CÁLCULOS QUÍMICOS

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CÁLCULOS QUÍMICOS: ESTEQUIOMETRÍA 
 
SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS. MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS 
Todo está formado por materia. La materia se puede clasificar en sustancias puras y mezclas 
SUSTANCIAS PURAS 
Una sustancia pura es aquella cuya composición y propiedades características (densidad, 
temperatura de fusión, de ebullición…) son fijas. Las moléculas que la componen son todas iguales 
entre sí. 
Podemos distinguir dos tipos de sustancias puras: 
 Sustancia simple o Elemento: es una sustancia pura que no puede descomponerse en otras 
sustancias puras más sencillas mediante procesos físicos o químicos. Todos sus átomos son 
del mismo elemento químico y por tanto iguales. 
Ejemplo: El Hierro (Fe); el Oro (Au); la Plata (Ag)… 
 Sustancia compuesta o Compuesto: es una sustancia pura que está constituida por átomos 
de dos o más elementos, combinados en proporciones fijas. Los compuestos se pueden 
descomponer mediante procesos químicos en los elementos que los constituyen. 
Ejemplo: El Agua (H2O); el Amoniaco (NH3)… 
 
MEZCLAS 
La unión de dos o más sustancias puras en proporciones variables e incluso en diferentes estados de 
agregación da lugar a una mezcla. En una mezcla, seguimos teniendo varias sustancias. 
Las propiedades de la mezcla no son fijas, sino que pueden variar según la cantidad de cada 
sustancia, e incluso pueden variar de un punto a otro de la mezcla. 
Distinguimos dos tipos de mezcla: 
 Mezcla homogénea: es aquella en la que no podemos distinguir a simple vista los 
componentes de la misma. 
Ejemplo: Una disolución de agua con sal 
 Mezcla heterogénea: es aquella en la que sí podemos distinguir a simple vista los 
componentes de la misma. 
Ejemplo: Una ensalada de fruta 
 
 
TRANSFORMACIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS
Cambios físicos y químicos 
A la materia, esté formada por una sustancia pura o por una mezcla, se la puede someter a dos tipos 
de cambios: 
Cambios físicos: en los cuales la naturaleza de las sustancias no se ve alterada en cuanto a su 
composición. 
Como ejemplo podemos poner todos los métodos de separación de 
(destilación, cristalización, etc.) y heterogéneas (filtración, decantación, etc.) en los cuales lo que 
obtenemos son las mismas sustancias que teníamos inicialmente, con sus mismas propiedades, pero 
separadas. 
Otros ejemplos son los procesos de cambio de estado (fusión, ebullición, etc
agua pasa a estado líquido a 0ºC en unas determinadas condiciones de presión pero ya sea en estado 
líquido o sólido sigue siendo H2O, es decir, no se ha alterado su composición.
Cambios químicos: las sustancias de partida son diferentes de las que se obtienen al final del 
cambio, es lo que conocemos como un proceso reactivo, es decir, una 
propiedades de las sustancias iniciales y finales del proceso rea
diferente su composición (su fórmula química).
 
 
TRANSFORMACIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS 
una sustancia pura o por una mezcla, se la puede someter a dos tipos 
: en los cuales la naturaleza de las sustancias no se ve alterada en cuanto a su 
Como ejemplo podemos poner todos los métodos de separación de mezclas homogéneas 
(destilación, cristalización, etc.) y heterogéneas (filtración, decantación, etc.) en los cuales lo que 
obtenemos son las mismas sustancias que teníamos inicialmente, con sus mismas propiedades, pero 
ocesos de cambio de estado (fusión, ebullición, etc.) de sustancias puras. El 
agua pasa a estado líquido a 0ºC en unas determinadas condiciones de presión pero ya sea en estado 
O, es decir, no se ha alterado su composición. 
: las sustancias de partida son diferentes de las que se obtienen al final del 
cambio, es lo que conocemos como un proceso reactivo, es decir, una reacción química
propiedades de las sustancias iniciales y finales del proceso reactivo son diferentes, siendo también 
diferente su composición (su fórmula química). 
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una sustancia pura o por una mezcla, se la puede someter a dos tipos 
: en los cuales la naturaleza de las sustancias no se ve alterada en cuanto a su 
mezclas homogéneas 
(destilación, cristalización, etc.) y heterogéneas (filtración, decantación, etc.) en los cuales lo que 
obtenemos son las mismas sustancias que teníamos inicialmente, con sus mismas propiedades, pero 
) de sustancias puras. El 
agua pasa a estado líquido a 0ºC en unas determinadas condiciones de presión pero ya sea en estado 
: las sustancias de partida son diferentes de las que se obtienen al final del 
reacción química. Las 
ctivo son diferentes, siendo también 
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La ecuación química 
La ecuación química es la manera que tenemos de representar un proceso químico. 
Una reacción química es un proceso en que una o más sustancias (reactivos) se transforman en otra 
u otras sustancias de distinta naturaleza (productos) 
En una reacción química los átomos que forman los reactivos son exactamente los mismos que 
constituyen los productos, pero reagrupados de otra forma. 
Los reactivos y los productos los representamos mediante sus fórmulas químicas. 
 𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 
 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O (l) 
Los números que aparecen delante de cada compuesto se denominan coeficientes estequiométricos, 
e indican el número de moléculas (y de moles) de la sustancia que intervienen en la reacción. 
La reacción anterior se leería así: 2 moles de hidrógeno se combinan (o reaccionan) con 1 mol de 
oxígeno y se forman 2 moles de agua. 
Ajuste de reacciones químicas 
En toda reacción química se ha de cumplir la ley de conservación de la masa de Lavoisier, que 
establece que la suma de las masas de los reactivos de una reacción química es igual a la suma de las 
masas de los productos. 
Por lo tanto, el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en los reactivos y en los 
productos. 
Ajustar una reacción química consiste en colocar delante de cada fórmula los coeficientes adecuados 
para que el número de átomos de cada elemento sea el mismo a la derecha y a la izquierda de la 
reacción. 
La forma más sencilla de ajustar una reacción será por tanteo, comenzando por uno de los elementos 
(normalmente un metal, o por el carbono C si hay compuestos orgánicos) y continuar por los demás. 
Los elementos que vayan solos se suelen dejar para el final. 
A tener en cuenta: 
- Recuerda que el coeficiente multiplica a los elementos de toda la fórmula (2H2O significa que 
hay 4 átomos de H y 2 átomos de O) 
- No pueden cambiarse las fórmulas, solo se pueden poner coeficientes delante de las mismas. 
- No pueden colocarse coeficientes en medio de la fórmula. 
Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe de estar ajustada. Es decir, 
cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento. Este debe ser 
obligatoriamente el primer paso cuando trabajemos con una reacción química. 
 
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En el cuadro siguiente tenemos los símbolos más utilizados en las ecuaciones químicas: 
Símbolo Explicación 
+ Se indica para separar dos reactivos (A reacciona con B) o dos productos (se obtienen C y D) 
→ Se usa para separar los reactivos de los productos. 
↔ Se usa en lugar de → en el caso de que el proceso sea reversible (se dé en los dos sentidos). 
(s) 
Designa a un reactivo o producto que se encuentra en estado sólido. Se coloca detrás de la 
fórmula. 
 
↓ 
Símbolo alternativo a (s), cuando la reacción se da en disolución. Indica que la sustancia obtenida es 
un precipitado, es decir, se encuentra en estado sólido. Se coloca detrás de la fórmula. 
(l) Designa un reactivo o producto en estado líquido. Se coloca detrás de la fórmula. 
(aq) o (ac) Indica que la sustancia se encuentra en disolución acuosa (por lo tanto no está pura) 
(g) 
Designa a un reactivo o producto que se encuentra en estado gaseoso. Se coloca detrás de la 
fórmula. 
 
↑ 
Símbolo alternativo a (g), cuando la reacción se da en disolución. Indica que la sustancia obtenida es 
un gas, que se desprende en forma de burbujas.Se coloca detrás de la fórmula. 
∆ 
→ 
calor 
→ 
Indica que en el transcurso de la reacción se absorbe energía en forma de calor para que el 
proceso pueda tener lugar. 
Pt 
→ 
Una fórmula de un compuesto o el símbolo de un elemento sobre la flecha indica el uso de 
un catalizador, que aumenta la velocidad de la reacción. En este caso es el platino. 
 
Ejercicio 1 Ajusta las siguientes reacciones químicas: 
a) H2 (g) + Br2 (g) → HBr (g) d) C4H10 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) 
b) CO (g) + O2 (g) → CO2 (g) e) Fe (s) + O2 (g) → Fe2O3 (s) 
c) CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) f) Al (s) + H Cl (ac) → Al Cl3 (ac) + H2 (↑) 
 
MASA ATÓMICA. MASA MOLECULAR. CONCEPTO DE MOL 
Masa atómica (Mat) de un elemento: 
Es la masa promedio de los átomos del elemento. Se calcula a partir de la masa de los diferentes 
isótopos. 
Unidad de medida: Unidad de Masa Atómica (u / uma) Para definirla se toma un átomo de 
referencia. Actualmente la referencia es el isótopo de Carbono – 12 
Un u.m.a es la doceava parte de la masa del átomo de C-12, que equivale a 1,66 1024 kg 
Esta medida es la que aparece en el sistema periódico junto a cada elemento. 
Masa Molecular de un compuesto (Mm): 
Es la masa en uma correspondiente a una molécula del compuesto. Se calcula a partir de la fórmula 
química, sumando las masas de todos los átomos que aparecen en ella. 
Ejemplo: Para el H2O tendremos Mm = 2 Mat H + 1 Mat O = 2∙1+1∙16 = 18 u. 
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Concepto de mol 
Los átomos o las moléculas son tan pequeños que cualquier cantidad de sustancia por pequeña que 
sea, contiene un número muy elevado de partículas. Es necesario por tanto, definir una unidad que 
contenga un número muy grande de partículas. 
Para comparar cantidades de átomos y moléculas, los científicos emplean una magnitud específica: la 
cantidad de sustancia, n, así como una unidad: el mol, que contiene un gran número de átomos o 
moléculas. 
El mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022 1023 entidades elementales. 
El número NA = 6,022 1023 se denomina número de Avogadro, en honor del científico italiano 
Amadeo Avogadro, quién propuso en 1811 la existencia de las moléculas. 
El NA permite calcular el número de átomos y moléculas que hay en una cantidad determinada de 
materia. 
En el laboratorio trabajamos con masa y tendremos que buscar por tanto una relación entre la masa 
y la cantidad de sustancia. Esta relación es la masa molar. 
La masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones, partículas, etc. Se representa con 
el símbolo Mm y se expresa en Kg/mol o en g/mol 
Cuando la masa molar se expresa en g/mol, su valor numérico coincide con la masa atómica relativa 
si se trata de un elemento químico y con la masa molecular relativa si se trata de moléculas. 
A partir de la definición de masa molar podemos obtener una expresión para obtener los moles de 
una sustancia pura a partir de la masa: 
 
 𝒎𝒐𝒍 = 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒆𝒏 𝒈𝒓𝒂𝒎𝒐𝒔
𝑴𝒂𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒂𝒓
= 
𝒎 (𝒈)
𝑴𝒎 (
𝒈
𝒎𝒐𝒍
)
 
 
1 mol de una sustancia = M atómica o M molecular (gramos) = NA partículas de dicha sustancia 
 
Esta relación nos va a acompañar en todos los cálculos que a partir de ahora haremos con las 
reacciones químicas. 
¡¡ Muy útil ¡¡ 
El número de moles se puede calcular a partir de la masa, del volumen, del número de moléculas o 
del número de átomos, de una forma muy sencilla. Puedes seguir el siguiente esquema: 
 
Además, experimentalmente se comprueba que, cuando una sustancia qu
estado gaseoso, un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros a una presión de 1 atmósfera y 0 ºC
Esto se conoce como Volumen Molar
 
Concentración de una disolución
En las reacciones químicas, los reactivos y los productos n
están disueltos en un disolvente como el agua, es decir, formando disoluciones.
Para indicar la cantidad de sustancia que contiene una disolución, utilizamos la 
o molaridad, la concentración expr
Para definirla, primero recordaremos que una disolución es una mezcla homogénea, formada por un 
componente minoritario llamado soluto, y un componente mayoritario llamado disolvente, 
generalmente agua. 
Concentración: es la cantidad de soluto en una cantidad fija de disolución o de disolvente.
 
Además, experimentalmente se comprueba que, cuando una sustancia química se encuentra en 
un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros a una presión de 1 atmósfera y 0 ºC
Volumen Molar de un gas. 
Concentración de una disolución 
En las reacciones químicas, los reactivos y los productos no siempre se encuentran puros, sino que 
están disueltos en un disolvente como el agua, es decir, formando disoluciones. 
Para indicar la cantidad de sustancia que contiene una disolución, utilizamos la concentración molar
o molaridad, la concentración expresada en gramos por litro, o el porcentaje en masa.
Para definirla, primero recordaremos que una disolución es una mezcla homogénea, formada por un 
componente minoritario llamado soluto, y un componente mayoritario llamado disolvente, 
: es la cantidad de soluto en una cantidad fija de disolución o de disolvente.
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ímica se encuentra en 
un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros a una presión de 1 atmósfera y 0 ºC. 
o siempre se encuentran puros, sino que 
 
concentración molar, 
esada en gramos por litro, o el porcentaje en masa. 
Para definirla, primero recordaremos que una disolución es una mezcla homogénea, formada por un 
componente minoritario llamado soluto, y un componente mayoritario llamado disolvente, 
 
: es la cantidad de soluto en una cantidad fija de disolución o de disolvente. 
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Cualitativamente las disoluciones pueden ser: 
 Diluidas: el soluto es menor que el disolvente. 
 Concentrada: hay gran cantidad de soluto pero sin saturar el disolvente. 
 Saturada: hay mucha cantidad de soluto en el disolvente de forma que no admite más y la 
disolución no es capaz de disolverlo. 
 
Formas de expresar la concentración 
Concentración Molar o Molaridad de una disolución (M) 
La molaridad es una forma de expresar la concentración de las disoluciones. Se define como la 
cantidad de soluto (expresada en moles) que hay disuelto en un litro de disolución. Se calcula como 
el cociente entre los moles de soluto y el volumen en litros de la disolución: 
𝑀 = 
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)
= 
𝑛 (𝑚𝑜𝑙)
𝑉 (𝑙)
= 𝑚𝑜𝑙/𝑙 
 
Por ejemplo, afirmar que la concentración de una disolución de ácido sulfúrico es 2 M (2 molar) 
equivale a decir que en 1 litro de disolución hay disueltos 2 moles de ácido sulfúrico. 
Concentración en gramos por litro (g/l) 
Es el cociente entre la masa de soluto en gramos y el volumen de disolución en litros 
𝑔
𝐿
= 
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑙)
 
Porcentaje en masa (%) 
Es la relación, expresada en tanto por ciento, entre la masa de soluto y la masa de disolución 
% 𝑚𝑎𝑠𝑎 = 
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
 𝑥 100 
 
Ejercicio 2 ¿Cuántas moléculas hay en 0,5 moles de moléculas de oxígeno? 
Ejercicio 3 ¿Cuántos átomos hay en 15 moles de átomos de cinc? 
Ejercicio 4 a) ¿Qué cantidad de sustancia, en mol, hay en 6,022x1020 átomos de oro? b) ¿Y el 
6,022x1025 átomos de cobre? 
Ejercicio 5 ¿Cuál es la masa molar del carbonato de calcio, CaCO3? 
Ejercicio 6 ¿Qué cantidad de nitrógeno gaseoso, N2, en mol, hay en 28g de esta sustancia? ¿Y cuántas 
moléculas? ¿Y cuántos átomos? 
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Ejercicio 7 ¿Qué cantidad de dióxido de azufre, SO2 , en mol, hay en 32 g de esta sustancia? ¿Y 
cuántas moléculas? ¿Cuántos átomos de azufre y de oxígeno hay en esa cantidad? 
Ejercicio 8 ¿Cuál es la masa de 3 moles de cloruro de hidrógeno, HCl? 
Ejercicio 9 Un frasco contiene 100g de carbonato de calcio; calcula la cantidad de esta sustancia, en 
mol. 
 
ESTEQUIOMETRÍA 
La estequiometria de las reacciones químicas estudia las proporciones en las que se combinan las 
sustancias en una reacción. Para ello es necesariopartir de la ecuación química ajustada. Los 
números que colocamos delante de las sustancias ya hemos visto que se llaman coeficientes 
estequiométricos y con ellos conseguimos que se cumpla la Ley de Lavoisier. 
Ajustar una ecuación química consiste en igualar el número de átomos de cada elemento en los 
reactivos y en los productos. 
La ecuación química ajustada proporciona relaciones cuantitativas entre las moléculas, los moles, la 
masa y el volumen de los reactivos y los productos. 
La ecuación química se puede leer en moléculas o en moles, con lo cual a partir de ahí podemos 
hacer cualquier cálculo que queramos. 
Los pasos a seguir serán los siguientes: 
1. Escribir y ajustar la ecuación química. 
2. Pasar los datos a moles 
3. A partir de los moles establecer las correspondientes relaciones estequiométricas 
(mediante proporciones o reglas de tres) 
4. Una vez obtenidos los moles de los productos o reactivos, calcular lo que el problema nos 
pida (moles, gramos, moléculas, volumen…) 
Cálculos estequiométricos con masas 
Problema tipo 
Reaccionan hidrógeno y nitrógeno para producir amoniaco. 
Escribe la ecuación química ajustada. 
Calcula los gramos de nitrógeno y de hidrógeno necesarios para obtener 221 gramos de amoniaco. 
¿Cuántos moles de nitrógeno reaccionan con 47 gramos de hidrógeno? 
 La ecuación química es: N2 + 3 H2 → 2 NH3 
Calculamos cuantos moles son los 221 gramos de amoniaco, y para ello necesitamos la Masa 
molecular del mismo. 
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Mm (NH3) = 14 + 3 = 17 u. 
𝑚𝑜𝑙 (𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑎𝑐𝑜) = 
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
= 
221
17
= 13 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 
Usamos la reacción ajustada para establecer la proporción: 
1 mol de N2 
 
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 2 mol de NH3 Resolvemos la regla de tres y obtenemos 
X mol de N2 
 
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 13 mol de NH3 que X = 6,5 moles de N2 
 
Como nos piden gramos, pasaremos los 6,5 moles a gramos multiplicando por la masa 
molecular del N2 6,5 mol x 28 u. = 182 gramos de Nitrógeno 
 
Hacemos lo mismo para el hidrógeno: 
3 mol de H2 
 
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 2 mol de NH3 Resolvemos, y X = 19,5 moles de H2 
X mol de H2 
 
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 13 mol de NH3 
De nuevo pasamos los moles de hidrógeno obtenidos a gramos multiplicando por la masa molecular 
del H2 19,5 mol x 2 u. =39 gramos de Hidrógeno. 
 
Para la última parte, de nuevo tenemos que pasar los 47 gramos de hidrógeno a moles. 
¡Recuerda que siempre trabajaremos en moles! 
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 (ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜) = 
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜
= 
47
2
= 23,5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 
De nuevo establecemos la proporción basándonos en la reacción química. 
 3 mol de H2 
 
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1 mol de N2 Resolvemos la regla de tres y obtenemos 
23,5 mol de H2 
 
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ X mol de N2 X = 7,83 mol de N2 
Como nos pedían moles, ya tenemos la solución expresada. 
 
 
 
 
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Cálculos estequiométricos con disoluciones 
En estos problemas trabajamos de la misma forma que en el anterior con la única diferencia de que 
la masa de algún reactivo o producto la tomaremos de una disolución. 
Problema tipo 
El ácido clorhídrico (HCl) se descompone liberando hidrógeno (H2) y cloro (Cl2) según la reacción: 
𝐻𝐶𝑙 −→ 𝐻 + 𝐶𝑙 
Si disponemos de 0,5 litros de ácido clorhídrico de concentración 2 M (2 molar), calcula la cantidad de 
Cloro que podemos obtener en gramos. 
Lo primero que haremos será ajustar la reacción química para poder trabajar con ella. 
2𝐻𝐶𝑙 −→ 𝐻 + 𝐶𝑙 
A continuación calcularemos la masa de HCl que tenemos en los 0,5 litros. Para ello usaremos la 
fórmula de la molaridad 
 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 = 
 ó
 → 2 = 
 
, 
 → 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐶𝑙 = 1 
Como siempre, estableceremos nuestra proporción con la reacción química, usando moles como 
unidad. 
2 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙 → 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙 → 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑙
  resolvemos x = 0,5 moles de Cl2 
Como nos piden gramos, multiplicaremos los moles por la masa molecular 
 Masa = 0,5 moles x 70 u. = 35,5 gramos 
 
Cálculos estequiométricos con gases 
Ley de los gases ideales 
Como ya sabemos, el estado de un gas queda determinado por las llamadas variables de estado: 
presión (P), volumen (V) y temperatura (T). Además ahora añadimos el número de moles (n). 
Para los gases perfectos o ideales, todas las variables anteriores cumplen la siguiente relación 
matemática: 
𝑃 𝑉 = 𝑛 𝑅 𝑇 𝑠𝑖𝑒𝑛𝑑𝑜 𝑅 = 0,082 
 
 
 (constante de los gases ideales) 
Hay que tener muy en cuenta que la presión se expresa en atmósferas, el volumen en litros y la 
temperatura en kelvin. 
Además, para comparar cantidades, se ha establecido una temperatura y una presión de referencia, 
que llamamos Condiciones Normales (1 atm. y 0ºC) 
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Problema tipo 
En la fotosíntesis el CO2 de la atmósfera se convierte en O2 según la reacción: 
CO2 + H2O → C6H12O6 + O2 
a) Ajusta la reacción 
b) ¿Cuántos gramos de O2 se obtienen en la fotosíntesis de 10 litros de CO2 medidos en C.N.? 
Primero ajustamos la reacción para poder trabajar con ella 
6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2 
Como trabajamos en moles, calcularemos cuantos moles son los 10 litros de CO2 y para ello 
usaremos la expresión de los gases ideales: 
𝑃 𝑉 = 𝑛 𝑅 𝑇 → (C.N. son 1 atm. y 0 ºC = 273 k) → 1𝑎𝑡𝑚 𝑥 10 𝑙 = 𝑛 𝑥 0,082 
 
 𝑥 273 𝑘 
Despejando el número de moles tendremos n = 0, 44 mol de CO2 
Una vez conocidos los moles establecemos la proporción usando la reacción química: 
 
6 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂 → 6 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
0,44 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙 → 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
  Resolvemos y obtenemos x = 0,44 mol de O2 
Por último, como nos piden gramos, solo tendremos que multiplicar los moles por la masa molecular 
del O2 
Masa = 0,44 mol x 32 u. = 14,08 gramos 
 
Reacciones químicas con reactivo limitante 
¿Qué ocurre si mezclamos cantidades aleatorias de reactivos? 
Lo normal es que no estén en la proporción correcta y uno de los reactivos esté en exceso. Al 
reactivo que se termina se le llama limitante, y los cálculos estequiométricos se realizan con él. 
Reactivo Limitante es aquel que determina la máxima cantidad de producto que puede formarse. El 
reactivo limitante se consume completamente e impide (limita) la continuidad del proceso. 
Problema Tipo 
Mezclamos 40 gramos de hidrógeno y 160 gramos de oxígeno para producir agua. 
La reacción ajustada es la siguiente 2 H2 + O2 → 2 H2O 
Trabajamos en moles y por tanto calculamos los moles de hidrógeno y oxígeno que tenemos 
 Como 𝑚𝑜𝑙 = 
 
 tendremos 40 g H2 = 20 mol H2 y 160 g O2 = 5 mol O2 
 
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Hacemos un pequeño cálculo para ver quién es el limitante, es decir cual se agota antes. 
1 mol de O2 reacciona con 2 mol de H2 
5 mol de O2 reaccionará con x mol de H2 
Si resolvemos vemos que reaccionarán con 10 moles de H2 
Es decir, cuando agotamos el oxígeno, habremos gastado 10 moles de hidrógeno, y todavía sobrará, 
con lo cual, el oxígeno será el reactivo limitante y los cálculos para saber el producto formado habrá 
que hacerlos con él. 
La cantidad de agua que se puede formar será: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂 → 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻 𝑂
5 𝑚𝑜𝑙 𝑂 → 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻 𝑂
  resolviendo tendremos x = 10 moles de agua. 
 
Cálculos con reactivos impuros 
Nos podemos encontrar con problemas en los que el reactivo forme parte en un % de algún 
compuesto determinado. En estos casos procederemos igual, pero teniendo en cuenta las cantidades 
con puras con las que vamos a trabajar, que las obtendremos realizando el % 
Problema Tipo 
Calcula la cantidad de cal viva (CaO) que puede obtenerse a partir de 250 kg de piedra caliza que 
contiene un 90% de carbonato cálcico puro según la siguiente reacción 
 𝐶𝑎 𝐶 𝑂 
 
⎯⎯⎯⎯ 𝐶𝑎 𝑂 + 𝐶 𝑂 
Lo primero que haremos es comprobar que la reacción está ajustada. (En este caso lo está)El reactivo será el carbonato cálcico, pero lo que tenemos son 250 kg de piedra caliza al 90 %, es 
decir, el 90% de esa cantidad es carbonato, el 10% restante serán impurezas. 
Lo calculamos: 90% de 250 = 225 kg = 225 000 g 
Calculamos los moles de que disponemos: 
𝑚𝑜𝑙 = 
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
= 
225 000
100
= 2250 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 
M molecular CaCO3 = 40+12+16x3 = 100 u. 
Una vez calculados los moles establecemos la proporción usando la reacción: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝐶𝑂 → 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝑂
2250 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝐶𝑂 → 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝑂
  𝑥 = 2250 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝑂 
si multiplicamos por su Masa molecular obtendremos los gramos: 2250 x 56 = 126 000 g = 126 kg 
 
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Ejercicios de moles, moléculas y átomos 
1. ¿Cuántas moléculas de butano hay en 6 moles del mismo? Butano = CH4 
2. ¿Cuántos moles son 100 g de cloruro de bario? Cloruro de bario = BaCl2 
3. ¿Cuántos moles de átomos de aluminio hay en 135 g de dicho metal? 
4. ¿Cuántas moléculas de propano hay en 0,88 g del mismo? Propano = C3H8 
5. ¿Cuántas moléculas hay en 2 cm3 de agua?. La densidad del agua es 1 g/cm3. Agua = H2O 
6. ¿Cuántos cm3 de etanol deben medirse en una probeta, para tener 0,5 moles de etanol? La 
densidad del etanol es 0,789 g/cm3. 
7. ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 3 moles de H2? 
8. Un frasco de laboratorio contiene 100 g de carbonato de sodio (Na2CO3). ¿Cuántos átomos 
de sodio, de carbono y de oxígeno hay en el frasco? 
9. En 6 cm3 de etanol, ¿Cuántos gramos hay?. ¿Cuántos moles?. ¿Cuántas moléculas?.¿Cuántos 
átomos de carbono?. ¿Cuántos átomos de oxígeno?. ¿Cuántos átomos de hidrógeno?. La 
densidad del etanol es 789 kg/m3. Etanol = C2H6O 
10. Dos moles de trióxido de azufre (SO3): 
a. ¿Cuántas moléculas contienen? 
b. ¿Cuántos átomos de azufre? 
c. ¿Cuántos átomos de oxígeno? 
11. Dos moles de ácido fosfórico (H3PO4) contienen: 
a. moles de átomos de hidrógeno. 
b. moles de átomos de oxígeno. 
c. moles de átomos de fósforo. 
12. En un recipiente cerrado hay 38 g de trióxido de dinitrógeno (N2O3), gas. 
a. ¿Cuántos moles hay? 
b. ¿Cuántas moléculas de N2O3? 
c. ¿Cuántos átomos de nitrógeno? 
d. ¿Cuántos átomos de oxígeno? 
13. En un recipiente cerrado hay 132 g de propano (C3H8). 
a. ¿Cuántos moles hay? 
b. ¿Cuántas moléculas hay de C3H8? 
c. ¿Cuántos átomos de carbono? 
d. ¿Cuántos átomos de hidrógeno? 
14. Disponemos de 100 gramos de Fe2(SO4)3.¿ Cuántas moléculas contienen? ¿Cuántos átomos 
de hierro? ¿Cuántos átomos de oxígeno? ¿Cuántos átomos de azufre? 
 
Formulas:
Amoniaco = NH3 
Cloruro de sodio = NaCl 
Ácido sulfúrico = H2SO4 
Nitrato de sodio = NaNO3 
Monóxido de carbono = CO 
Dióxido de carbono = CO2 
Dióxido de azufre = SO2
Pesos atómicos:
H =1 u. O = 16 u. N = 14 u. S =32 u. Na = 23 u. Cl = 35,5 u. C = 12 u. 
 
FQ 4º ESO. Cálculos Químicos. - 1 - 
 
 
 PROBLEMAS Y CUESTIONES 
PROBLEMAS 
 
Moles, gramos y moléculas. 
 
P.1. a) ¿Cuántas moléculas de HCl hay en 3 moles de HCl? (Sol=1,8 ·1024 moléculas HCl) 
 b) ¿Cuántas moléculas de CO2 hay en 200 gramos de dicho gas? (Sol=2,74 ·1024 moléculas de CO2) 
 
P.2. Calcula la masa en gramos de una molécula de nitrógeno (N2). (Sol=4,6 ·10-23 g de N2) 
 
P.3. a) ¿Cuántas moléculas hay en 0,5 moles de oxígeno? (Sol=3,01 ·1023 moléculas O2) 
 b) ¿Cuántos átomos hay en 15 moles de átomos de Cinc? (Sol=9 ·1024 átomos de Zn) 
 
P.4. ¿Cuántas moléculas hay en 125g de cloruro de hidrógeno? (Sol=2 ·1024 moléculas de HCl) 
 
P.5. ¿Qué cantidad de cobalto, en mol, hay en 177 g de esta sustancia? (Sol=3 moles de Co) 
 
P.6. a) ¿Cuántas moléculas hay en 2,5 moles de trióxido de azufre? (Sol=1,5 ·1024 moléculas de SO3) 
 b) ¿Qué cantidad en mol hay en 160 g de esta sustancia? (Sol=2 moles de SO3) 
 c) Calcula la masa de 2,5 moles de la misma. (Sol=200g de SO3) 
 
P.7. a) ¿Cuántos átomos hay en 1 gramo de plata? (Sol=5,6 ·1021 átomos de Ag) 
 b) ¿Cuál es la masa de un átomo de plata? (Sol=1,8 ·10-22 g Ag) 
 c) ¿Y la de 6,022 ·1024 átomos de plata? (Sol=1080 g Ag) 
 
P.8. Calcula la masa de: 
a) 0,5 moles de bromo atómico (Sol=40g de Br) 
b) 0,5 moles de bromo molecular (Sol=80g de Br2) 
 
 Molaridad. 
 
P.9. ¿Cuál es la molaridad de una disolución en la que hemos añadido 10 gramos de hidróxido potásico KOH en un 
matraz aforado enrasado a 500 mL? (Sol=0,36 M (KOH)) 
 
P.10. Se evapora todo el disolvente de una disolución cuya concentración es 0,1M de sulfato de cobre (II) CuSO4. Si 
tenemos 2 litros de disolución. ¿Qué cantidad obtendríamos de sal? (Sol=31,9 g de CuSO4) 
 
P.11. ¿Cuál es la molaridad de una disolución en la que se han disuelto 5 gramos de hidróxido potásico KOH en 
100mL de disolución? (Sol=0,89 M KOH) 
 
P.12. a) Calcula la molaridad de una disolución de 0,5 L en la que se han disuelto 345 g de NaCl. (Sol=11,8 M NaCl) 
 b) ¿Qué masa de NaCl contendrán 100 mL de la disolución anterior? (Sol = 69 g NaCl) 
 
 Ajuste de reacciones químicas. 
 
P.13. Escribe y ajusta las ecuaciones de estas reacciones: 
 a) calcio + oxígeno → óxido de calcio b) carbonato cúprico → óxido de cobre (II) + dióxido de carbono 
 c) sodio + oxígeno → óxido de sodio d) óxido de plomo (II) + hidrógeno → plomo + agua 
 
P.14. Ajusta las siguientes reacciones químicas: 
 a) Mg + O2 → MgO b) Fe2O3 → Fe + O2 c) Mg + HCl → MgCl2 + H2 
 d) NH4NO2 → N2 + H2O e) Pb(NO3)2 + KI→ PbI2 + KNO3 f) CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O 
 g) C4H8 + O2 → CO2 + H2O h) Fe2O3 + CO → Fe + CO2 i) C2H5OH + O2 → CO2 + H2O 
 
Cálculos con reacciones químicas. 
 
P.15. El magnesio se une al azufre dando sulfuro de magnesio, mediante la reacción Mg (s) + S (s) → Mg S (s) 
a) Calcula la cantidad de azufre que reaccionará con 25 g de magnesio. (Sol=33 g S) 
b) Calcula la cantidad de sulfuro de magnesio que se obtendrá cuando hacemos reaccionar 40 g de magnesio con 
FQ 4º ESO. Cálculos Químicos
. - 2 - 
 la suficiente cantidad de azufre. (Sol=92,7g MgS) 
 
P.16. En la fabricación de la polvora se utilizan: nitrato de potasio , carbono y azufre. La pólvora arde según la siguiente 
ecuación química: 10 KNO3 (s) + 3 S (s) + 8 C (s) → 3 K2SO4 (s) + 2 K2CO3 (s) + 6 CO2 (g) + 5 N2 (g) 
a) La masa de azufre y de carbono necesaria para que reaccionen completamente 120g de KNO3 
 (Sol: 11,4g S; 11,4g C) 
b) Moles de dióxido de carbono y de nitrógeno obtenidos a partir de 120g de KNO3 
 (Sol: 0,71 mol CO2; 0,6 moles de N2) 
P.17. El monóxido de carbono se oxida en presencia de oxígeno gaseoso hasta dióxido de carbono según la siguiente 
ecuación química: 2 CO (g) + O2 (g) →2 CO2 (g) 
a) Calcula la masa de monóxido de carbono que tendremos que hacer reaccionar con el suficiente oxígeno para 
obtener 100g de dióxido de carbono. (Sol: 63,3g CO) 
b) ¿Qué masa de oxígeno reaccionará con 25g de monóxido de carbono? ¿Qué cantidad de dióxido se obtendrá? 
 (Sol: 14,3g O2; 39,3g CO2) 
 
P.18. El ácido clorhídrico reacciona con el sodio obteniendose cloruro de sodio e hidrógeno gaseoso según el siguiente 
proceso químico: 2 HCl (ac) + 2 Na (s) → 2 NaCl (ac) + H2 (g) 
a) ¿Qué masa de hidrógeno gaseoso se obtendrá si hacemos reaccionar 0,2 L de una disolución 3 M de HCl con la 
suficiente cantidad de sodio? (Sol=0,6g H2) 
b) ¿Qué volumen de disolución 3 M de ácido clorhídrico tendremos que tomar para que reaccionen completamente 
con 50 g de sodio? (Sol=0,72 L disolución HCl) 
 
P.19. Quemamos 100 g de etanol (compuesto orgánico de fórmula C2H6O). Calcula: 
a) ¿Qué masa de CO2 se obtiene? (Sol=191,30g CO2 ) 
b) ¿Qué volumen de oxígeno reacciona, medido en c.n.? (Sol= 146,09 L O2 ) 
 
 
 
 CUESTIONES 
 
C.1. Razona si los siguientes cambios son físicos o químicos: 
a) La fusión de un cubito de hielo. b) La oxidación del cobre. c) La evaporación de alcohol. 
 d) La explosión de fuegos artificiales. e) El secado de la ropa. 
 
C.2. Indica cuáles de las siguientesreacciones son endotérmicas: 
a) H2O (l) + 286 kJ → H2 (g) + ½ O2 (g) b) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) + 178,3 kJ 
 c) 2 C (s) + 2 H2 (g) + 52,3 kJ → C2H4 (g) d) Si (s) + 2 Cl2 (g) → SiCl4 (g) + 657 kJ 
 
C.3. En un experimento se descompuso H2O2, desprendiéndose 10 litros de oxígeno en medio minuto. En un segundo 
experimento, el H2O2 produjo, al descomponerse, 5 litros de oxígeno en 10 segundos. ¿En cuál de ellos la 
descomposición fue más rápida? 
 
C.4. a) Un trozo entero de carne se conserva mucho más tiempo que cuando se corta en pequeños fragmentos (carne 
picada). Explica la razón. 
 b) Los alimentos refrigerados se conservan frescos durante largos periodos. Los mismos alimentos se estropean 
rápidamente si se almacenan a temperatura ambiente. ¿Cuál es la razón de esta diferencia? 
 
C.5. El carbonato de calcio se disuelve en ácido clorhídrico. La ecuación de la reacción que tiene lugar es: 
CaCO3 (s) + 2HCl (aq) → CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g) 
 ¿Dónde se disolverá antes un trozo dado de carbonato de calcio, en una disolución diluida de HCl o en otra más 
concentrada? ¿Por qué? 
 
C.6. El aluminio reacciona con las disoluciones de ácido clorhídrico formándose hidrógeno gaseoso. Disponemos de 45 
gramos de alumnino. Razona cuáles de las siguientes medidas hará que el aluminio reaccione antes: 
a) Moler el aluminio hasta reducirlo a polvo. 
b) Diluir la disolución de HCl empleada. 
c) Calentar la mezcla reaccionante. 
FÍSICA Y QUÍMICA 4º ESO 
 
PROBLEMAS ESTEQUIOMETRICOS 
 
 
1. En un alto horno, el mineral de hierro, Fe
2
O
3
, se convierte en hierro mediante la reacción: 
 Fe
2
O
3
 (s) + CO (g) -----> Fe (l) + CO
2
 (g) 
• ¿Cuántos moles de monóxido de carbono se necesitan para producir 20 moles de hierro? 
• ¿Cuántos moles de CO
2
 se desprenden por cada 10 moles de hierro formado? 
Solución: a) 30 moles CO b) 15 moles CO2 
 
2. Carbonato de calcio se descompone por la acción del calor originando óxido de calcio y dióxido de carbono. Formula la 
reacción que tiene lugar y ajústala. Calcula qué cantidad de óxido de calcio se obtiene si se descompone totalmente una 
tonelada de carbonato de calcio. 
Solución: 560 kg CaO 
 
3. ¿Qué cantidad de gas cloro se obtiene al tratar 80 g de dióxido de manganeso con exceso de HCl según la siguiente 
reacción? 
 MnO
2
 + HCl ---> MnCl
2
 + H
2
O + Cl
2
 
Solución: 62,24 g de Cl2 
 
4. La sosa cáustica, NaOH, se prepara comercialmente mediante reacción del NaCO
3
 con cal apagada, Ca(OH)
2
. ¿Cuántos 
gramos de NaOH pueden obtenerse tratando un kilogramo de Na
2
CO
3
 con Ca(OH)
2
? 
Nota: En la reacción química, además de NaOH, se forma CaCO
3
. 
Solución: 755 g de NaOH 
 
5. Cuando se calienta dióxido de silicio mezclado con carbono, se forma carburo de silicio (SiC) y monóxido de carbono. La 
ecuación de la reacción es: 
 SiO
2
 (s) + C (s) -----> SiC (s) + CO (g) 
Si se mezclan 150 g de dióxido de silicio con exceso de carbono, ¿cuántos gramos de SiC se formarán? 
Solución: 100 g de SiC 
 
6. Calcular la cantidad de cal viva (CaO) que puede prepararse calentando 200 g de caliza con una pureza del 95% de CaCO
3
. 
 CaCO
3
 ---> CaO + CO
2
 
Solución: 107 g de CaO 
 
 
7. La tostación es una reacción utilizada en metalurgia para el tratamiento de los minerales, calentando éstos en presencia de 
oxígeno. Calcula en la siguiente reacción de tostación: 
 ZnS + O
2
 � ZnO + SO
2
 
La cantidad de ZnO que se obtiene cuando se tuestan 1500 kg de mineral de ZnS de una riqueza en sulfuro (ZnS) del 65%. 
Datos: M
Zn
 = 65,4 u. ; M
S
 = 32,1 u. ; M
O
 = 16 u. 
Solución: 814,8 kg de ZnO 
 
8. ¿Qué masa, qué volumen en condiciones normales, y cuántos moles de CO
2
 se desprenden al tratar 205 g de CaCO
3
 con 
exceso de ácido clorhídrico según la siguiente reacción? 
 CaCO
3
 + HCl � CaCl
2
 + H
2
O + CO
2
 
Solución: 90,14 g; 45,91 litros; 2,043 moles 
 
9. Se tratan 4,9 g de ácido sulfúrico con cinc. En la reacción se obtiene sulfato de cinc e hidrógeno. 
a) Formula y ajusta la reacción que tiene lugar. 
b) Calcula la cantidad de hidrógeno desprendido. 
c) Halla qué volumen ocupará ese hidrógeno en condiciones normales. 
Solución: a) 0,1 g de H2 b) 1,12 litros de H2 
 
10. ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 30 °C y 780 mm de Hg se obtiene al tratar 130 g de Zn con exceso de ácido 
sulfúrico? 
Solución: 48,18 litros de H2 
 
11. Tenemos la siguiente reacción química: H
2
SO
4
 + Zn � ZnSO
4
 + H
2
 
¿Qué volumen de hidrógeno se puede obtener a partir de 10 g de Zn, si las condiciones del laboratorio son 20 °C y 0,9 atm 
de presión? Datos: M
Zn
 = 65,4 u. ; M
S
 = 32,1 u. ; M
O
 = 16 u. ; M
H
 = 1 u. 
Solución: 4,08 litros de H2 
 
12. El acetileno, C2H2, arde en presencia de oxígeno originando dióxido de carbono y agua. 
a) Escribe la ecuación química de la reacción. 
b) ¿Qué volumen de aire (21% O2), que se encuentra a 17 °C y 750 mm de Hg, se necesita para quemar 2 kg de acetileno? 
Solución: 22086 litros de aire