑜𝑛 𝑟𝑒𝑎𝑙𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒 puros
88 gr MnO2→ 55 gr de Mn
130,5 MnO2→ 81,56 𝑔𝑟 𝑀𝑛
88 gr MnO2 → 71 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝐶𝑙 2
130,5 gr MnO2 →
105,2 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝐶𝑙 2
¿Cuánto se produciría de Mn, si el rendimiento fuera del 80 %.
De la estequiometria:
El dato
88 gr MnO2→ 55 gr de Mn
130,5 MnO2→ 81,56 𝑔𝑟 𝑀𝑛
81,56 gr corresponden a un rendimiento del → 100 %
64,48 gr de Mn ← Para R = 80%
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Guía de Problemas
1. El Antimonio se obtiene calentando stibnita (Sb2S3) pulverizada con chatarra de hierro;
el antimonio fundido se extrae del fondo del recipiente de reacción.
𝑆𝑏2 𝑆3 + 3 𝐹𝑒 → 2 𝑆𝑏 + 3 𝐹𝑒𝑆
Suponga que se calienta 0.600 kg de stibnita con 0,25 kg de limaduras de hierro para producir
0,2 kg de Sb metálico. Determine:
a. El reactivo limitante
b. La cantidad de reactivo en exceso
c. El rendimiento de la reacción
2. La fabricación electrolítica del cloro gaseoso a partir de una disolución de cloruro de
sodio tiene lugar según la siguiente ecuación:
2 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 2 𝐻2 𝑂 → 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2 + 𝐶𝑙2
Suponga que 50 kg de NaCl reacciona con 10 kg de H2O.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Cuál es el reactivo en exceso?
c) Que cantidad de H2 se obtendrá si la reacción tiene un 60 % de rendimiento?
3. Uno de los métodos de obtención de cloro es por reacción entre el ácido clorhídrico y
el dióxido de manganeso. Si se desea obtener 100 dm3 de cloro en CNTP y el
rendimiento de la reacción es del 90%.
a) ¿Qué masa de dióxido de manganeso al 80% de pureza se necesita?
b) ¿Qué masa de cloruro manganoso se obtendrá?
4. Partiendo de la ecuación: HNO3 + Cu ---------- Cu (NO3)2 + NO2 + H2O
y haciendo reaccionar 2,5 moles de ácido con 128g de cobre al 91%, calcular:
a) El reactivo en exceso y la masa que queda sin reaccionar.
b) Volumen de dióxido desprendido en CNTP.
c) Moles de moléculas formadas.
5. Se tratan a 5g de granalla de zinc al 78% con ácido clorhídrico. Calcule el rendimiento
de la reacción si se obtuvieran 8,91g de sal.
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6. El carbonato de calcio sólido reacciona con ácido clorhídrico y da como productos
cloruro de calcio en solución acuosa, agua líquida y dióxido de carbono al estado
gaseoso. Se ponen en condiciones de reaccionar 200 g de carbonato de calcio y 2,8
moles de ácido clorhídrico, indique:
a) si se consumirán completamente ambos reactivos.
b) cuántos moles reaccionan de cada reactivo.
c) que cantidad de dióxido de carbono se obtiene, en moles y en gramos,
considerando el rendimiento del proceso del 100%.
7. La pirita es un mineral que se encuentra en la naturaleza y que contiene
principalmente sulfuro ferroso. La tostación de dicho mineral se produce según la
reacción:
2 𝐹𝑒𝑆 (𝑠) + 7⁄2 𝑂2 (𝑔) → 𝐹𝑒2 𝑂3 (𝑠) + 2 𝑆𝑂2 (𝑔)
Se pone a reaccionar una tonelada de pirita con un 92 % de pureza, considerando un
rendimiento del 75 % calcule:
a) La cantidad de óxido férrico que se obtiene.
b) El volumen de oxígeno en CNPT que se necesitan para tratar dicha cantidad de
pirita.
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