1.º de BachilleratoRuta de edumaterial
Qué vas a aprender
- Traducir masa, cantidad de sustancia y composición mediante relaciones molares.
- Identificar el reactivo limitante y calcular cantidades teóricas de productos.
- Aplicar pureza y rendimiento en el orden físico correcto y evaluar la plausibilidad del resultado.
Antes de empezar
- Ajustar ecuaciones químicas por conservación de átomos.
- Calcular masa molar a partir de una fórmula.
- Usar razones, porcentajes y factores de conversión.
La ecuación ajustada es un mapa de cantidades
Una ecuación química conserva cada elemento y la carga total. Sus coeficientes indican proporciones de entidades y de moles; no indican por sí solos masas iguales ni volúmenes iguales en cualquier condición.
La ley de conservación de la masa se aplica al sistema completo. Si un gas escapa de un recipiente abierto, la masa medida del recipiente puede disminuir sin que la reacción haya destruido materia.
Del mundo microscópico al laboratorio
- n = m/M y N = n·Nₐ
- La cantidad de sustancia n se mide en moles. La masa molar M conecta moles y masa; la constante de Avogadro conecta moles y número de entidades. Debe aclararse si las entidades son átomos, moléculas, iones o unidades fórmula.
Cadena estequiométrica defendible
- Ajusta la ecuación y anota datos con unidades.
- Convierte cada reactivo disponible a moles de sustancia pura.
- Compara n/coeficiente para localizar el menor cociente: ese reactivo limita.
- Usa solo el limitante para calcular moles teóricos de producto.
- Convierte a la magnitud pedida.
- Aplica el rendimiento al producto teórico y comprueba que el producto real no lo supera.
Pureza y rendimiento ocupan lugares distintos
La pureza corrige la cantidad inicial: masa pura = fracción de pureza por masa de muestra. Las impurezas no se convierten mágicamente en reactivo útil.
El rendimiento compara lo obtenido con el máximo teórico: rendimiento = cantidad real/cantidad teórica. Por eso, si se pide cantidad real, se multiplica la teórica por una fracción menor o igual que uno en el modelo escolar.
Obtener fórmula empírica y molecular
- Si hay porcentajes, imagina cien gramos para convertir cada porcentaje en gramos.
- Divide cada masa entre su masa atómica para obtener moles de átomos.
- Divide todas las cantidades entre la menor.
- Multiplica por un entero común si quedan fracciones próximas a 1/2, 1/3 o 1/4.
- La fórmula molecular es un múltiplo entero de la empírica; usa la masa molar para hallar ese factor.
Limitante sin adivinar
En 2A + B → A₂B se mezclan 5 mol de A y 3 mol de B.
- Para A, n/coeficiente = 5/2 = 2,5.
- Para B, n/coeficiente = 3/1 = 3.
- El menor cociente es el de A.
- La proporción produce 1 mol de A₂B por 2 mol de A.
A limita y se forman teóricamente 2,5 mol de A₂B; sobran 0,5 mol de B.
El coeficiente no multiplica la masa
Leer 2H₂ + O₂ → 2H₂O como dos gramos más un gramo.
Leer 2 mol de H₂ por 1 mol de O₂, y convertir después cada cantidad con su masa molar.
Los coeficientes comparan cantidades de sustancia. Las masas dependen además de la masa molar de cada especie.
Fórmula empírica y molecularPrueba otro caso
Al quemar un compuesto con carbono, hidrógeno y oxígeno se obtiene CO2 y H2O. ¿De dónde sale TODO el carbono del CO2?
Un compuesto tiene fórmula empírica CH2, de masa 14, y masa molar 56 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: Del compuesto que se ha quemado — El reactivo oxígeno no contiene carbono; el carbono procede de la muestra.
El aire aporta oxígeno, no carbono ni hidrógeno. Por eso pesando el CO2 y el agua se puede saber cuánto carbono y cuánto hidrógeno había en la muestra.
Respuesta: C4H8 — La razón 56/14 es cuatro y multiplica toda la fórmula empírica.
56 entre 14 da 4, y ese factor multiplica los dos subíndices.
Reactivo limitante y rendimientoPrueba otro caso
La masa teórica de un producto es 88 g, pero se aíslan 66 g. ¿Qué porcentaje de la cantidad prevista se obtuvo?
Una reacción tendría una producción teórica de 50 g. Si se alcanza el 80 % de esa cantidad, ¿cuál es la masa real del producto?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: 75 % — Divido 66 entre 88 y multiplico por cien.
Se divide lo obtenido entre lo teórico: 66 entre 88 da 0,75. Al revés saldría un 133 %, que no puede ser.
Respuesta: 40 g — La fracción obtenida es 0,80 de los cincuenta gramos teóricos.
Es el error típico de esta destreza. Se MULTIPLICA por 0,8: sale 40 g. Dividir daría 62,5 g, más de lo que la reacción puede dar como máximo, y eso es imposible.
Estequiometría con gases y disolucionesPrueba otro caso
¿Por qué 22,4 L solo valen en CONDICIONES NORMALES?
¿Por qué un mol de cualquier gas ocupa lo mismo en las mismas condiciones?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: El volumen depende de presión y temperatura: 22,4 L/mol a 0 °C y 1 atm — El volumen molar dado pertenece a esas condiciones de presión y temperatura.
Fuera de esas condiciones hay que usar la ecuación completa. Usar 22,4 a 200 °C daría un volumen bastante menor del real, y es un error fácil de cometer porque el dato se aprende de memoria.
Respuesta: En el modelo ideal, domina el espacio entre moléculas — A igual cantidad, presión y temperatura, el modelo ideal da igual volumen.
Lo que ocupa sitio en un gas es el HUECO entre moléculas, no las moléculas. Por eso 22,4 L de hidrógeno pesan 2 g y 22,4 L de dióxido de carbono pesan 44, y aun así ocupan lo mismo.
Fórmula, limitante y rendimiento
Un compuesto tiene 40,0 % C, 6,7 % H y 53,3 % O; su masa molar es 180 g/mol. Obtén fórmulas empírica y molecular. Después indica la masa real si una reacción produce teóricamente 20,0 g con 75 % de rendimiento.
Solución accesible sin interacción
- Demuestra que puedes traducir masa, cantidad de sustancia y composición mediante relaciones molares.
- Demuestra que puedes identificar el reactivo limitante y calcular cantidades teóricas de productos.
- Demuestra que puedes aplicar pureza y rendimiento en el orden físico correcto y evaluar la plausibilidad del resultado.
Respuesta: CH₂O; C₆H₁₂O₆; 15,0 g reales.
En 100 g, las cantidades son aproximadamente 3,33:6,7:3,33 mol, razón 1:2:1; 180/30 = 6 y 0,75·20,0 = 15,0.
Compruébalo ahora
Un compuesto contiene 40,0 % de C, 6,7 % de H y 53,3 % de O en masa. Usando masas atómicas C = 12, H = 1 y O = 16, determina su fórmula empírica.
Ver solución explicada
Respuesta: CH₂O.
En 100 g: n(C)=40/12=3,33; n(H)=6,7/1=6,7; n(O)=53,3/16=3,33. Al dividir entre 3,33 se obtiene aproximadamente 1:2:1.
Para N₂ + 3H₂ → 2NH₃ se mezclan 14 g de N₂ y 2,0 g de H₂. Usa M(N₂)=28 g/mol, M(H₂)=2 g/mol y M(NH₃)=17 g/mol. Identifica el limitante y calcula la masa teórica de NH₃.
Ver solución explicada
Respuesta: H₂ es limitante; se forman 11,3 g de NH₃ aproximadamente.
Hay 0,50 mol de N₂ y 1,0 mol de H₂. Los cocientes son 0,50/1 y 1,0/3; el menor es H₂. Se forman 2/3 mol de NH₃, que equivalen a 11,3 g.
Una muestra de 25,0 g contiene 80,0 % de CaCO₃. En CaCO₃ → CaO + CO₂, el rendimiento es 75,0 %. Usa M(CaCO₃)=100 g/mol y M(CO₂)=44 g/mol. Calcula la masa real de CO₂.
Ver solución explicada
Respuesta: 6,60 g de CO₂.
La masa pura es 25,0·0,800=20,0 g, es decir 0,200 mol. La proporción da 0,200 mol de CO₂, 8,80 g teóricos. Al aplicar el rendimiento: 8,80·0,750=6,60 g.
Alineación curricular y fuentes
- Física y Química · 1.º de Bachillerato · bloque B: leyes fundamentales, clasificación de reacciones, relaciones estequiométricas y aplicaciones. · Real Decreto 243/2022, currículo básico de Bachillerato
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