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30/8/2022
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PRINCIPIOS DE QUIMICA 
Segunda Parte 
Reacciones Químicas
Una reacción química es el proceso de un cambio químico, la 
conversión de uno o mas sustancias denominadas REACTIVOS 
en otras sustancias llamadas PRODUCTOS.
aA + bB  cC + dD
reactivos productos
a,b,c,d son coeficientes estequiométricos (enteros, o 
fracciones)
Cuando en un sistema material se produce una reacción
química, esta va generalmente acompañada de
modificaciones de sus propiedades intensivas: densidad,
punto de fusión, sabor, color, calor, entre otras.
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Estequiometría
Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas 
de las reacciones químicas.
Por ejemplo para la reacción:
1 N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) 
En moles:
1 mol de nitrógeno se combina con 3 moles de hidrógeno
para dar 2 moles de amoníaco
Se puede hablar de moles, de masa, de número de
moléculas, y todos son equivalentes.
En masa
1 N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
1 x 28 g 3 x 2 g 2 x 17 g 
28 g 6 g 34 g 
28 g de N2 se combinan con 6 g de H2 para dar 34 g de NH3
En moléculas 
1 N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
1 x 6,02 x 1023 3 x 6,02 x 1023  2 x 6,02 x 1023
6,02 x 1023 18,06x1023 12,04 x 1023
6,02 x 1023 moléculas de N2 se combinan con 18,06x1023
moléculas de H2 para dar 12,04 x 1023 moléculas de NH3
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CNPT: Se define como condiciones normales de presión y 
temperatura a P = 1 atm y a la T = 0 °C. 
Volumen molar: En CNPT un mol de gas de cualquier 
sustancia es de 22,4 L.
En CNPT
1 N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) 
1x 22,4 L 3 x 22,4 L 2 x 22,4 L
22,4 L 67,2 L 44,8 L 
22,4 L de N2 se combinan con 67,2 L de H2 para dar 44,8 L 
de NH3
Ejercicio 5
La piedra caliza CaCO3, reacciona con ácido clorhídrico, 
para formar cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua.
a) Escriba la ecuación química igualada.
CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O 
b) ¿Cuántos moles de HCl se requieren para disolver 37 g 
de CaCO3?
c) ¿Cuántos gramos de agua se forman a partir de la masa 
de CaCO3 indicada en b)?
d) ¿Cuántos litros de CO2 se forman en CNPT?
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Ejercicio 6
Dada la siguiente reacción: NH3 (g) + O2 (g)  NO (g) + H2O (l)
a) Iguale la ecuación.
NH3 (g) + O2 (g)  NO (g) + H2O (l)
b) Por cada 6,4 moles de NH3:
a)¿Cuántos moles de O2 se necesitan?
b)¿Cuántos gramos de agua se forman?
c)¿Qué volumen, en litros, de NO se forma en CNPT?
Una vez resuelto el ejercicio seleccione la opción correcta:
Por cada 10 moles de NH3:
a)¿Cuántos moles de O2 se necesitan?
2 NH3 (g) + 5/2 O2 (g)  2 NO (g) + 3 H2O (l)
3 x 18 g
54 g
a) 2 moles NH3----- 2,5 moles O2
10 moles NH3----- X =(10 molesx2,5 moles O2)/2 moles
X =12,5 moles de O2
b) ¿Cuántos gramos de agua se forman?
2 moles NH3----- 54 g H2O
10 moles NH3----- X =(10 molesx54 g H2O)/2 moles
X =270 g de H2O
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c) ¿Qué volumen, en litros, de NO se forma en CNPT?
2 NH3 (g) + 5/2 O2 (g)  2 NO (g) + 3 H2O (l)
2 2 x 22,4 L
2 moles NH3----- 44,8 L NO en CNPT
10 moles NH3----- X =(10 molesx44,8 L NO)/2 moles
X =224 L
Cálculos Estequiométricos
Se basan en un punto de vista ideal, ya que supone que la 
cantidad de producto formado es el resultado de que los 
reactivos reaccionen exactamente como se describe en la 
ecuación química.
En la práctica eso no ocurre así por diferentes motivos:
I) Existe un reactivo limitante.
II) La reacción ocurre con determinado RENDIMIENTO.
III) Los reactivos no son completamente puros sino que 
tiene cierta PUREZA.
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I) Reactivo Limitante
 Los reactivos NO se encuentran en proporciones 
estequiométricas y por lo tanto la reacción transcurre 
hasta que uno de ellos de ellos se consume 
completamente (REACTIVO LIMITANTE). Los restantes 
reactivos están EN EXCESO.
1 N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) 
Si se colocan 0,5 moles de N2 y 3 moles de H2…..
Como la cantidad de N2 es menor que la cantidad
requerida por la proporción estequiométrica, el N2 sería el
reactivo limitante.
Una vez identificado el reactivo limitante se puede calcular
la cantidad de producto que puede formarse. También se
puede calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda
al final de la reacción.
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Ejercicio 7ª)
El carburo de silicio, un abrasivo, se fabrica por reacción del 
dióxido de silicio con carbono grafito, según la siguiente 
ecuación (no igualada):
SiO2 (s) + C (s) + Q  SiC (s) + CO (g)
Si se mezcla 300 g de SiO2 con 203 g de C y se deja 
reaccionar lo suficiente:
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual en exceso?
b) ¿Qué masa se formará de carburo de silicio?
c) ¿Cuántos moles de reactivo en exceso quedan sin 
reaccionar?
d) ¿Qué volumen de CO se formarán en CNPT?
1 SiO2 (s) + 3 C (s) + Q  SiC (s) + 2 CO (g)
1x 60 g 3 x 12 g
a) 60 g SiO2 -------- 36 g C
300 g SiO2 ------ X = (300 g x 36 g)/ 60 g  X = 180 g C
El reactivo limitante es el SiO2
36 g C ----- 60 g SiO2
203 g C ----- X= (203 g x 60 g)/ 36 g  X =338,3 g SiO2
El reactivo limitante es el SiO2
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SiO2 (s) + 3 C (s) + Q  SiC (s) + 2 CO (g)
60 g 3 x 12 g 40 g
b) 60 g SiO2 ----- 40 g SiC
300 g SiO2 ----- X = (300 g x 40 g)/ 60 g  X = 200 g SiC
La masa de SiC que se produce es de 200 g.
c) 𝑚 = 203 𝑔 − 180 𝑔 = 23 𝑔 
𝑛𝐶 =
23 𝑔
12 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 1,91 𝑚𝑜𝑙
Quedan sin reaccionar 1,91 moles de C.
MC= 12 g/mol
12 g ------- 1mol
23 g --------X = (23g x 1 mol)/12 g  X=1,91 mol
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d) SiO2 (s) + 3 C (s) + Q  SiC (s) + 2 CO (g)
60 g 3 x 12 g 40 g 2 x 22,4 L
60 g SiO2 ----- 44,8 L CO
300 g SiO2 ----- X = (300 g x 44,8 L)/ 60 g  X = 224 L
Se formarán 224 L de CO en CNPT.
II) Pureza
Los reactivos pueden no ser puros, esto se debe a que 
alguno reactivos son difíciles de obtener en estado puro y 
en caso de poder llegar a purificarlas su costo es elevado, y 
por lo tanto no se justifica su purificación, por eso se las 
llama IMPURAS.
Por ejemplo un 95% de pureza significa que en 100 g de 
reactivo impuro hay 95 g de reactivo puro y 5 g de 
impurezas.
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Ejercicio 8 A)
Calcule la masa de carbonato de sodio obtenida al calentar 
100g de NaHCO3 al 80% de pureza, suponiendo que la 
descomposición es total.
NaHCO3 (s) +Q  Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l)
a) La masa de Na2CO3 obtenida es de 200,23 g.
b) La masa de Na2CO3 obtenida es de 50,48 g.
c) La masa de Na2CO3 obtenida es de 80,86 g.
d) La masa de Na2CO3 obtenida es de 100,95 g.
2 NaHCO3 (s)  Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l)
2 x 84 g 106 g
mNaHCO3 = 100 g con un 80 % de pureza
80% pureza indica que en 100 g reactivo impuro hay 80g de 
reactivo puro
Cada 100 g NaHCO3 impuro hay 80 g de NaHCO3 puro
168 g NaHCO3 ------- 106 g Na2CO3
80 g NaHCO3 ------- X= (80 g x 106 g Na2CO3)/168g
X = 50,48 g Na2CO3
Opción b)
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Ejercicio 8 B) 
Para determinar la pureza en CaCO3 de una muestra de 
piedra caliza, se hace reaccionar 500 g de muestra con 
exceso de ácido clorhídrico, HCl (ac). Se obtienen 98 L de 
CO2 medidos en CNPT, según:
CaCO3 (s)+ HCl (ac)  CaCl2 (s) + H2O (l) + CO2 (g)
Calcule la pureza de la muestra y seleccione la opción 
correcta.
a) La pureza de la muestra es 82,40%.
b) La pureza de la muestra es 97,70%.
c) La pureza de la muestra es 76,80%.
d) La pureza de la muestra es 87,50%.
CaCO3 (s)+ 2 HCl (ac)  CaCl2 (s) + H2O (l) + CO2 (g)
1 x 100 g 22,4 L
22,4 L CO2 --------- 100 g CaCO3
98 L CO2 -------- X = (98 L x 100 g) / 22,4 L
X = 437,5 g 
437,5 g es la masa de CaCO3 que produjo los 98 L CO2 en 
CNPT
437,5 g es la masa de CaCO3 puro que había en los 500 g de 
muestra de CaCO3 impuro
500 g CaCO3 impuro---------437,5 g CaCO3 puro
100 g CaCO3 impuro--------X = (100g x 437,5 g )/500 g 
X = 87,5 % de pureza
Opción d) 
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III) Rendimiento
Cuando en una reacción no se obtiene la cantidad de producto 
que se desea obtener se habla de rendimiento de la reacción.
Rendimiento= 
cantidad de producto obtenida real
cantidad teórica de producto a obtener
×100
El rendimiento teórico es el calculado a partir de la 
estequiometría de la reacción.
Ejercicio 9 A) 
La reacción de aluminio en polvo muy fino y óxido de hierro
(III), Fe2O3, recibe el nombre de reacción de la termita. En esta
reacción se genera una cantidad enorme de calor, la cual
permite, por ejemplo, soldar rieles de ferrocarril.
Fe2O3 (s) + Al (s)  Fe (s) + Al2O3(s) + Q
Si reaccionan 500 g de óxido de hierro (III) con un exceso de
aluminio y la reacción tiene un rendimiento del 72%, determine:
a) la masa de hierro que se formará;
b) los moles en exceso
Seleccione la opción correcta:
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Fe2O3 (s) + 2 Al (s)  2 Fe (s) + Al2O3(s) + Q
1 x 159,7 g 2 x 55,85 g
159,7 g Fe2O3 ------- 111,7 g Fe
500 g Fe2O3 -------- X = (500 g Fe2O3 x 111,7 g Fe)/159,7g
X = 349,72 g de Fe
349,72 g de Fe es la masa teórica que se obtiene.
72%= 
cantidad de producto obtenida real
349,72 g
×100
Cantidad real = 349,72 g x 0,72 = 251,80 g 
Ejercicio 9 B)
El nitrato de plata sólido experimenta la descomposición 
térmica para formar plata metálica, dióxido de nitrógeno y 
oxígeno.
a) Escriba la ecuación química igualada de esta reacción.
b) De la descomposición de 1,099 g de AgNO3 se obtiene 
una muestra de 0,665 g de plata metálica. Calcule el 
rendimiento porcentual de la reacción y seleccione la 
opción correcta.
i. El rendimiento porcentual es 83,56%.
ii. El rendimiento porcentual es 85,77%.
iii. El rendimiento porcentual es 95,27%.
iv. El rendimiento porcentual es 94,20%.
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a) Escriba la ecuación química igualada de esta reacción.
AgNO3 + Q  Ag + NO2 + ½ O2
1 x 170 g 1 x 107,87 g
0,665 g es la masa real de Ag obtenida
b) 170 g AgNO3 ----- 107,87 g de Ag
1,099 g AgNO3 ------X = ( 1,099 g x 107,87g )/170 g
X = 0,697 g
0,697 g es la masa teórica de Ag a obtener
Rendimiento= 
cantidad de producto obtenida real
cantidad teórica de producto a obtener
×100
Rendimiento= 
0,665 g
0,697 g
×100𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 95,27%
Ejercicio 10
El óxido de sodio se obtiene preferentemente por reacción 
del nitrito de sodio con el metal, según:
2 NaNO2 (s) + 6 Na (s)  4 Na2O (s) + N2 (g)
Calcule la masa de sodio elemental necesaria para producir 
500 g de óxido, si el rendimiento de la reacción es del 90%
2 NaNO2 (s) + 6 Na (s)  4 Na2O (s) + N2 (g)
6 x 23 g 4 x 62 g
138 g Na --------- 248 g Na2O
X = (500 g x 138 g)/248 g --------- 500 g Na2O
 X = 278 ,2 g Na
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Rendimiento= 
cantidad de producto obtenida real
cantidad teórica de producto a obtener
×100
90% = 
500 𝑔
𝑋
𝑥 100  𝑋 =
500𝑔
90%
𝑥 100 = 555,56 𝑔
248 g Na2O ------ 138 g Na
555,56 g Na2O ------ X = (555,56 g x 138 g)/248 g
 X = 309,14 g de Na es la masa de sodio elemental 
necesaria para producir 500 g de óxido.
Ejercicio 11
Una mena de hierro que contiene 43,2 % de Fe2O3 se emplea para obtener 
hierro metálico mediante reacción con exceso de monóxido de carbono, 
según la siguiente ecuación que ocurre con un rendimiento del 86%:
Fe2O3 (s) + CO (g) Fe (s) + CO2 (g)
a) Balancee la reacción química.
b) ¿Qué masa de hierro se obtendrá a partir de 2,5 kg de esta mena?
c) ¿Qué volumen de CO2 medidos en CNPT se producen?
Una vez resuelto seleccione la opción que contenga todas las respuestas 
correctas:
Opción a) Coeficientes 
estequiométricos
b) Masa de Fe (g) c) Vol. de CO en CNPT (L)
i. 1 , 3 , 2 , 3 543,78 420,76
i. 1 , 3 , 2 , 3 649,63 390,84
i. 1 , 3 , 2 , 3 649,63 245,5
i. 3 , 4 , 2 , 1 723,43 320,98
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Fe3O4 (s) + 2CO (s) 3 Fe (s) + 2 CO2 (g)
231,4 g 3 x 55,8 g
167,4 g Fe --------- 231,4 g Fe3O4
5 x 106 g Fe -------- X = (5 x 106 g x 231,4 g)/ 167,4 g
X = 6,911 x 106 g Fe3O4 
56% 100 g mineral impuro hay 56 g de Fe3O4
56 g Fe3O4 ------------100 g mineral
6,911 x 106 g Fe3O4 --------- X=(6,911 x 106 g x 100 g )/56g
X = 1,23 x 10 7 g de mineral