4.º de ESORuta de edumaterial
Qué vas a aprender
- Ajustar ecuaciones y usar sus coeficientes como relaciones entre moles.
- Resolver cálculos masa-moles-masa e identificar reactivo limitante y exceso.
- Calcular rendimiento y distinguir cantidad teórica de cantidad obtenida.
Antes de empezar
- Calcular masas molares.
- Ajustar ecuaciones conservando átomos.
- Interpretar factores que afectan a la velocidad de reacción.
La ecuación ajustada es un mapa de cantidades
Una ecuación química conserva los átomos de cada elemento y representa proporciones entre entidades. Sus coeficientes indican relaciones entre moles; no son proporciones directas entre gramos.
Ajustar significa cambiar coeficientes delante de fórmulas. Cambiar subíndices alteraría la identidad de las sustancias.
Camino masa–mol–mol–masa
- Escribe y ajusta la ecuación.
- Convierte el dato de masa a moles con n = m/M.
- Aplica la razón de coeficientes entre sustancia conocida y buscada.
- Convierte los moles obtenidos a la unidad solicitada.
- Comprueba conservación y unidades en cada factor.
Reactivo limitante
- El reactivo que se consume primero según la proporción ajustada
- No es necesariamente el reactivo con menos gramos o menos moles. Se identifica comparando cuánto producto podría formar cada reactivo o cuánto del otro necesita. El reactivo restante queda en exceso.
Rendimiento
- % rendimiento = cantidad real/cantidad teórica × 100
- La cantidad teórica procede de la estequiometría ideal y del reactivo limitante. La cantidad real es la obtenida experimentalmente. Un resultado superior al cien por cien suele indicar producto húmedo, impuro o un error de medida, no creación de materia.
Tipos y transferencia electrónica
En una combustión completa de un compuesto de carbono e hidrógeno con oxígeno se forman dióxido de carbono y agua. Una neutralización combina ácido y base para formar sal y agua en el modelo escolar habitual.
En una reacción redox se transfieren electrones: una especie se oxida y otra se reduce. Las pilas separan procesos para obtener corriente; la electrólisis usa energía eléctrica para impulsar un cambio no espontáneo. Estas descripciones son introductorias y no sustituyen un ajuste ion-electrón avanzado.
Teoría de colisiones
Para reaccionar, las partículas deben colisionar con orientación adecuada y energía suficiente. Aumentar temperatura o concentración, o dividir un sólido, suele aumentar la frecuencia o eficacia de colisiones.
Un catalizador ofrece una ruta con menor energía de activación y se regenera globalmente. Cambia la rapidez, no los coeficientes ajustados ni el rendimiento teórico fijado por el limitante.
Formación de agua
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Partimos de 3,0 mol de H₂ y oxígeno suficiente.
- La razón H₂:H₂O es 2:2, equivalente a 1:1.
- Por cada mol de H₂ se forma un mol de H₂O.
- El oxígeno no limita.
Se forman teóricamente 3,0 mol de H₂O.
Coeficientes y proporción en molesPrueba otro caso
¿En qué unidad dan la proporción los coeficientes de una ecuación ajustada?
¿Por qué hay que ajustar la ecuación ANTES de hacer los cálculos?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: En moles — Los coeficientes relacionan cantidades de entidades y por ello cantidades en moles.
Cuentan partículas, no masa. Y por eso hay que pasar por los moles antes de aplicarlos a cualquier cantidad medida en gramos.
Respuesta: El ajuste fija la proporción estequiométrica correcta — Conservar átomos da los coeficientes usados para relacionar reactivos y productos.
Toda la estequiometría se apoya en esos números. Con la ecuación sin ajustar, la proporción que se aplica no es la que ocurre de verdad, y el resultado sale mal por muy bien que estén hechas las divisiones.
Reactivo limitante y excesoPrueba otro caso
En la reacción Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 se ponen 1 mol de cinc y 1 mol de HCl. ¿Cuál manda?
En A + 2 B → C se ponen 3 mol de A y 4 mol de B. ¿Cuál es el limitante?
Solución accesible sin interacción
Respuesta: HCl: 0,5 al dividir por su coeficiente, frente a 1 del Zn — Un mol de ácido permite consumir solo medio mol de cinc.
Hacen falta dos HCl por cada cinc, así que con 1 mol de ácido solo reacciona medio mol de metal. Sobra medio mol de cinc sin atacar.
Respuesta: B: 2 al dividir por su coeficiente, frente a 3 de A — Comparo moles divididos por sus coeficientes; B se agota primero.
Cada uno se divide entre su coeficiente. A da 3 y B da 2, así que B se agota antes y sobra A, aunque de A haya menos moles de partida.
Cantidad teórica y rendimiento realPrueba otro caso
Se obtienen 66 g de un producto cuyo cálculo teórico daba 88 g. ¿Cuál ha sido el rendimiento?
Un cálculo predice 50 g de producto y el rendimiento de la reacción es del 80 %. ¿Cuánto se obtiene de verdad?
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.
Limitante, masa y rendimiento
En 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O se mezclan 6,0 mol de H₂ y 2,0 mol de O₂. Calcula el limitante, los moles teóricos de agua y la masa real si el rendimiento es 75 % y M(H₂O) = 18,0 g/mol.
Solución accesible sin interacción
- Demuestra que puedes ajustar ecuaciones y usar sus coeficientes como relaciones entre moles.
- Demuestra que puedes resolver cálculos masa-moles-masa e identificar reactivo limitante y exceso.
- Demuestra que puedes calcular rendimiento y distinguir cantidad teórica de cantidad obtenida.
Respuesta: O₂ es limitante; 4,0 mol teóricos de H₂O; 54,0 g reales.
Dos moles de O₂ consumen cuatro de H₂ y forman cuatro de agua: 4,0·18,0 = 72,0 g teóricos; 0,75·72,0 = 54,0 g.
Compruébalo ahora
CaCO₃ → CaO + CO₂. ¿Qué masa teórica de CO₂ se obtiene de 10,0 g de CaCO₃? Usa M(CaCO₃) = 100,0 g/mol y M(CO₂) = 44,0 g/mol.
Ver solución explicada
Respuesta: 4,40 g de CO₂.
10,0/100,0 = 0,100 mol de CaCO₃. La razón es 1:1, así que se forman 0,100 mol de CO₂: 0,100 × 44,0 = 4,40 g.
En 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O se mezclan 4,0 mol de H₂ y 1,0 mol de O₂. Identifica el limitante, los moles de agua y el exceso restante.
Ver solución explicada
Respuesta: O₂ es limitante; se forman 2,0 mol de H₂O y sobran 2,0 mol de H₂.
1,0 mol de O₂ consume 2,0 mol de H₂ y produce 2,0 mol de H₂O. Como había 4,0 mol de H₂, quedan 2,0 mol sin reaccionar.
La masa teórica de producto es 20,0 g y se aíslan 17,0 g secos. Calcula el rendimiento porcentual.
Ver solución explicada
Respuesta: 85,0 %.
Rendimiento = 17,0/20,0 × 100 = 85,0 %. La masa real se compara con la teórica, no al revés.
Alineación curricular y fuentes
- Física y Química · cuarto curso · bloque E: ecuaciones y cálculos estequiométricos, combustión, neutralización, procesos electroquímicos sencillos y teoría de colisiones. · Real Decreto 217/2022, currículo básico de ESO
Sigue por este pasillo
Practicar esto: Calcular la masa de producto de una reacciónPracticar esto: Clasificar una reacción química por su tipoMovimiento rectilíneo uniforme y aceleradoEl mol, la masa molar y el número de partículasGases ideales, molaridad y diluciónNomenclatura inorgánica y orgánica introductoria