9 reacciones quimicas - Rocio Arguello

Vista previa del material en texto

Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 1 
 
 
REACCIONES QUÍMICAS: Cálculos estequiométricos 
 
En este capítulo, presentamos la explicación de una serie de ejercicios que nos permitirán relacionar 
los siguientes conceptos: 
 
 Reacción química 
 Ecuación química 
 Coeficiente estequiométrico 
 Pureza 
 Reactivo limitante 
 Rendimiento 
 
Para comprender las explicaciones es necesario que estudies las definiciones de estos conceptos, 
para lo cual te recomendamos consultar los materiales propuestos por la Cátedra. 
 
Las resoluciones de los ejercicios permiten responder algunos interrogantes, como por ejemplo: 
 ¿Cuáles son las relaciones que se pueden establecer entre las distintas sustancias que 
intervienen en una reacción? 
 ¿Qué es el reactivo limitante? ¿En qué casos hay que determinarlo? 
 ¿Qué es la pureza? ¿Cómo se aplica y cómo se la calcula? 
 ¿Qué es el rendimiento de una reacción? ¿Cómo se aplica y cómo se lo calcula? 
 
La ejercitación presentada en este capítulo está ordenada por complejidad creciente, de manera tal 
que en los primeros cinco casos se van incorporando los conceptos de a uno. A partir del sexto los 
ejercicios son integradores, es decir que incluyen relaciones entre distintos conceptos. Además, en 
algunos encontrarás diferentes caminos de resolución, con la intención de mostrar que no existe una 
única manera para relacionar los contenidos teóricos con la práctica. 
El siguiente mapa conceptual resume posibles relaciones que vinculan a los conceptos más 
relevantes de este capítulo. 
 
 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 2 
 
 
Ejercicio 1 
Se hacen reaccionar 30,0 g de I2 y cantidad suficiente de KOH. La ecuación que representa el 
proceso es: 2 I2 + 4 KOH → 4 KI + O2 (g) + 2 H2O 
Calcular: 
a) la masa de KOH que se consume. 
b) la cantidad de sal que se obtiene. 
Resolución 
Antes de resolver el ejercicio es fundamental comprender que: 
- en las reacciones químicas se obtienen sustancias con características propias, diferentes a las de la 
o de las sustancias que reaccionan (nivel macroscópico), como consecuencia de la ruptura y 
formación de enlaces químicos de las partículas que las forman (nivel submicroscópico). Las 
sustancias que reaccionan se denominan reactivos y las que se forman se denominan productos. 
 
- la ecuación química es la representación simbólica de una reacción y nos informa la mínima relación 
en que reaccionan y se forman las sustancias para una reacción química dada. Para poder interpretar 
la información que brinda una ecuación, es necesario conocer el significado de los símbolos, para lo 
cual escribimos una ecuación en forma general: 
a A + t T → d D + e E 
 
En donde a, t, d y e representan a los coeficientes estequiométricos. 
A y T representan a las sustancias que reaccionan (reactivos) y D y E representan a las sustancias 
que se forman (productos). 
El signo “+” a la izquierda de la flecha puede leerse: “reacciona con” o “se combina con”. 
La flecha indica el cambio químico y puede leerse: “para dar”, “formando” o “para obtener”. 
El signo “+” a la derecha de la flecha puede leerse: “junto con” o “junto a”. 
Con esta información, la ecuación propuesta en el ejercicio puede leerse teniendo en cuenta: 
el nivel macroscópico: “dos moles de moléculas de yodo (I2) reaccionan con 4 moles de unidades 
de fórmula de hidróxido de potasio (KOH) formando 4 moles de unidades de fórmula de yoduro de 
potasio (KI) junto a 1 mol de moléculas de oxígeno (O2) y a 2 moles de moléculas de agua (H2O)”. 
el nivel submicroscópico: “dos moléculas de I2 reaccionan con 4 unidades de fórmula de KOH 
formando 4 unidades de fórmula de KI junto a 1 molécula de O2 y a 2 moléculas de H2O” 
 
Para resolver los ejercicios de estequiometría es conveniente comenzar escribiendo debajo de cada 
una de las fórmulas de las sustancias intervinientes en la ecuación: 
1º) los datos (magnitudes) que determinamos a partir de la ecuación y 
2º) los datos del ejercicio, incluyendo las incógnitas. 
 
A partir de la ecuación propuesta ubicamos los datos de todas las sustancias para poder establecer 
las relaciones estequiométricas en moles y en masa (en los ejercicios es conveniente indicar solo los 
datos necesarios para establecer las relaciones que se soliciten, obviando los que no formen parte de 
la resolución). 
 
 
 2 I2 + 4 KOH → 4 KI + O2 (g) + 2 H2O 
Relaciones 
estequiométricas en moles 
2,00 mol 4,00 mol 4,00 mol 1,00 mol 2,00 mol 
Nº de moles . M 2 . 254 g 4 . 56,0 g 4 . 166 g 32,0 g 2 . 18,0 g 
Relaciones 508 g 224 g 664 g 32,0 g 36,0 g 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 3 
 
 
estequiométricas en masa 
 
Con esta información interpretamos que: “al producirse la reacción química entre dos moles de I2 y 
cuatro moles de KOH se obtienen como productos cuatro moles de KI, un mol de O2 (gaseoso) y dos 
moles de H2O” o “que al reaccionar 508 g de I2 y 224 g de KOH se forman 664 g de KI, 32,0 g de O2 
(gaseoso) y 36,0 g de H2O”. 
Si hacemos reaccionar otras cantidades de los reactivos, la cantidad de productos a obtener estará 
en proporción directa con aquéllas. 
Del mismo modo, si deseamos obtener una cierta cantidad de productos podremos calcular las 
cantidades de reactivos necesarias, teniendo en cuenta las proporciones indicadas en la ecuación 
química. 
Por lo tanto para calcular lo solicitado en el enunciado, al planteo anterior le incorporamos los datos 
del ejercicio y las incógnitas: 
 
 
 2 I2 + 4 KOH → 4 KI + O2 (g) + 2 H2O 
Datos de la 
ecuación 
508 g 224 g 4,00 mol 
Datos del 
ejercicio 
30,0 g 
cantidad 
suficiente 
 
Incógnitas 
a) masa de 
KOH que 
reacciona 
b) cantidad de 
sal que se 
obtiene 
 
 
 
 
 
Importante 
Denominamos datos de la ecuación a aquellos valores provenientes de las relaciones 
estequiométricas que pueden realizarse a partir de una determinada ecuación. En los próximos 
ejercicios lo abreviaremos del siguiente modo: “Datos ec.”. 
 
a) Calculamos la masa de KOH que reacciona con 30,0 g de I2, teniendo en cuenta la relación 
estequiométrica entre las masas de los reactivos: 508 g de I2 reaccionan con 224 g de KOH, 
entonces: 
 508 g de I2 -- reaccionan con --- 224 g de KOH 
 30,0 g de I2 --------------------------- x = 13,2 g de KOH 
 
La masa calculada de KOH es la necesaria para que reaccionen los 30,0 g de I2. Es decir que cuando 
en un enunciado figure que se dispone de “cantidad suficiente” de un reactivo, se refiere a la mínima 
cantidad de éste para que reaccione la masa o la cantidad del otro reactivo. 
 
 
 
 
b) Para calcular la cantidad de sal (KI es la única sal entre los productos de la reacción) tenemos en 
cuenta la relación estequiométrica entre estas dos sustancias, entonces: 
 
Cuando reaccionan 508 g de I2 --- se obtienen --- 4,00 moles de KI 
 30,0 g de I2 ---------------------x = 0,236 mol de KI 
Rta.: 13,2 g de KOH 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 4 
 
 
 
 
 
Ejercicio 2 
Se desean preparar 0,250 mol de O2 a partir de la misma reacción del ejercicio anterior ¿Qué masas 
de I2 y de KOH se necesitan para obtenerlos? 
 
Resolución 
En este caso tenemos que calcular las masas de los dos reactivos que han de reaccionar para 
obtener una determinada cantidad de uno de los productos (O2). 
 
 
Importante 
Solamente indicamos los datos de aquellas sustancias que utilizamos para realizar cálculos. 
 
Para calcular qué masas de I2 y de KOH se necesitan para formar 0,250 mol de O2, tenemos en 
cuenta que la ecuación indica que para obtener 1,00 mol de O2 reaccionan 508 g de I2 con 224 g de 
KOH, entonces relacionamos la cantidad de O2 con la masa de cada uno: 
 
 Para obtener 1,00 mol de O2 --- reaccionan --- 508 g de I2 
 0,250 mol de O2 --------------------- x = 127 g de I2 
 Para obtener 1,00 mol de O2 ---- reaccionan --- 224 g de KOH 
 0,250 mol de O2 ---------------------- x = 56,0 g de KOH 
 
 
Cabe destacar que al reaccionar 127 g de I2 con 56,0 g de KOH, formando 0,250 mol de O2, se 
obtienen cantidades estequiométricas de los otros productos. 
 
 
 
 
 
Ejercicio 3 
Se produce la misma reacción utilizando 50,8 g de I2 y 400 cm
3 de solución 0,300 M de KOH. 
Calcular el volumen de O2 (g) que se obtiene, medido a 27 ºC y 1,00 atm. 
 
Resolución 
Comenzamos escribiendo la ecuación con los datos y las incógnitas. 
 
 
 2 I2 + 4 KOH → 4 KI + O2 (g) + 2 H2O 
Datos ec. 508 g 4,00 mol 1,00 mol 
Datos ej. 50,8 g 
400 cm3 sc 
0,300 M 
 
 
 2 I2 + 4 KOH → 4 KI + O2 (g) + 2 H2O 
Datos ec. 508 g 224 g 1,00 mol 
Datos ej. 0,250 mol 
Incógnitas masa masa 
Rta.; 0,236 mol de KI 
Rta: 127 g de I2 y 56,0 g de KOH 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 5 
 
 
Incógnita 
V (a 27 ºC y 
1,00 atm) 
 
 
Importante 
Si en una reacción química se utiliza una solución acuosa, el soluto disuelto es el reactivo a 
considerar. 
 
Si un reactivo se encuentra en solución, calculamos la masa o la cantidad de soluto (número de 
moles) presente en el volumen de solución indicado. En este caso hay que calcular la cantidad de 
KOH disuelta en los 400 cm3 de solución 0,300 M (0,300 M significa que cada 1000 cm3 de solución 
hay 0,300 mol de KOH). 
Entonces: 
 1000 cm3 de solución ------ contienen ---- 0,300 mol de KOH 
 400 cm3 de solución --------------------- x = 0,120 mol de KOH 
 
Debajo de la ecuación, reemplazamos por el dato obtenido: 
 
 
 2 I2 + 4 KOH → 4 KI + O2 (g) + 2 H2O 
Datos ec. 508 g 4,00 mol 1,00 mol 
Datos ej. 50,8 g 
400 cm3 sc 
0,300 M 
0,120 mol 
 
Incógnita 
V (a 27 ºC y 
1,00 atm) 
 
 
 
Siempre que se informen datos de dos o más reactivos y no se especifique que reaccionan 
totalmente o que uno está en exceso o en cantidad suficiente, hay que calcular el reactivo limitante. 
El reactivo limitante es aquel que se encuentra en menor proporción. Por lo tanto, tenemos que 
calcular si alguno de los dos es el reactivo limitante o si se encuentran en proporción estequiométrica, 
es decir que ambos se consumen en forma simultánea. 
 
Calculamos, entonces, el reactivo limitante partiendo de la relación estequiométrica más conveniente 
entre los reactivos: 508 g de I2 reaccionan con 4,00 mol de KOH, que nos permiten averiguar: 
(1) cuántos moles de KOH se necesitan para que reaccionen los 50,8 g de I2 o 
(2) qué masa de iodo se necesita para que reaccionen los 0,120 mol de KOH. 
 
Cualquiera de los dos planteos permite calcular el reactivo limitante. En este ejercicio presentamos 
las dos formas para mostrar que por cualquiera de éstas es posible alcanzar la misma conclusión. 
 
(1) Primero determinamos cuál es el reactivo limitante calculando cuántos moles de KOH se 
necesitan para que reaccionen los 50,8 g de I2. 
 
 508 g de I2 --- necesitan para reaccionar --- 4,00 mol de KOH 
 50,8 g de I2 ---------------------------------------- x = 0,400 mol de KOH 
 
 
Como se dispone de 0,120 mol de KOH, éste es 
el reactivo limitante ya que para que todo el iodo 
reaccione sería necesario tener más KOH del que 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 6 
 
 
atm 1,00
K 300 .
 
mol .K .atm.dm 0,082 mol. 0,0300
P
n.R.T
V
1-1-3

se ha puesto a reaccionar. 
 
 
(2) En este caso, el reactivo limitante lo determinamos a partir de calcular qué masa de iodo se 
necesita para que reaccionen los 0,120 mol de KOH. 
 
 4,00 mol de KOH ----- necesitan para reaccionar --- 508 g de I2 
 0,120 mol de KOH ----------------------------------------- x = 15,2 g I2 
 
 
 Como se dispone 50,8 g de iodo, este reactivo se 
 encuentra en exceso, es decir, que se consumirán 
 15,2 g y el resto: 35,6 g quedará sin reaccionar. 
 El reactivo limitante es el KOH. 
 
Con el reactivo limitante calculamos la cantidad de producto (O2) que se forma, para determinar luego 
qué volumen ocupa, a 300 K (27 ºC + 273) y 1,00 atm. 
Es decir, calculamos primero la cantidad de O2 que se forma en este proceso. 
 
Al reaccionar 4,00 mol de KOH --- se obtiene --- 1,00 mol de O2 
 0,120 mol de KOH ------------------ x = 0,0300 mol de O2 
 
Y luego, con ese dato calculamos el volumen, usando la ecuación general de los gases: 
 
P.V = n . R . T 
 
Despejamos el volumen y reemplazamos: 
 
 
 
 
 
 
 V = 0,738 dm3 
 
 
 
Ejercicio 4 
Se hacen reaccionar 150 g de una muestra que contiene cobre (85 % de pureza) con 800 cm3 de una 
solución acuosa de H2SO4 0,500 M, según la ecuación: 
Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 (g) + 2 H2O 
 
Calcular: 
a) el volumen de SO2 producido, a 300 K y 1,20 atm. 
b) el número de moléculas de agua. 
c) la cantidad de iones Cu2+ que se forma. 
 
Resolución 
Rta.: 0,738 dm3 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 7 
 
 
Comenzamos colocando los datos que nos brinda la ecuación (expresados en masa, moles o la 
unidad que convenga de acuerdo a los datos del ejercicio), debajo los datos del ejercicio y las 
incógnitas. 
En este caso: 
 
 
 Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 (g) + 2 H2O 
Datos ec. 63,5 g 2,00 mol 1,00 mol 1,00 mol 
2 x 6,02.1023 
moléculas 
Datos ej. 
150 g muestra 
(85,0 % p) 
800 cm3 sc 
0,500 M 
 
Incógnitas 
c) cantidad 
Cu2+ 
a)V(300 K y 
1,20 atm) 
b) nº de 
moléculas 
 
 
Como tenemos datos de una muestra con un % de pureza y un volumen de una solución, tenemos en 
cuenta que sólo la masa de cobre (pura) reacciona conel ácido (que es el soluto en la solución 
acuosa) según lo indica la ecuación. Por lo que comenzamos calculando primero, la masa de 
reactivo, es decir la masa de Cu presente en los 150 g de muestra y luego la cantidad de soluto en la 
solución, es decir la cantidad de H2SO4 disuelta en 800 cm
3 de solución 0,500 M. 
 
Calculamos la masa de cobre, considerando la definición del porcentaje de pureza: masa de reactivo 
presente cada 100 g de muestra. En este caso 85 % de pureza significa que en 100 g de la muestra 
hay 85 g cobre, por lo tanto: 
 
 100 g de muestra ---- contienen ---- 85 g Cu 
 150 g de muestra -------------------- x = 127,5 g Cu 
 
Calculamos, ahora, la cantidad de H2SO4 (soluto) en la solución, utilizando el dato de la 
concentración, 0,500 M (0,500 mol de st disuelto cada 1000 cm3 sc): 
 
 En 1000 cm3 sc ---- hay disueltos ---- 0,500 mol H2SO4 
 800 cm3 sc ---------------------------- x = 0,400 mol H2SO4 
 
 
Es decir que, en este caso disponemos de 127,5 g Cu y 0,400 mol de H2SO4. 
 
Para visualizar mejor cuánto disponemos de cada reactivo, es conveniente ubicar los valores 
calculados debajo de los datos del ejercicio del siguiente modo: 
 
 
 Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 (g) + 2 H2O 
Datos ec. 63,5 g 2,00 mol 1,00 mol 1,00 mol 
2 x 6,02.1023 
moléculas 
Datos ej. 
150 g muestra 
 (85,0 % p) 
127,5 g 
800 cm3 sc 
0,500 M 
0,400 mol 
 
Incógnitas 
c) cantidad 
Cu2+ 
a)V(300 K y 
1,20 atm) 
b) nº de 
moléculas 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 8 
 
 
atm 1,20
K 300 .
 
mol .K .atm.dm 0,082 mol. 0,200
P
n.R.T
V
1-1-3

Como se informan datos de dos reactivos y no se especifica que reaccionen totalmente o que uno 
está en exceso, hay que calcular el reactivo limitante. 
 
Partimos de la relación entre los reactivos que se establece a partir de la ecuación: 63,5 g de Cu 
reaccionan con 2,00 mol de H2SO4. Con esos datos elegimos una de las formas posibles para 
calcular si uno de los reactivos limita la reacción; podemos averiguar: 
(1) cuántos moles de H2SO4 se necesitan para que reaccionen los 127,5 g de Cu o 
(2) qué masa de cobre se necesita para que reaccionen los 0,400 mol de H2SO4 
 
Cualquiera de los dos planteos permite calcular el reactivo limitante. 
Elegimos el primer planteo 
 
63,5 g Cu --- necesitan para reaccionar --- 2 mol de H2SO4 
 127,5 g Cu ------------------------------------------ x = 4,02 mol H2SO4 
 Como se dispone de 0,400 mol de H2SO4 éste es el reactivo 
 limitante ya que para que todo el cobre reaccione sería necesario 
 tener más ácido sulfúrico del que se ha puesto a reaccionar. 
 
Con el reactivo limitante calculamos las cantidades de productos que se forman. 
 
a) Para determinar el volumen de SO2 (g), a 300 K y 1,20 atm, calculamos primero la cantidad de SO2 
que se forma en este proceso. 
 
 Con 2,00 mol H2SO4 ---- se obtiene --- 1,00 mol SO2 
 0,400 mol H2SO4 ---------------------- x = 0,200 mol SO2 
 
Conociendo la cantidad de SO2 obtenida, calculamos el volumen usando la ecuación general de los 
gases: 
 
P. V = n . R . T 
 
Despejamos el volumen y reemplazamos: 
 
 
 
 
 
 
 V = 4,10 dm3 
 
 
 
b) El cálculo del número de moléculas de agua formadas lo hacemos también, a partir del reactivo 
limitante (0,400 mol de ácido sulfúrico). 
 
 2 mol H2SO4 ----- reaccionan formando ---- 2 . 6,02.10
23 moléculas H2O 
 0,400 mol H2SO4 ------------------------------------ x = 2,41.10
23 moléculas H2O 
 
 
 
 
Rta.: 4,10 dm3 
Rta.: 2,41.1023 moléculas H2O 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 9 
 
 
c) La cantidad de iones Cu 2+ formada la calculamos considerando que en una unidad de fórmula del 
CuSO4 hay un ion Cu 
2+
 y un ion 24SO , en consecuencia, en un mol de CuSO4 hay un mol de iones 
Cu 
2+
 y un mol de iones 
2
4SO . Entonces es posible relacionar directamente el reactivo con la cantidad de 
iones formados, en un planteo como el que sigue: 
 
 
 2,00 mol H2SO4 ----- reaccionan formando ---- 1,00 mol Cu 
2+ 
 0,400 mol H2SO4 ------------------------------------ x = 0,200 mol Cu 
2+ 
 
 
 
 
Ejercicio 5 
Se hacen reaccionar 100 g de CuSO4 con 500 cm
3 de una solución acuosa 0,300 M de KI. 
La reacción que se produce se representa por: 
 
2 CuSO4 + 4 KI → 2 K2SO4 + 2 CuI + I2 
 
El rendimiento de la reacción es del 90,0 %. 
a) Indicar qué tipo de reacción representa la ecuación. 
b) Calcular: 
i) la masa del reactivo en exceso que quedaría sin reaccionar, si el rendimiento fuera del 
100%. 
ii) la cantidad de I2 formado. 
 
Resolución 
a) Determinamos el tipo de reacción teniendo en cuenta las sustancias intervinientes y los distintos 
tipos de reacciones químicas (síntesis, descomposición, precipitación, combustión, neutralización, 
redox). A partir de las características propias de estas reacciones descartamos que ésta sea de 
síntesis, de descomposición, de precipitación, de neutralización y de combustión, razón por la cual 
verificamos si representa a una reacción redox asignando los números de oxidación de cada uno de 
los elementos: 
2 CuSO4 + 4 KI  2 K2SO4 + 2 CuI + I2 
 +2 +6 -2 +1-1 +1 +6 –2 +1-1 0 
 
Observamos que hay cambios en los números de oxidación del cobre (pasa de +2 a +1, o sea que se 
reduce) y del yodo (pasa de – 1 a 0, o sea que aumenta su número de oxidación, es decir, que se 
oxida). 
La ecuación representa una reacción de oxido – reducción. 
 
 
b) Primero vamos a determinar cuál es el reactivo en exceso, para luego calcular su masa. Para ello 
se procede de la misma manera que para determinar el reactivo limitante. La masa del reactivo en 
exceso la calculamos teniendo en cuenta la masa de reactivo inicial y la masa de reactivo que 
reaccionó (del reactivo que no es el limitante). La diferencia entre estas, es la masa de reactivo en 
exceso y se puede expresar del siguiente modo: 
 
m (reactivo exceso) = m (reactivo inicial) – m (reactivo que reaccionó) 
 
Rta.: 0,200 mol Cu 2+ 
 
Rta.: a) Redox 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 10 
 
 
Rta: 88,0 g CuSO4 
i) Comenzamos escribiendo la ecuación y colocando los datos y las incógnitas: 
 
 
 2 CuSO4 + 4 KI → 2 K2SO4 + 2 CuI + I2 
Datos ec. 319 g 4,00 mol 
Rto. 
90 % 
 
Datos ej. 100 g 500 cm3 sc 
0,300 M 
 
Incógnitas i) m reactivo en exceso ii) cantidad 
 
Para poder conocer cuál es el reactivo en exceso, es necesario conocer cuánto disponemos de cada 
reactivo. Por esta razón determinamos qué cantidad de KI se encuentra disuelta en los 500 cm3 de 
sc. 0,300 M (la concentración nos indica que 0,300 mol de st están disueltos cada 1000 cm3 de sc), 
por lo tanto: 
 
1000 cm3 sc ----contienen---------- 0,300 mol st 
500 cm3 sc ----------------------------x = 0,150 mol st 
 
Es decir que disponemos de 100g de CuSO4 y 0,150 mol de KI. Con estos datos realizamos el 
siguiente planteo para averiguar el reactivo en exceso y el limitante. 
 
319 g CuSO4 ----reaccionan con--- 4 mol KI 
100 g CuSO4 ------------------------ x = 1,25 mol KI 
 
 Significa que para que reaccionen los 100 g de 
 CuSO4 se necesitarían 1,25 mol de KI, pero 
 como la cantidad disponible es menor, éste es 
 el reactivo limitante mientras que el CuSO4 es 
 el reactivo en exceso. 
 
 
Determinamos la masa de CuSO4 que reacciona: 
 
4,00 mol KI -----reaccionan con -----319 g CuSO4 
0,150 mol KI ------------------------- x = 12,0 g CuSO4 
 
Con este dato reemplazamos en la expresión indicada al comienzo del ítem b): 
 
m(reactivo exceso) CuSO4= m (reactivo inicial) – m (reactivvo que reaccionó) 
 
m(reactivo exceso) CuSO4= 100 g – 12,0 g = 88,0 g 
 
 
 
ii) Según la ecuación, 2 mol de CuSO4 reaccionan con 4 mol de KI formando 2 mol de K2SO4, 2 mol 
de CuI y 1 mol de moléculas de I2. Por lo tanto para calcular la cantidad de I2 que se obtiene con un 
rendimiento del 90 % cuando reaccionan 0,150 mol de KI, tenemos en cuenta que en las reacciones 
químicas que se producen con un rendimiento menor al 100%, se forma menor cantidad de producto 
que la esperada según la estequiometría de la reacción. 
Si en un ejercicio no se indica el rendimiento, ni se pide calcularlo, hay que considerar que la reacción 
ocurre con un rendimiento del 100 %, es decir en forma completa. En cambio si éste es informado, 
como en este ejercicio, primero procedemos a calcular la masa o la cantidad de producto que se 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 11 
 
 
Rta: 0,0338 mol I2 
obtendría si el rendimiento fuera del 100 % y luego aplicamos el rendimiento teniendo en cuenta que: 
- lo que se obtiene experimentalmente es menos que lo que se calcula estequiométricamente 
- el rendimiento se expresa en porcentaje, por lo tanto lo que realmente se obtiene se determina 
aplicando ese porcentaje a los productos de la reacción. 
 
4 mol KI ----reaccionan formando----- 1,00 mol I2
 
0,150 mol KI --------------------------------x = 0,0375 mol I2
 
 
 Cantidad de I2 que se obtendría si el rendimiento fuera del 100 %. 
 
Es decir, que para saber cuánto I2 se obtiene realmente, planteamos: 
 
 100 % Rto -----------------------------0,0375 mol I2 
 90 % Rto ------------------------------ x= 0,0338 mol I2 
 
 
 
 
Importante 
El rendimiento se aplica a cada uno de los productos de la reacción. 
 
Otra forma de determinar la cantidad de producto con un rendimiento menor al 100 % es utilizando la 
siguiente expresión: 
100 . 
esperada producto de cantidad o masa
obtenida producto de cantidad o masa
Rto %  
 
Para este ítem, despejamos la cantidad de producto obtenida de la expresión anterior: 
 
 
100
 esperada producto de .cantidad Rto %
 obtenida producto de cantidad  
mol 0,0338 
100
 mol 0,0375 . 90
 obtenido I de cantidad 2  
 
Importante 
A continuación resumimos una serie de pasos que seguiremos para resolver algunos* ejercicios: 
1) Verificar que la ecuación esté balanceada. 
2) Ubicar los datos de la ecuación, del ejercicio y las incógnitas. 
Calcular 
3) la masa de cada reactivo (masa pura y/o masa de soluto si el reactivo se halla en solución acuosa). 
4) el reactivo limitante. 
5) la cantidad de producto esperada a partir del reactivo limitante o las incógnitas solicitadas. 
6) el rendimiento de la reacción o aplicar el % a los productos según corresponda. 
* Este orden es válido para los ejercicios directos, es decir aquellos en los que se calculan productos a partir de 
los reactivos. 
 
Ejercicio 6 
Se hacen reaccionar 160 g de una muestra que contiene Si y 20,0 g de impurezas inertes con 2,00 
dm3 de solución acuosa de NaOH 16,0 % m/V. El gas obtenido se recoge en un recipiente de 45,0 
dm3, a 3,20 atm y 22º C. La ecuación que representa a la reacción es: 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 12 
 
 
Si + 2 NaOH + H2O  Na2SiO3 + 2 H2 (g) 
 
a) Escribir la fórmula de la forma oxidada del agente reductor. 
b) Calcular 
i) el rendimiento de la reacción. 
ii) la masa de sal que se forma. 
c) Indicar si se consumiría/n totalmente: i) Si; ii) NaOH; iii) ambos reactivos. Justifica tu respuesta. 
 
Resolución 
a) Escribimos la fórmula de la forma oxidada del agente reductor teniendo en cuenta que: 
- el agente reductor, es la especie química que contiene al elemento que se oxida (su número 
de oxidación aumenta) y produce la reducción de otra. 
- la forma oxidada del agente reductor es la especie que contiene al elemento que se oxida 
con el mayor número de oxidación. 
 
Por lo tanto comenzamos asignando los números de oxidación: 
 Si + 2 Na OH + H2O → Na2SiO3 + 2 H2 (g) 
 0 +1 -2 +1 +1 -2 +1 +4 –2 0 
 
 
 
El agente reductor es la sustancia Si (silicio) ya que el número de oxidación pasa de 0 (en la 
sustancia simple Si) a +4 (en el anión 23SiO ). Por lo tanto la fórmula de la forma oxidada del agente 
reductor es: 
2
3SiO . 
 Si  23SiO
 
0 + 4 
 
b) i) Calculamos el rendimiento de la reacción teniendo en cuenta la siguiente expresión: 
 
100 . 
esperada producto de cantidad o masa
obtenida producto de cantidad o masa
Rto %  
 
Por lo tanto para conocer el porcentaje de rendimiento con el que ocurre esta reacción, tenemos que 
disponer, para el mismo producto, la cantidad esperada (cantidad estequiométrica) y la cantidad 
obtenida. Como en el enunciado se indica el volumen de gas obtenido, en ciertas condiciones de P y 
T, consideramos ese producto para calcular el rendimiento (el H2 es el único producto gaseoso en 
este proceso). 
 
Verificamos que la ecuación esté balanceada y ubicamos datos e incógnitas: 
 
 
 Si + 2 Na OH + H2O → Na2SiO3 + 2 H2 (g) 
Datos ec. 28,0 g 80,0 g 122 g 2,00 mol 
Datos ej. 160 g (20,0 g 
de impurezas) 
2,00 dm3 sc 
16,0 % m/V 
 45 dm3 
(22 ºC y 3,20 atm) 
Incógnitas c) ¿Cuál reacciona 
totalmente? 
 i) 
Rto 
ii) masa 
 
Rta: 
2
3SiO 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 13 
 
 
.T R
P.V
 n
2H


K 295 ..mol.Katm.dm 0,082
 dm 45,0 . atm 3,20
 
1-1-3
3
H
2
n
obtenida) producto de (cantidad mol 5,95 n
2H
 
Luego, calculamos la masa disponible de cada reactivo. 
 
Para el silicio (Si): la muestra es de 160 g y contiene 20,0 g de impurezas, por lo tanto 140 g son 
silicio (puro). 
m (Si) = 160 g – 20,0 g = 140 g 
 
Para el NaOH: calculamos la masa de soluto en 2,00 dm3 de solución 16,0 % m/V (16,0 % m/V 
significa que 16,0 g de st están disueltos cada 100 cm3 de sc): 
 
Si cada 100 cm3 sc -----hay-------- 16,0g NaOH 
 2000 cm3 sc ------------------ x = 320 g NaOH 
 
Como tenemos datos de dos reactivos (140 g de Si y 320 g de NaOH), determinamos si hay un 
reactivo limitante (o sea que al encontrarse en menor proporción limita la cantidad de cada producto 
que se obtiene). 
 
 28,0 g Si --- se combinan con --- 80,0 g NaOH 
 140 g Si------------------------------- x = 400 g NaOH 
 
 masa de NaOH necesaria para que todo el silicio pueda 
 reaccionar. Como sólo tenemos 320 g de NaOH, éste es 
 el reactivo que está en menor proporción, es decir, es el 
 Reactivo Limitante. Significa que la reacción se 
 produce entre los 320 g de NaOH y la masa necesaria 
 de Si (menor a 140 g, dicha masa se puede calcular con 
 un planteo análogo al anterior). 
 
Calculamos la cantidad de producto esperada a partir del reactivo limitante, es decir la cantidad de H2 
que se obtendría si el rendimiento fuera del 100 %. 
 
 con 80,0 g NaOH –se obtienen ---- 2,00 mol de H2 
 320 g NaOH ---------------------- x = 8,00 mol de H2 
cantidad de H2 gaseoso que 
se espera obtener. 
 
En el enunciado se informa que se obtienen 45,0 dm3 de gas, a 3,20 atm y 22º C, lo que nos permite 
averiguar la cantidad de producto (H2 ) obtenida, para lo cual utilizamos la ecuación general del gas 
ideal: 
P.V = n . R . T 
 
Sabiendo que la temperatura es de 22 ºC, determinamos la temperatura absoluta: 
T = 22 + 273 = 295 K 
 
Despejamos el número de moles: 
 
 
Reemplazamos: 
 
 
 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 14 
 
 
 
 
Con estos datos estamos en condiciones de calcular el rendimiento de la reacción: 
 
100 . 
esperada producto de cantidad 
obtenida producto de cantidad
Rto %  
 
Reemplazamos 
100 . 
mol 8,00
mol 5,95
Rto %  
 
 % Rto = 74,4 % 
 
 
 
 
ii) La masa de sal formada la vamos a calcular de diferentes formas: 
- estableciendo relaciones estequiométricas entre los productos de la reacción, y 
- partiendo del reactivo limitante. 
 
De las dos formas, es más conveniente calcular la masa de sal a partir del otro producto obtenido (el 
hidrógeno). 
 2,00 mol de H2 --- se forman junto con --- 122 g Na2SiO3 
 5,95 mol de H2 -------------------------------- x = 363 g Na2SiO3 
 
Cantidad de H2 obtenido Masa de sal formada considerando el 
 con el 74,4 % Rto rendimiento de la reacción (74,4 %). 
 
 
 
Ahora, calculamos la cantidad de producto esperada a partir del reactivo limitante: 
 
 Con 80,0 g NaOH –se obtienen ---- 122 g Na2SiO3 
 320 g NaOH ---------------------- x = 488 g Na2SiO3 
 
Esta es la masa de sal que teóricamente esperábamos, pero como el rendimiento no es del 100 %, 
entonces la masa de sal obtenida es menor y es posible calcularla de distintas formas, aplicando el 
porcentaje de rendimiento (opción 1) o utilizando la ecuación para calcular el rendimiento (opción 2). 
Opción 1 
 100 % Rto. -------- 488 g Na2SiO3 
 74,4 % Rto. -------- x = 363 g Na2SiO3 
 
Importante: 
Si la masa de sal se calcula a partir del reactivo limitante hay que aplicarle el % de rendimiento. 
 
Opción 2 
Una vez que hemos determinado la masa de sal esperada, calculamos la masa de producto obtenida 
despejando la ecuación que permite calcular el % de rendimiento: 
 
Rta.: 74,4 % 
Rta.: 363 g 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 15 
 
 
100 . 
esperada producto de masa
obtenida producto de masa
Rto %  
 
 
 
esperada producto de masa . Rto %
obtenida producto de masa
100
 
 
 
g 363 
g 488 . 74,4
obtenida producto de masa
100
 
 
 
 
Podemos notar que se llega al mismo resultado haciendo ambos planteos. 
 
c) Para poder determinar y justificar si uno o ambos reactivos se consumen totalmente, tenemos en 
cuenta que inicialmente disponemos de 140 g de Si y de 320 g de NaOH, y que el NaOH es el 
reactivo limitante (determinado en el ítem b) i), por lo tanto los 320 g reaccionan totalmente con el Si. 
Para comprobar si el silicio se consume totalmente o está en exceso, realizamos el siguiente planteo: 
 
 80,0 g NaOH --- se combinan con --- 28,0 g Si 
 400 g NaOH ---------------------------- x = 112 g Si 
 
Significa que de los 140 g de Si sólo reaccionan 112 g, el resto queda sin reaccionar (reactivo en 
exceso). Por lo tanto el NaOH reacciona totalmente. 
 
 
 
 
Ejercicio 7 
Se hacen reaccionar 250 g de una muestra que contiene plata (12,0 % de impurezas inertes) con 
1,10 dm3. de solución de HNO3 22,0 % m/V. Se obtienen 1,60 mol de NO2 (g), según la ecuación: 
Ag + 2 HNO3 → AgNO3 + NO2 (g) + H2O 
 
a) Indicar si corresponde a una reacción de óxido-reducción. 
b) Calcular 
i) el rendimiento de la reacción. 
ii) el volumen (en cm3) de solución 0,800 M, que puede prepararse con el AgNO3 obtenido. 
iii) la masa de reactivo que quedaría sin reaccionar, si el rendimiento de la reacción fuera 
100%. 
c) Si se trabajara con 250 g de una muestra que contiene Ag y un 30% de impurezas, y el resto de las 
condiciones se mantienen iguales ¿la cantidad de NO2 producido sería menor, igual o mayor que el 
obtenido en las condiciones del enunciado? Justifica tu respuesta. 
 
Resolución 
a) Para determinar si esta reacción es un proceso redox, tenemos que verificar si hay cambios en los 
números de oxidación, para lo cual asignamos los números de oxidación de cada uno de los 
elementos. 
Rta.: ii) NaOH 
Rta.: 363 g Na2SiO3 
 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 16 
 
 
Ag + 2 HNO3 → AgNO3 + NO2 (g) + H2O 
 0 +1+5-2 +1+5 -2 +4 -2 +1 -2 
 
 
Dado que hay un elemento cuyo número de oxidación aumenta (Ag que pasa de 0 a +1) y otro cuyo 
número de oxidación disminuye (N que pasa de +5 a +4), podemos concluir que éste es un 
proceso de óxido-reducción (redox). 
 
 
b) i) Calculamos el rendimiento de la reacción teniendo en cuenta la siguiente expresión: 
100 . 
esperada producto de cantidad
obtenida producto de cantidad
Rto %  
 
Por lo tanto tenemos que disponer, para el mismo producto, de la cantidad esperada y de la cantidad 
obtenida. Como en el enunciado se indica el número de moles de NO2 obtenido, consideramos ese 
producto para calcular el rendimiento. Para calcular la cantidad de producto esperada seguimos los 
pasos sugeridos al final del ejercicio 5 (pág 12). 
 
Partimos de la ecuación: 
 
 
 
 Ag + 2 HNO3 → AgNO3 + NO2 (g) +H2O 
Datos ec. 108 g 126 g 1 mol 1 mol 
Datos ej. 250 g (12,0 
% impurezas) 
1,10 dm3 sc 
22,0 % m/V 
 
Incógnitas iii) la masa de reactivo que 
queda sin reaccionar 
i) 
Rto 
ii) V sc 
0,800 M 
 
 
Calculamos la masa disponible de cada reactivo. 
 
Para la plata (Ag): sabiendo que la masa de la muestra que contiene plata es de 250 g, y que 
contiene un 12,0 % de impurezas inertes, es posible pensar diferentes planteos para conocer cuál es 
la masa de plata disponible para la reacción: 
- determinar la masa de impurezas en la muestra y luego por diferencia, la masa de 
plata. 
100 g muestra --- contienen --- 12,0 g de impurezas 
250 g muestra ------------------- x = 30,0 g de impurezas 
 
m Ag = m muestra – m impurezas = 250 g – 30,0 g = 220 g 
 
- considerar que si el porcentaje de impurezas en la muestra es el 12,0 %, la pureza es 
del 88,0 %, ya que si del 100 % de la muestra, un 12,0 % es de impurezas, la 
diferencia corresponde al porcentaje de pureza. 
 
100 g muestra --- contienen --- 88,0 g de Ag 
 250 g muestra ------------------- x = 220 g de Ag (pura) 
 
Para el HNO3: calculamos la masa de soluto disuelto en 1,10 dm
3 de solución 22,0 % m/V: 
Rta.: Si 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 17 
 
 
 
 Cada 100 cm3 sc ----hay disueltos--- 22,0 g HNO3 
 1100 cm3 sc ----------------- x = 242 g HNO3 
 
Como tenemos datos de dos reactivos (220 g de Ag y 242 g de HNO3), determinamos si hay un 
reactivo limitante (o sea que al encontrarse en menor proporción limita la cantidad de cada producto 
que se obtiene). 
 
108 g Ag --- se combinan con --- 126 g de HNO3 
 220 g Ag ---------------------------- x = 256,7 g HNO3 
 (masa de Ag pura) 
 masa de HNO3 necesaria para que toda la plata 
 pueda reaccionar. Como sólo tenemos 242 g de 
 HNO3, éste es el reactivo que está en menor 
 proporción, es decir, es el Reactivo Limitante. 
 
Determinamos la cantidad de producto esperada a partir del reactivo limitante. 
 
 con 126 g HNO3 –se obtienen ---- 1,00 mol de NO2 
 242 g HNO3 ---------------------- x = 1,92 mol de NO2 (cantidad de producto que se 
 espera obtener). 
 
Con estos datos estamos en condiciones de calcular el rendimiento de la reacción: 
 
100 . 
esperada producto de cantidad
obtenida producto de cantidad
Rto %  
 
 
100 . 
mol 1,92
mol 1,60
Rto %  
 
 
 % Rto = 83,3 % 
 
 
 
 
ii) Para poder calcular el volumen (en cm3) de solución 0,800 M, que puede prepararse disolviendo la 
sal obtenida (AgNO3), es necesario calcular primero cuánta sal se obtiene. 
Como todos los productos están afectados por el rendimiento de la reacción conviene calcular la 
cantidad de sal a partir de la cantidad obtenida del otro producto. También podríamos calcularla a 
partir del reactivo limitante, pero luego tendríamos que aplicar el % de rendimiento (ver ej. 6). 
 
 1 mol de NO2 --- se forma junto a --- 1mol de AgNO3 
 1,60 mol de NO2 ---------------------- x = 1,60 mol de AgNO3 
 
Por lo tanto el volumen de solución 0,800 M que puede prepararse con 1,60 mol de AgNO3 lo 
calculamos realizando el siguiente planteo: 
 
 0,800 mol st --- disueltos cada---- 1000 cm3 sc 
Rta.: 83,3 % 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 18 
 
 
Rta.: 2000 cm3 
 1,60 mol st ---------------------------- x- 2000 cm3 sc 
 
 
 
 
iii) Teniendo en cuenta que el ácido nítrico es el reactivo limitante, y que la plata está en exceso (ítem 
i), podemos calcular la masa de plata que queda sin reaccionar a través de la diferencia entre la masa 
de plata disponible y la masa de plata que reacciona. Por lo tanto necesitamos conocer primero, la 
masa de plata que reacciona con los 242 g de ácido nítrico. 
 
 126 g HNO3 –se combinan con ---- 108 g Ag 
 242 g HNO3 ---------------------- x = 207 g Ag 
 
masa de reactivo en exceso (Ag) = 220 g – 207 g = 13,0 g Ag 
 
 
 
 
c) Para poder comparar la cantidad de NO2 producido, si se trabajara con 250 g de una muestra que 
contiene Ag y un 30% de impurezas y el resto de las condiciones se mantuvieran iguales, con el 
obtenido en las condiciones del enunciado, tenemos en cuenta que necesitamos conocer la masa 
disponible de cada reactivo. 
El siguiente desarrollo constituye la justificación de la respuesta. 
Según el planteo realizado en el ítem b) i), la masa de HNO3 es 242 g, y deducimos que si aumenta el 
porcentaje de impurezas en la muestra, la masa de Ag disponible es menor. Por lo tanto tenemos que 
comprobar si este reactivo sigue estando en exceso o no, para lo cual realizamos los siguientes 
cálculos: 
- la masa de impurezas en la muestra y luego por diferencia, la masa de plata. 
- el reactivo limitante. 
Determinamos, primero la masa de Ag en la muestra. 
 
100 g muestra --- contienen --- 30,0 g de impurezas 
250 g muestra ------------------- x = 75,0 g de impurezas 
 
m Ag = m muestra – m impurezas = 250 g – 75,0 g = 125 g 
 
Como tenemos datos de dos reactivos (125 g de Ag y 242 g de HNO3), determinamos si hay un 
reactivo limitante. 
 
108 g Ag --- se combinan con --- 126 g de HNO3 
 125 g Ag ---------------------------- x = 145,2 g HNO3 
 
Este planteo nos permite concluir que para que reaccionen los 125 g de Ag presentes en la muestra, 
se necesitan 145 g de HNO3. Como disponemos de 242 g de HNO3, éste es el reactivo que en estas 
condiciones está en exceso, es decir, que la Ag es el reactivo limitante. Por lo tanto deducimos que la 
cantidad de NO2 esperada será menor que la obtenida en las condiciones del enunciado. Para 
verificarlo realizamos el siguiente planteo: 
 
 Con 108 g Ag –se obtienen ---- 1,00 mol de NO2 
 125 g Ag ---------------------- x = 1,16 mol de NO2 (cantidad de producto que se 
 espera obtener). 
Rta.: 13,0 g 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 19 
 
 
 
Comparamos este valor (1,16 mol) con el indicado en el enunciado (1,60 mol), y observamos que 
resulta menor. Además a este resultado hay que aplicarle el rendimiento de la reacción, lo que nos 
dará un número menor aún. 
 
 
 
Ejercicio 8 
Se hace reaccionar 60,0 g de una muestra de aluminio impura con exceso de solución de HCl 2,00 M, 
y se obtienen 57,0 dm3 de H2 (g), medido a 335 K y 1,10 atm, según la siguiente ecuación: 
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 (g) 
El rendimiento de la reacción es del 95,0 %. 
a) Escribir el símbolo del elemento que se reduce y el cambio de número de oxidación. 
b) Calcular: 
 i) la masa de aluminio que reacciona. 
 ii) el % de pureza de la muestra de aluminio. 
 iii) el mínimo volumen de solución necesario para la reacción. 
c) Indicar si el volumen del gas obtenido: aumenta, disminuye o no cambia al aumentar la molaridad 
de la solución. 
 
Resolución 
 
a) Identificamos al elemento que se reduce teniendo en cuenta que el elemento que se reduce es 
aquel cuyo número de oxidación disminuye, por lo tanto asignamos los números de oxidación a cada 
elemento. 
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 (g) 
 0 +1 -1 +3 -1 0 
 
En este proceso el número de oxidación que disminuye es el del hidrógeno, quepasa de +1 (en el 
HCl) a 0 (en el H2). Por lo tanto la respuesta es el símbolo del elemento y el cambio en el número de 
oxidación (+1 a 0), si respondemos HCl la respuesta es incorrecta, pues ésta es una sustancia, y lo 
que se pide es el elemento que se reduce. 
 
 
 
 
b) i) Comenzamos escribiendo la ecuación y los datos correspondientes para calcular la masa de 
aluminio en la muestra: 
 
 
 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 (g) 
Datos ec. 54,0 g 6,00 mol 3,00 mol 
Datos ej. 
60,0 g muestra 
impura 
exceso sc 
2,00M 
 
95,0 % 
Rto 
 
57,0 dm3 
(335 K y 1,1 atm) 
Incógnitas 
i) m Al 
ii) % pureza 
iii) V sc 
 
Analizando los datos proporcionados en el ejercicio, únicamente es posible calcular la masa de 
aluminio que reaccionó a partir del H2 (g) formado. Por lo tanto comenzamos determinando la 
cantidad de hidrógeno que se obtuvo en el proceso, utilizando la ecuación general del gas ideal: 
Rta.: H, de +1 a 0 
Rta.: menor 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 20 
 
 
.T R
P.V
 n
2H


K 335 ..mol.Katm.dm 0,082
 dm 57,0 . atm 1,10
 
1-1-3
3
H
2
n
mol 2,28 n
2H

 
P . V = n . R . T 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Importante 
Para determinar la masa de un reactivo a partir de un producto, en las reacciones que se lleven a 
cabo con un rendimiento menor al 100 %, es necesario conocer la cantidad de producto esperada 
(teórica), ya con este dato calculamos la masa de reactivo que reacciona. 
 
Conociendo cuánto H2 se forma en el proceso, calculamos la cantidad esperada. 
 
100 . 
esperada producto de cantidad
obtenida producto de cantidad
Rto %  
 
 
100 . 
Rto %
obtenida producto de cantidad
esperada producto de cantidad  
 
 
100 . 
 95,0
mol 2,28
esperada producto de cantidad  
 
cantidad de H2 esperada = 2,40 mol 
 
A partir de la cantidad de H2 esperada, planteamos la relación estequiométrica entre éste y el 
aluminio para calcular la masa de aluminio presente en la muestra (masa que reaccionó): 
 
 Para obtener 3,00 mol de H2 ---- reaccionan --- 54,0 g de Al 
 2,40 mol de H2 --------------------- x = 43,2 g de Al 
 
 
 
 
ii) Determinamos el porcentaje de pureza en la muestra de dos maneras diferentes: 
 
- aplicando la definición de pureza, y conociendo la masa de reactivo en una 
determinada masa de muestra es posible calcular la masa de reactivo presente cada 
100 g de muestra. 
 
- utilizando la siguiente expresión: 
Rta.: 43,2 g 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 21 
 
 
100 . 
muestra de masa
reactivo de masa
pureza %  
 
 
Calculamos el % de pureza de las dos formas propuestas: 
 teniendo en cuenta la definición de pureza. Como se informa que el ácido clorhídrico 
está en exceso, entonces el Al es el reactivo limitante, por lo tanto la masa de aluminio 
que reacciona (43,2 g) es todo el aluminio presente en la muestra (60,0 g). Con estos 
datos calculamos la masa de aluminio presente cada 100 g de muestra. 
 
 60,0 g de muestra ---- contienen ------ 43,2 g de Al 
 100 g de muestra ---------------------- x = 72,0 g de Al 
 
Teniendo en cuenta que la pureza se expresa en porcentaje, la respuesta es: 72,0 %. 
 
 reemplazando en la expresión indicada, los datos correspondientes: 
 
% 72,0 100 . 
muestra g 60,0
 Alg 43,2
pureza %  
 
 
 
 
iii) Para calcular el volumen (mínimo) de solución 2,00 M de HCl (st) que se utilizó, necesitamos 
conocer la cantidad de HCl que reacciona para obtener los 2,40 mol de H2 (g) (cantidad esperada). 
 
 Para obtener 3,00 mol de H2 --- reaccionan --- 6,00 mol de HCl 
 2,40 mol de H2 --------------------- x = 4,80 mol de HCl 
Con este valor, calculamos el volumen de solución que contiene a los 4,80 mol de HCl disueltos, 
teniendo en cuenta que la concentración de la solución es 2,00 M. 
 
 2,00 mol de HCl --- están disueltos en --- 1.00 dm3 sc 
 4,80 mol de HCl --------------------------- x = 2,40 dm3 sc 
 
 
 
 
c) Para responder es conveniente volver a escribir los datos a fin de analizar la nueva situación: 
 
 
 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 (g) 
Datos ec. 54,0 g 6,00 mol 3,00 mol 
Datos ej. 
60,0 g impura 
(72,0 % p 
43,2 g R. Lim 
exceso sc 
mayor a 
2,00M 
95,0 % 
Rto 
 
Incógnitas 
V mayor, 
menor o igual 
 
Deducimos que en este caso el volumen del gas obtenido no cambia al aumentar la molaridad de la 
solución, pues se indica que ésta está en exceso, por lo tanto al aumentar su concentración aumenta 
Rta.: 72,0 % 
Rta.: 2,40 dm3 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 22 
 
 
Rta.: no cambia 
el número de moles de HCl disponibles para la reacción. Recordamos que la cantidad de producto 
obtenida depende del reactivo limitante, y la masa de éste no cambia. 
Es importante notar que no es necesario realizar cálculos para contestar este ítem, pues no se nos 
informa el valor de la nueva concentración de la solución. 
 
 
 
Ejercicio 9 
Se hacen reaccionar 120 g de Mn2O3 con 2600 cm
3 de una solución acuosa 0,300 M de H2SO4. 
La reacción que se produce se representa por: 
2 Mn2O3 + 4 H2SO4 → 4 MnSO4 + O2 (g) + 4 H2O 
El rendimiento de la reacción es del 90,0 %. 
a) Indicar si corresponde a una reacción de neutralización. 
b) Calcular 
i) la masa de reactivo que quedaría sin reaccionar, si el rendimiento de la reacción fuera 
100%. 
ii) el número de cationes presentes en la sal formada. 
iii) la presión parcial del O2 (g) si se lo recoge en un recipiente de 10,0 dm
3, que además 
contiene 22,0 g de CO2 (g) a 25,0 ºC. 
c) Si se emplearan 250 cm3 de solución acuosa de H2SO4 3,00 M, manteniendo todas las demás 
condiciones, la masa de la sal obtenida sería: a) mayor; b) igual; c) menor. Indica la opción correcta. 
 
Resolución 
a) Para indicar si esta ecuación representa a una reacción de neutralización, consideramos que un 
proceso de neutralización es aquel en el que un ácido reacciona con una base (por ejemplo, 
hidróxido) formando sal y agua. Por lo tanto, observando los productos de la reacción, concluimos 
que no corresponde a este tipo. 
b) i) Comenzamos escribiendo la ecuación, los datos y las incógnitas: 
 
 2 Mn2O3 + 4 H2SO4 → 4 MnSO4 + O2 (g) + 4 H2O 
Datos ec. 316 g 4,00 mol 4,00 mol 1,00 mol 
Datos ej. 120 g 2600 cm3 sc 
0,300 M 
 
Rto 
90,0% 
 
Incógnitas i) la masa de reactivo 
en exceso 
ii) nº iones 
manganoso 
 PO2 
(10,0 dm
3 
 y 
25 ºC)
 
 
 
La masa del reactivo en exceso la calculamos haciendo la diferencia entre la masa de reactivo inicial 
y la masa de reactivo que reaccionó. 
m (rvo exceso) = m (rvo inicial) – m (rvo que reaccionó) 
Para poder conocer cuál es el reactivo en exceso, es necesario determinar las masas y/o cantidades 
disponibles de cada reactivo. Calculamos, entonces, qué cantidad de H2SO4 se encuentra disuelta en 
los 2600 cm3 de sc. 0,300 M (la concentración nos indica que 0,300 mol de st están disueltos cada 
1000 cm3 de sc): 
 
1000 cm3 sc ----contienen---------- 0,300 mol st 
2600 cm3 sc ----------------------------x = 0,780mol st 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 23 
 
 
Rta.: 58,4 g 
Rta.: 4,23 . 1023 Mn2+ 
Es decir que disponemos de 120 g de Mn2O3 y 0,780 mol de H2SO4. Con estos datos realizamos el 
siguiente planteo para averiguar cuál es el reactivo en exceso y cuál es el limitante. 
 
316 g Mn2O3 ---reaccionan con--- 4 mol H2SO4 
120 g Mn2O3 ------------------------ x = 1,52 mol H2SO4 
 
 Significa que para que reaccionen los 120 g 
 de Mn2O3 se necesitan 1,52 mol de H2SO4, 
 pero como la cantidad disponible es menor, 
 éste es el reactivo limitante. 
 
Calculamos la masa de Mn2O3 que reacciona: 
 
4 mol H2SO4 --reaccionan con--- 316 g Mn2O3 
0,780 mol H2SO4 --------------------x = 61,62 g Mn2O3 
 
 Considerando 3 cifras significativas 61,6 g. 
 
Conociendo la masa de Mn2O3 que reacciona con el H2SO4, determinamos la masa de óxido que 
queda sin reaccionar reemplazando en la expresión planteada al comienzo de este ítem. 
 
m Mn2O3 exceso = m (rvo inicial) – m (rvo que reaccionó) 
 
 m Mn2O3 exceso = 120 g – 61,6 g = 58,4 g 
 
 
 
ii) Calculamos el número de cationes presentes en la sal formada (MnSO4) teniendo en cuenta: 
- la relación estequiométrica entre el reactivo limitante y la sal, 
- el rendimiento de la reacción, 
- la relación entre los iones que forman a un mol de la sal. 
 
A partir de la estequiometría deducimos que al reaccionar 4,00 mol de H2SO4 se producen 4,00 mol 
de MnSO4, por lo tanto si se combinan 0,780 mol de H2SO4, se espera obtener la misma cantidad de 
sal (0,780 mol), pero como el rendimiento de la reacción es del 90,0 %, se forma una cantidad menor. 
Ésta es posible calcularla por cualquiera de las formas ilustradas en el ejercicio 5 b ii) (pág.11). Por 
ejemplo: 
100 % ---------------- 0,780 mol MnSO4 
 90,0 % ----------------x = 0,702 mol MnSO4 
 
Conociendo la cantidad de sal formada y que un mol de MnSO4 está formado por 1 mol de cationes 
(Mn2+) y un mol de aniones (
2
4SO ), afirmamos que en 0,702 mol de MnSO4 hay 0,702 mol de Mn
2+. 
Como se pide número de cationes, usamos el número de partículas que forman un mol: 6,02 . 1023 
mol-1. 
 
 1,00 mol Mn2+ ------------------- 6,02 . 1023 Mn2+ 
0,702 mol Mn2+ x = 4,23 . 1023 Mn2+ 
 
 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 24 
 
 
Rta.: 0,430 atm 
 
V
 T . R .n
P 2
2
O
O 
 
V
 T . R .n
P 2
2
O
O 

3
-1-13
O
dm 10,0
K 298 ..mol.Katm.dm 0,082 . mol 0,176
 P
2
Rta.: menor 
iii) Determinamos la presión parcial del O2 (g) en un recipiente de 10,0 dm
3 que además contiene 
CO2, teniendo en cuenta: 
- la definición de presión parcial: “La presión parcial de un gas que integra una mezcla 
gaseosa es la presión que ejercería si estuviera solo en el recipiente.” 
- la cantidad de O2 producido a partir del reactivo limitante. 
- la ecuación correspondiente: 
 
 
 
Comenzamos calculando el número de moles obtenidos, a partir del reactivo limitante: 
 
4 mol H2SO4 ---reaccionan formando----1,00 mol O2
 
0,780 mol H2SO4 -------------------------x = 0,195 mol O2
 
 
 Cantidad que se obtendría si el rendimiento fuera del 100 %. 
 
 
Aplicamos el porcentaje de rendimiento con el que ocurre la reacción (90,0 %), para determinar la 
cantidad de O2 realmente obtenida. 
 
100 % de Rto. ------- 0,195 mol O2 
90 % de Rto. --------- x = 0,176 mol O2 
 
Reemplazamos en la ecuación indicada al comienzo de este ítem: 
 
 
 
 
 
 
 
 PO2 = 0,430 atm 
 
 
 
 
Importante 
El rendimiento se aplica a la masa o a la cantidad de producto de una reacción y no a las variables de 
estado de un gas. 
 
c) Para saber si la masa de la sal obtenida sería: a) mayor; b) igual; c) menor si se emplearan 250 
cm3 de solución acuosa de H2SO4 3,00 M, manteniendo todas las demás condiciones, tenemos en 
cuenta que el H2SO4 es el reactivo limitante, por lo tanto si varía la cantidad de éste, varía la cantidad 
de producto obtenida. Entonces determinamos cuánto H2SO4 hay disuelto en 250 cm
3 de sc 3,00 M: 
 
1000 cm3 sc ----contienen---------- 3,00 mol st 
250 cm3 sc ----------------------------x = 0,750 mol st 
 
La cantidad de H2SO4 resulta menor a la disponible en las condiciones iniciales (0,780 mol), por lo 
tanto la masa de sal obtenida sería menor. 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 25 
 
 
 
 
Ejercicio 10 
Se hacen reaccionar 150 g de un mineral que contiene 82,0 % de MgO con 2,00 dm3 de solución 
acuosa de HNO3 2,80 M. La reacción que se produce se representa por la siguiente ecuación: 
MgO + 2 HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O 
a) Indicar si la ecuación representa, o no, un proceso redox. 
b) Calcular 
i) el rendimiento de la reacción si se obtienen 350 g de sal. 
ii) el número de átomos de hidrógeno en el producto obtenido. 
iii) la concentración molar del anión nitrato en solución, si la sal obtenida se disuelve hasta 
obtener 1500 cm3 de solución acuosa. 
 
Resolución 
 
a) Para determinar si la ecuación representa o no un proceso redox, asignamos los números de 
oxidación a cada elemento: 
 
 MgO + 2 HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O 
 +2 -2 +1+5 -2 +2 +5 -2 +1 -2 
 
Dado que no hay cambios en los números de oxidación la ecuación no representa un proceso de 
óxido-reducción. 
 
 
 
b) 
i) Comenzamos escribiendo la ecuación y ubicando los datos: 
 
 
 
 MgO + 2 HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O 
Datos ec. 40,3 g 2,00 mol 148 g 
Datos ej. 150 g mineral 
(82 % MgO) 
2,00 dm3 sc 
2,80 M 
 350 g (sal) 
Incógnitas i) 
Rto 
iii) [

3NO ] 
ii) nº de át de 
H 
 
Calculamos el rendimiento de la reacción utilizando la siguiente expresión: 
 
100 . 
esperada producto de masa
obtenida producto de masa
Rto %  
 
Como en el enunciado se indica la masa de sal obtenida: 350 g de Mg(NO3)2, determinamos la masa 
de sal que se espera obtener a partir de los reactivos, y para ello es necesario conocer la masa de 
MgO en el mineral y de HNO3 en la solución: 
 
Para el MgO Calculamos la masa de MgO en 150 g de mineral que contiene un 82,0 % de MgO (esta 
expresión es análoga a indicarnos el porcentaje de pureza en una muestra). 
Rta.: No 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh26 
 
 
 
 100 g de mineral ----- contienen ---- 82,0 g de MgO 
 150 g de mineral ---------------------- x = 123 g de MgO 
 
Para el HNO3: Calculamos la masa de soluto en 2,00 dm
3 de solución 2,80 M 
 
 1,00 dm
3 de solución --- tiene disueltos --- 2,80 mol de HNO3 
 2,00 dm3 de solución ---------------------------- x = 5,60 mol de HNO3 
 
Como tenemos datos de dos reactivos (123 g de MgO y 5,60 mol de HNO3), determinamos si hay un 
reactivo limitante (o sea que al encontrarse en menor proporción limita la cantidad de cada producto 
que se obtiene). 
 
 
 40,3 g MgO --- se combinan con --- 2,00 mol de HNO3 
 123 g MgO ---------------------------- x = 6,10 mol de HNO3 
 (masa de MgO) 
 cantidad de HNO3 necesaria para que todo el óxido de 
 magnesio pueda reaccionar. Como sólo tenemos 5,60 
 mol de HNO3, éste es el reactivo que está en menor 
 proporción, es decir, es el reactivo limitante 
 . 
Calculamos la cantidad de producto esperada a partir del reactivo limitante. 
 
 con 2,00 mol de HNO3 –se obtienen ---- 148 g de sal 
 5,60 mol de HNO3 ---------------------- x = 414 g de sal (cantidad de producto que se 
 espera obtener). 
 
 
Calculamos el rendimiento reemplazando en la expresión: 
 
100 . 
esperada producto de masa
obtenida producto de masa
Rto %  
 
 100 . 
g 414
g 350
Rto % 
 
 % Rto = 84,5 % 
 
 
 
ii) Calculamos el número de átomos de hidrógeno en el producto obtenido, para lo cual tenemos en 
cuenta que el único producto cuyas moléculas están formadas por átomos de hidrógeno es el agua 
(cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno). 
Determinamos primero los moles de agua obtenidos, sabiendo que: 
 
 Con 148 g de Mg(NO3)2 --- se forma --- 1,00 mol de H2O 
 350 g de Mg(NO3)2 ----------------- x = 2,36 mol de H2O 
 
Conviene calcular cuánta agua se obtiene junto con los 350 g de la sal. Si lo hubiéramos hecho a 
Rta.: 84,5 % 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 27 
 
 
Rta. = 2,84.1024 átomos de H 
 
mol 2,365
g/mol 148
350gm
n 
M
partir del reactivo limitante, tendríamos que tener en cuenta el rendimiento de la reacción. 
Ahora, calculamos el número de átomos de hidrógeno en el producto obtenido. 
 
 1 mol de moléculas de H2O ----- contiene ---- 2 . 6,02.10
23 átomos de H 
 2,36 mol de moléculas de H2O ------------------ x = 2,84.10
24 átomos de H 
 
 
 
 
iii) Determinamos la concentración molar del anión nitrato en los 1500 cm3 solución que contienen los 
350 g sal disuelta, teniendo en cuenta que: 
- la concentración molar o molaridad es el número de mol de st disuelto por cada dm3 de sc. 
- en solución acuosa las sales están totalmente disociadas en sus iones. 
 
Comenzamos calculando la molaridad de la solución, siguiendo los siguientes pasos: primero 
determinamos la cantidad de sal formada, y luego el número de moles de st disuelto cada 1000 cm3 
de sc. 
 
 
 
 1500 cm3 de sc ----------------- 2,365 mol de st 
 1000 cm3 de sc ----------------- x = 1,58 mol de st, es decir 1,58 M 
 
Para determinar la concentración molar de iones nitrato de la solución escribimos la ecuación de 
disociación correspondiente: 
 Mg(NO3)2 → Mg 2+ + 2 3NO 
1 mol 
se disocia en 1 mol 2 mol 
Si la concentración de la solución es 1,58 M en Mg(NO3)2, significa que en 1 dm
3 de esa solución hay 
1,58 mol de Mg(NO3)2 en consecuencia hay 2 x 1,58 mol de 

3NO , es decir 3,16 mol de 

3NO . 
 
La concentración molar [

3NO ] = 3,16 mol = 3,16 M 
 1 dm3 sc 
 
Ejercicio 11 
Se hacen reaccionar 80,0 g de un mineral que contiene un 80 % de Fe con 0,500 L de solución de 
HNO3 2,00 M. Las cantidades de los productos obtenidos corresponden al 75,0 % de lo esperado 
teóricamente. La ecuación es: 3 Fe + 8 HNO3 → 3 Fe(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO (g) 
a) Escribir la fórmula de la forma reducida del agente oxidante. 
b) Calcular: 
i) el volumen del gas producido en CNPT 
ii) la masa de oxosal formada 
c) Indicar si el volumen de gas obtenido será mayor, menor o igual que el calculado en b) si 
solamente se aumenta la pureza del mineral que contiene hierro utilizado en la reacción. Justifica tu 
respuesta. 
Rta.: 3,16 M 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 28 
 
 
 
Resolución 
a) a) Escribimos la fórmula de la forma reducida del agente oxidante teniendo en cuenta que: 
- el agente oxidante, es la especie química que contiene al elemento que se reduce (su 
número de oxidación disminuye) y produce la oxidación de otra. 
- la forma reducida del agente oxidante es la especie que contiene al elemento que se reduce 
con el menor número de oxidación. 
 
Por lo tanto comenzamos asignando los números de oxidación: 
3 Fe + 8 HNO3 → 3 Fe(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO (g) 
 0 +1+5-2 +2+5-2 +1-2 +2-2 
 
 
 
El agente oxidante es la sustancia HNO3 ya que el número de oxidación del nitrógeno pasa de +5 a 
+2 (en el NO). Por lo tanto la fórmula de la forma reducida del agente oxidante es: NO. 
 

3NO → NO 
 +5 +2 
 
 
b)i) Comenzamos escribiendo la ecuación y ubicando los datos: 
 
 
 3 Fe + 8 HNO3 → 3 Fe(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO (g) 
Datos ec. 167 g 8 mol 540 g 2 mol 
Datos ej. 80,0 g min. 
(80,0 % de Fe) 
0,500 L sc 
2,00 M 
75% 
Rto 
 
Incógnitas ii) masa i) V CNPT 
 
Calculamos la masa disponible de cada reactivo. 
Para el hierro (Fe): sabiendo que la masa de mineral es 80,0 g, y que contiene un 80,0 % de hierro, 
determinamos cuál es la masa de hierro disponible para la reacción: 
 
100 g mineral --- contienen --- 80,0 g de hierro 
80,0 g mineral ------------------- x = 64,0 g de hierro 
 
Para el HNO3: calculamos la masa de soluto disuelto en 0,500 L de solución 2,00 M: 
 
 Cada 1000 mL sc ----hay disueltos--- 2,00 mol HNO3 
 500 mL sc ----------------- x = 1,00 mol HNO3 
 
Como tenemos datos de dos reactivos (64,0 g de Fe y 1,00 mol de HNO3), determinamos si hay un 
reactivo limitante (o sea que al encontrarse en menor proporción limita la cantidad de cada producto 
que se obtiene). 
 
167 g Fe --- se combinan con --- 8,00 mol de HNO3 
 64,0 g Fe ---------------------------- x = 3,06 mol HNO3 
 
 Cantidad de HNO3 necesaria para que todo el 
 hierro pueda reaccionar. Como sólo tenemos 1,00 
Rta: NO 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 29 
 
 
atm 1,00
K 273 .
 
mol .K .atm.dm 0,082 mol. 0,1875
P
n.R.T
V
1-1-3

 mol de HNO3, éste es el reactivo que está en 
 menor proporción, es decir, es el ReactivoLimitante. 
 
Determinamos la cantidad de producto esperada a partir del reactivo limitante, para luego calcular su 
volumen. 
 
 con 8,00 mol HNO3 –se obtienen ---- 2,00 mol de NO 
 1,00 mol HNO3 ---------------------- x = 0,250 mol de NO (cantidad de producto que se 
 espera obtener). 
 
Como se informa que las cantidades de los productos obtenidos corresponden al 75,0 % de lo 
esperado teóricamente (porcentaje de rendimiento), tenemos que aplicarlo a la cantidad de NO 
calculada. 
 100 % Rto ----------------- 0,250 mol NO 
 75,0 % Rto ---------------- x= 0,1875 mol NO 
 
Por lo tanto el volumen de gas producido en CNPT, lo podemos calcular teniendo en cuenta que el 
volumen molar de un gas medido en CNPT es 22,4 dm3. mol-1 o despejándolo de la ecuación general 
de los gases. 
 1,00 mol NO ----ocupa un V de----- 22,4 dm3 
 0,1875 mol NO-------------------------- x = 4,20 dm3 
 
Si usamos la ecuación general de los gases, entonces, nos queda: 
 
 
 
 
 
 V = 4,20 dm3 
 
Recuerda que 
CNPT se refiere a las condiciones normales de presión y temperatura, 1,00 atm y 273 K. 
 
ii) La masa de Fe(NO3)2 formada (es la única oxosal que interviene en la reacción) la podemos 
calcular de dos formas diferentes: 
- a partir del reactivo limitante. 
- a partir de otro producto 
 
Primero, calculamos la masa de Fe(NO3)2 a partir del reactivo limitante 
 
con 8,00 mol HNO3 –se obtienen ---- 540 g Fe(NO3)2 
 1,00 mol HNO3 ---------------------- x = 67,5 g Fe(NO3)2 (masa de producto que se 
 espera obtener). 
 
Como el rendimiento se aplica a cada uno de los productos de la reacción, para saber cuánto 
Fe(NO3)2 se obtiene realmente, planteamos: 
 
100 % Rto ----------------- 67,5 g Fe(NO3)2 
75,0 % Rto ---------------- x= 50,6 g Fe(NO3)2 
 
Rta: 4,20 dm3 
 
Química paso a paso Prof. Lic. María Gabriela Muñoz y Prof. Lic. Rosa María Haub 
 Mg Rh 30 
 
 
Ahora, calculamos la masa de Fe(NO3)2 a partir de la cantidad de NO calculada en el ítem anterior. 
 
 2,00 mol NO –se forman junto a ----- 540 g Fe(NO3)2 
 0,1875 mol NO----------------------------x = 50,6 g Fe(NO3)2 
 
 
 
c) Analizamos qué ocurre en la reacción química si utilizáramos un mineral que contiene hierro de 
mayor pureza al utilizado en la reacción, manteniendo el resto de las condiciones. 
Si se aumenta la pureza del mineral, la masa de hierro disponible sería mayor a 64,0 g (masa de Fe 
calculada en el ítem i), en consecuencia la cantidad de HNO3 necesario para que todo el hierro 
reaccione sería mayor a 3,06 mol (cantidad calculada al determinar el reactivo limitante). Como el 
HNO3 es el reactivo limitante, y solo disponemos de 1,00 mol, éste es el que limita la cantidad de 
cada producto que se obtiene, por lo tanto el volumen de gas obtenido será igual que el calculado en 
b). 
 
 
 
Para seguir avanzando… 
 
Los contenidos aplicados en los ejercicios de este capítulo nos permitirán abordar los siguientes 
temas, como por ejemplo: 
 analizar reacciones químicas reversibles; 
 calcular la cantidad que reacciona o que se forma de las sustancias intervinientes; 
 determinar las concentraciones en el equilibrio de los reactivos y de los productos; 
 analizar la evolución de un sistema en equilibrio cuando se lo somete a una perturbación; 
 conocer distintas formas de preparar soluciones reguladoras; 
 calcular la variación de pH en una solución reguladora al agregar una pequeña cantidad de 
ácido o de base. 
 
Rta: 50,6 g Fe(NO3)2 
 
 
Rta: igual