Marlu Educativa, Química

Reacciones químicas 3.º ESO | Teoría y ejercicios resueltos

Publicado por author-avatar
Reacciones químicas de 3.º ESO con ecuación de combustión, modelos moleculares y balanza de conservación de la masa

Biblioteca Marlu Educativa® · Física y Química · 3.º ESO

Reacciones químicas: cambios, leyes de la masa y 50 ejercicios

Una reacción química transforma unas sustancias en otras. En este tema aprenderás a reconocer esos cambios, interpretar ecuaciones sencillas y resolver problemas de conservación de la masa y proporciones definidas.

Trabajaremos con cambios químicos, ajuste elemental y relaciones de masas dadas. El cálculo con moles, el ajuste algebraico y los problemas de rendimiento se desarrollan en los recursos específicos.

El método será siempre el mismo: observar qué sustancias intervienen, representar la transformación, relacionar las masas y comprobar que el resultado tiene sentido químico.

38modelos guiados
12tareas para practicar
8bloques de trabajo
10preguntas de examen
Ver índiceIr al examen

1. Qué es una reacción química

Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias iniciales, llamadas reactivos, se transforman en sustancias nuevas, llamadas productos. Los átomos se reorganizan y forman agrupaciones diferentes.

Cambio físico

No aparecen sustancias nuevas. Puede cambiar el estado, la forma, el tamaño o la distribución.

Ejemplos: fundir hielo, triturar sal, evaporar agua o disolver azúcar.

Cambio químico

Aparecen sustancias con composición y propiedades distintas.

Ejemplos: oxidar hierro, quemar papel, cocinar un huevo o formar un precipitado.

Una comprobación útil. No preguntes solo si el cambio puede deshacerse. Pregunta si siguen presentes las mismas sustancias. Esa es la diferencia que ordena el tema.

Ejercicio 1

Resuelto

Hielo que se derrite

Un cubito de hielo se deja a temperatura ambiente hasta convertirse en agua líquida. Indica si el cambio es físico o químico y justifica la respuesta.

Solución paso a paso
Evidencia
Antes y después sigue existiendo la misma sustancia, agua.
Análisis
Solo cambia el estado de agregación. No aparecen sustancias nuevas.
Resultado
Cambio físico. El agua sólida pasa a agua líquida.
Comprobación
La composición sigue siendo H2O, por lo que no ha ocurrido una reacción química.

Ejercicio 2

Resuelto

Oxidación de un clavo

Un clavo de hierro permanece varios días en un lugar húmedo y aparece una capa rojiza. Clasifica el cambio.

Solución paso a paso
Evidencia
Aparece una sustancia con color y propiedades diferentes.
Análisis
El hierro reacciona lentamente con el oxígeno y la humedad, formando óxidos de hierro.
Resultado
Cambio químico. Se forman sustancias nuevas.
Comprobación
No basta con limpiar o cambiar el estado para recuperar el hierro inicial.

Ejercicio 3

Resuelto

Azúcar disuelto en agua

Se añaden 10 g de azúcar a un vaso de agua y se agita hasta que deja de verse. ¿Ha ocurrido una reacción química?

Solución paso a paso
Evidencia
El azúcar deja de verse, pero no se transforma en otra sustancia.
Análisis
Sus partículas se dispersan entre las del agua. Puede recuperarse evaporando el agua.
Resultado
No. Es una disolución y, por tanto, un cambio físico.
Comprobación
Desaparecer de la vista no significa desaparecer químicamente.

Ejercicio 4

Resuelto

Vinagre y bicarbonato

Al mezclar vinagre con bicarbonato aparecen muchas burbujas. Explica qué indica esa observación.

Solución paso a paso
Evidencia
Se produce un gas que antes no estaba presente.
Análisis
La formación de dióxido de carbono es un indicio de que aparecen productos nuevos.
Resultado
Se ha producido una reacción química.
Comprobación
Las burbujas no son siempre prueba definitiva, porque también aparecen al hervir. Aquí surgen al mezclar dos sustancias que reaccionan.

Ejercicio 5

Resuelto

Una vela encendida

En una vela encendida ocurren dos cambios distintos. Identifica el cambio de la cera cercana a la llama y el de la combustión.

Solución paso a paso
Análisis
La cera sólida se funde y puede volver a solidificarse. En la llama, los vapores de cera reaccionan con el oxígeno.
Resultado
Fusión de la cera, cambio físico. Combustión, cambio químico.
Comprobación
Un mismo fenómeno cotidiano puede contener cambios físicos y químicos al mismo tiempo.

Ejercicio 6

Propuesto

Clasificación rápida

Clasifica estos procesos como físicos o químicos: triturar tiza, quemar papel, mezclar arena y agua y cocinar un huevo.

Ver resultado

Cambios físicos. Triturar tiza cambia su tamaño; mezclar arena y agua distribuye los materiales. No se forman sustancias nuevas.

Cambios químicos. Al quemar papel y cocinar un huevo se producen transformaciones en las sustancias que los componen. El criterio es la aparición de sustancias nuevas.

Volver al índice

2. Evidencias y modelo de partículas

Un cambio de color, la formación de gas, la aparición de un sólido, un olor nuevo o un intercambio de energía pueden indicar que ha ocurrido una reacción. Son pistas, no pruebas automáticas. Las burbujas del agua hirviendo, por ejemplo, corresponden a un cambio físico.

Reordenación de partículas en la formación del agua Dos moléculas de hidrógeno y una de oxígeno se reorganizan en dos moléculas de agua independientes. Cada molécula de agua contiene dos H y un O. Las letras identifican los elementos. Reactivos Productos 2H₂ + O₂ 2H₂O HHHHOO
Se conservan cuatro átomos de H y dos de O. A la derecha aparecen dos moléculas de agua separadas; el dibujo es esquemático.

A nivel microscópico, la reacción se interpreta como una reorganización. El número de átomos de cada elemento debe permanecer constante. Esta idea conecta directamente el modelo de partículas con el ajuste de ecuaciones y con la ley de conservación de la masa.

Ejercicio 7

Resuelto

Cuatro indicios de reacción

Relaciona cada observación con un posible indicio de reacción: cambio permanente de color, aparición de un sólido al mezclar dos líquidos, desprendimiento de gas y aumento espontáneo de temperatura.

Solución paso a paso
Interpretación
Cambio de color, formación de nuevas sustancias. Sólido nuevo, precipitado. Burbujas, formación de gas. Aumento de temperatura, liberación de energía.
Resultado
Los cuatro son indicios de reacción química.
Comprobación
Un indicio aislado debe interpretarse con el contexto. Hervir agua produce burbujas sin formar una sustancia nueva.

Ejercicio 8

Resuelto

Modelo de partículas del agua

La reacción 2H2 + O2 → 2H2O representa dos moléculas de hidrógeno y una de oxígeno. Explica qué ocurre con los átomos.

Solución paso a paso
Datos
Reactivos, 4 átomos de H y 2 átomos de O.
Modelo
Los enlaces de las moléculas iniciales cambian y los átomos se reagrupan.
Resultado
Se forman 2 moléculas de H2O, que contienen en total 4 H y 2 O.
Comprobación
No desaparece ningún átomo y no aparece ninguno nuevo.

Ejercicio 9

Resuelto

Reactivos y productos

En 2Mg + O2 → 2MgO, identifica reactivos, producto y significado de la flecha.

Solución paso a paso
Lectura
A la izquierda se escriben las sustancias iniciales y a la derecha las sustancias obtenidas.
Resultado
Reactivos, Mg y O2. Producto, MgO. La flecha se lee como se transforma en o produce.
Comprobación
El número 2 delante de MgO es un coeficiente y afecta a toda la fórmula.

Ejercicio 10

Propuesto

Verdadero o falso

Decide si son verdaderas estas afirmaciones: a) toda burbuja demuestra una reacción, b) en una reacción los átomos se reordenan, c) un cambio de estado siempre es químico, d) un precipitado puede indicar una reacción.

Ver resultado

a) Falsa. Al hervir agua también aparecen burbujas y sigue siendo H2O.

b) Verdadera. En una reacción química los átomos cambian de agrupación.

c) Falsa. Un cambio de estado conserva la sustancia.

d) Verdadera. Un sólido nuevo al mezclar disoluciones puede indicar una reacción; hay que interpretar la observación en su contexto.

Ejercicio 11

Resuelto

Masa aparente en un vaso abierto

Una pastilla efervescente reacciona con agua en un vaso abierto. Al final la balanza marca menos. ¿Se ha incumplido la ley de conservación de la masa?

Solución paso a paso
Evidencia
Se observa desprendimiento de gas y el recipiente está abierto.
Modelo
Parte de la materia sale del sistema medido en forma de gas.
Resultado
No se incumple la ley. La masa se conserva si se incluye también el gas que ha escapado.
Comprobación
En un recipiente cerrado, la masa total antes y después debería coincidir dentro del error de medida.
Volver al índice

3. Lenguaje de las ecuaciones y ajuste elemental

Una ecuación química resume qué sustancias reaccionan y cuáles se forman. Los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha. La flecha indica la transformación.

reactivos → productos

Coeficientes y subíndices

Los subíndices pertenecen a la fórmula e indican la proporción de átomos de cada elemento. En una fórmula molecular, expresan cuántos átomos contiene cada molécula. Los coeficientes se colocan delante y multiplican toda la fórmula. Para ajustar se modifican coeficientes, nunca subíndices.

Escribe correctamente las fórmulas. Si una sustancia está mal formulada, el ajuste no puede arreglarla.

Cuenta los átomos de cada elemento en reactivos y productos.

Coloca coeficientes enteros delante de las fórmulas hasta igualar los recuentos.

Comprueba elemento por elemento. La ecuación no está terminada hasta confirmar que todos los átomos coinciden.

Cuando el tanteo se complica. Las ecuaciones más largas pueden resolverse de forma sistemática mediante el método algebraico de ajuste.

Ejercicio 12

Resuelto

Coeficiente y subíndice

Explica la diferencia entre 2H2O y H2O2.

Solución paso a paso
Análisis
En 2H2O, el 2 grande es un coeficiente e indica dos moléculas de agua. En H2O2, el 2 pequeño del oxígeno forma parte de la fórmula del peróxido de hidrógeno.
Resultado
Cambiar un coeficiente cambia la cantidad. Cambiar un subíndice cambia la sustancia.
Comprobación
Por eso nunca se ajusta una ecuación modificando subíndices.

Ejercicio 13

Resuelto

Ajuste de formación de agua

Ajusta H2 + O2 → H2O por tanteo.

Solución paso a paso
Modelo
El oxígeno aparece de dos en dos en O2. Colocamos 2 delante de H2O.
Cálculo
Quedan 4 H a la derecha, por lo que colocamos 2 delante de H2.
Resultado
2H2 + O2 → 2H2O
Comprobación
H, 4 a cada lado. O, 2 a cada lado.

Ejercicio 14

Resuelto

Ajuste de óxido de magnesio

Ajusta Mg + O2 → MgO.

Solución paso a paso
Modelo
Para conservar los 2 átomos de O de O2, colocamos 2 delante de MgO.
Cálculo
Ahora hay 2 Mg en los productos. Colocamos 2 delante de Mg.
Resultado
2Mg + O2 → 2MgO
Comprobación
Mg, 2 a cada lado. O, 2 a cada lado.

Ejercicio 15

Propuesto

Ajuste de óxido de hierro(III)

Ajusta Fe + O2 → Fe2O3.

Ver resultado

Igualamos el oxígeno con seis átomos a cada lado: 3O2 y 2Fe2O3. El producto contiene entonces cuatro átomos de hierro.

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

Comprobación: Fe, 4 a cada lado; O, 6 a cada lado.

Ejercicio 16

Propuesto

Combustión del metano

Ajusta CH4 + O2 → CO2 + H2O.

Ver resultado

Un C da una molécula de CO2. Los cuatro H requieren 2H2O. Los productos contienen cuatro O, que proceden de 2O2.

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Comprobación: C, 1 a cada lado; H, 4; O, 4.

Volver al índice

4. Ley de conservación de la masa de Lavoisier

En una reacción química, la masa total de los reactivos consumidos es igual a la masa total de los productos formados.

masa de reactivos consumidos = masa de productos formados
Conservación de la masa en un sistema cerrado Una balanza permanece equilibrada antes y después de una reacción dentro de un recipiente cerrado. Antes Después m reactivos = m productos
En un sistema cerrado, la balanza mide toda la materia y la masa total permanece constante.

Sistema cerrado y sistema abierto

La ley se cumple en ambos casos, pero una balanza solo registra lo que permanece en el sistema medido. Si un gas escapa de un vaso abierto, la lectura puede disminuir. Para comprobar experimentalmente la conservación, conviene encerrar todos los reactivos y productos.

Método para problemas de masas

Escribe todas las masas conocidas y señala la incógnita.

Decide qué sustancias han reaccionado realmente y si ha escapado algún producto.

Iguala la suma de masas de reactivos y productos.

Despeja, calcula y comprueba que las dos sumas coinciden.

Ejercicio 17

Resuelto

Formación de dióxido de carbono

12 g de carbono reaccionan completamente con 32 g de oxígeno. Calcula la masa de CO2 formada.

Reacción y datos

C+O2→CO2
12 g32 gx g
Solución paso a paso
Datos e incógnita
m(C) = 12 g, m(O2) = 32 g, m(CO2) = ?
Modelo
En un sistema cerrado, masa de reactivos = masa de productos.
Cálculo
m(CO2) = 12 + 32 = 44 g.
Resultado
44 g de CO2.
Comprobación
12 g + 32 g = 44 g.

Ejercicio 18

Resuelto

Masa de sulfuro de hierro

Reaccionan 5,6 g de hierro con 3,2 g de azufre y no sobra ningún reactivo. Calcula la masa de FeS.

Reacción y datos

Fe+S→FeS
5,6 g3,2 gx g
Solución paso a paso
Datos e incógnita
m(Fe) = 5,6 g, m(S) = 3,2 g, m(FeS) = x.
Ecuación
m(Fe) + m(S) = m(FeS).
Cálculo
x = 5,6 + 3,2 = 8,8 g.
Resultado
8,8 g de FeS.
Comprobación
5,6 g + 3,2 g = 8,8 g. La masa total se conserva y no sobra ningún reactivo.

Ejercicio 19

Resuelto

Oxígeno incorporado al magnesio

Al quemar 14,4 g de magnesio se obtienen 24,0 g de óxido de magnesio. Calcula la masa de oxígeno que ha reaccionado.

Reacción y datos

2Mg+O2→2MgO
14,4 gx g24,0 g
Solución paso a paso
Datos e incógnita
m(Mg) = 14,4 g, m(MgO) = 24,0 g, m(O2) = ?
Ecuación
m(Mg) + m(O2) = m(MgO).
Cálculo
m(O2) = 24,0 - 14,4 = 9,6 g.
Resultado
9,6 g de O2.
Comprobación
14,4 g + 9,6 g = 24,0 g.

Ejercicio 20

Resuelto

Descomposición del carbonato cálcico

Una muestra pura de 10,0 g de CaCO3 se descompone completamente en CaO y CO2. Se obtienen 5,6 g de CaO. Calcula la masa de CO2 formada.

Reacción y datos

CaCO3→CaO+CO2
10,0 g5,6 gx g
Solución paso a paso
Modelo
En una descomposición, la masa del reactivo es igual a la suma de las masas de los productos.
Ecuación
10,0 = 5,6 + m(CO2).
Cálculo
m(CO2) = 10,0 - 5,6 = 4,4 g.
Resultado
4,4 g de CO2.
Comprobación
5,6 g + 4,4 g = 10,0 g.

Ejercicio 21

Resuelto

Descomposición del peróxido de hidrógeno

En un cálculo teórico, se descomponen completamente 51 g de H2O2 puro en agua y oxígeno. Se obtienen 27 g de agua. Calcula la masa de oxígeno liberado.

Reacción y datos

2H2O2→2H2O+O2
51 g27 gx g
Solución paso a paso
Ecuación
m(H2O2) = m(H2O) + m(O2).
Cálculo
m(O2) = 51 - 27 = 24 g.
Resultado
24 g de O2.
Comprobación
27 g + 24 g = 51 g.

Ejercicio 22

Resuelto

Sistema cerrado y sistema abierto

Se repite la reacción de vinagre y bicarbonato en dos montajes y se pesa cada uno completo antes y después. En uno, un globo retiene el gas; el otro queda abierto. En condiciones ideales de pesada, explica qué se espera observar.

Solución paso a paso
Modelo
En el primer montaje, la masa incluye el recipiente, el globo y todo su contenido. El segundo puede intercambiar materia con el exterior.
Resultado
En el montaje cerrado, la masa total se mantiene. En el abierto, puede disminuir porque el CO2 escapa.
Comprobación
El gas no deja de existir. Simplemente abandona el sistema que se está pesando.

Ejercicio 23

Resuelto

Resultado experimental imperfecto

Un montaje cerrado pesa 25,00 g antes de reaccionar y 24,97 g después. ¿Demuestra esto que la masa no se conserva?

Solución paso a paso
Evidencia
La diferencia es 0,03 g.
Análisis
Hay que conocer la incertidumbre de la balanza, repetir las medidas y revisar si hubo fugas o pérdida de material al manipular el montaje.
Resultado
No permite rechazar la ley sin analizar el error experimental.
Comprobación
Una ley se contrasta con medidas controladas y con su incertidumbre, no exigiendo igualdad matemática perfecta en cualquier montaje.

Ejercicio 24

Resuelto

Formación de amoniaco

7,0 g de nitrógeno reaccionan con 1,5 g de hidrógeno sin que sobre reactivo. ¿Qué masa de amoniaco se forma?

Reacción y datos

N2+3H2→2NH3
7,0 g1,5 gx g
Solución paso a paso
Ecuación
m(N2) + m(H2) = m(NH3).
Cálculo
m(NH3) = 7,0 + 1,5 = 8,5 g.
Resultado
8,5 g de NH3.
Comprobación
La masa del único producto coincide con la suma de los reactivos consumidos.

Ejercicio 25

Propuesto

Tabla de masas

Completa las masas que se consumen o se forman. Las letras son nombres genéricos de sustancias: a) 11 g de A + 7 g de B → ? g de C. b) 25 g de reactivos → 9 g de P1 + ? g de P2. c) 4,5 g de A + ? g de B → 12,0 g de C.

Apartado a

A+B→C
11 g7 gx g

Apartado b

Reactivos→P1+P2
25 g9 gx g

Apartado c

A+B→C
4,5 gx g12,0 g
Ver resultado

Aplicamos conservación de la masa a las sustancias consumidas y formadas.

a) m(C) = 11 g + 7 g = 18 g.

b) m(P2) = 25 g − 9 g = 16 g.

c) m(B) = 12,0 g − 4,5 g = 7,5 g.

Comprobaciones: 9 g + 16 g = 25 g; 4,5 g + 7,5 g = 12,0 g.

Ejercicio 26

Propuesto

Oxígeno en un óxido

13,0 g de zinc forman 16,2 g de óxido de zinc. Calcula la masa de oxígeno incorporada.

Reacción y datos

2Zn+O2→2ZnO
13,0 gx g16,2 g
Ver resultado

El aumento de masa corresponde al oxígeno incorporado.

m(O2) = m(ZnO) − m(Zn)

m(O2) = 16,2 g − 13,0 g = 3,2 g.

Comprobación: 13,0 g + 3,2 g = 16,2 g.

Volver al índice

5. Ley de las proporciones definidas de Proust

Un compuesto puro contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas. Puede haber una muestra grande o pequeña, pero la relación interna no cambia.

En los cálculos usamos las proporciones de masas que proporciona cada enunciado; algunas son aproximaciones escolares con datos redondeados.

Proporciones definidas en dos muestras Barras con una misma escala de masa. La primera muestra contiene 12 g de carbono y 32 g de oxígeno; la segunda, 6 g y 16 g. Cada barra de la segunda muestra mide la mitad que su correspondiente de la primera. Muestra 1 12 g de C 32 g de O Muestra 2 6 g 16 g La misma proporción 32/12 = 16/6
La longitud de cada barra representa masa en una escala común. La cantidad total cambia, pero se conserva la proporción C:O = 3:8.
masa de A / masa de B = constante

En 3.º ESO estos problemas suelen resolverse con una tabla de proporcionalidad o con una regla de tres. La dificultad no está en multiplicar. Está en identificar qué dos cantidades mantienen la misma relación.

Idea que evita errores. Lavoisier compara la masa total antes y después. Proust compara la proporción interna de los elementos de un compuesto. Son leyes relacionadas, pero responden a preguntas distintas.

Ejercicio 27

Resuelto

Proporción en el agua

En el agua, la proporción de masas H:O es 1:8. ¿Qué masa de oxígeno se combina con 3 g de hidrógeno y qué masa de agua se obtiene?

Reacción y datos

2H2+O2→2H2O
3 gx gy g

x es la masa de oxígeno e y la masa de agua.

Solución paso a paso
Datos
1 g H se combina con 8 g O.
Proporción
3 g H se combinan con x g O. x = 3 · 8/1 = 24 g.
Cálculo final
m(H2O) = 3 + 24 = 27 g.
Resultado
24 g de O y 27 g de agua.
Comprobación
La relación 3:24 se simplifica a 1:8.

Ejercicio 28

Resuelto

Proporción en el óxido de cobre

En una muestra de óxido de cobre, la proporción de masas Cu:O es 4:1. Calcula el oxígeno necesario para 20 g de cobre y la masa de óxido formada.

Reacción y datos

2Cu+O2→2CuO
20 gx gy g

x es la masa de oxígeno e y la masa de óxido.

Solución paso a paso
Proporción
4 g Cu → 1 g O. 20 g Cu → x g O.
Cálculo
x = 20 · 1/4 = 5 g.
Producto
m(óxido) = 20 + 5 = 25 g.
Resultado
5 g de O y 25 g de óxido.
Comprobación
20:5 = 4:1.

Ejercicio 29

Resuelto

Proporción en el sulfuro de hierro

El hierro y el azufre forman FeS en la proporción de masas Fe:S = 7:4. ¿Cuánto azufre reacciona con 14 g de hierro?

Reacción y datos

Fe+S→FeS
14 gx gy g

x es la masa de azufre e y la masa de FeS.

Solución paso a paso
Proporción
7 g Fe → 4 g S. 14 g Fe → x g S.
Cálculo
x = 14 · 4/7 = 8 g.
Producto
m(FeS) = 14 + 8 = 22 g.
Resultado
8 g de S y 22 g de FeS.
Comprobación
14:8 = 7:4.

Ejercicio 30

Resuelto

¿Es el mismo compuesto?

Una muestra contiene 12 g de carbono y 32 g de oxígeno. Otra contiene 6 g de carbono y 16 g de oxígeno. Decide si pueden ser el mismo compuesto.

Comparación de las dos muestras

C+O2→Compuesto
12 g32 gmuestra 1
6 g16 gmuestra 2
Solución paso a paso
Muestra 1
O/C = 32/12 = 8/3.
Muestra 2
O/C = 16/6 = 8/3.
Resultado
Pueden serlo. Las dos muestras mantienen la misma proporción de masas. Esa coincidencia es compatible con un mismo compuesto puro, pero no basta por sí sola para identificarlo.
Comprobación
La segunda muestra es exactamente la mitad de la primera.

Ejercicio 31

Resuelto

Dos muestras diferentes

Una muestra contiene 7 g de hierro y 4 g de azufre. Otra contiene 14 g de hierro y 10 g de azufre. ¿Cumplen la misma proporción?

Comparación de las dos muestras

Fe+S→Compuesto
7 g4 gmuestra 1
14 g10 gmuestra 2
Solución paso a paso
Muestra 1
Fe:S = 7:4 = 1,75.
Muestra 2
Fe:S = 14:10 = 1,4.
Resultado
No. Las proporciones no coinciden.
Comprobación
Para duplicar 7 g de Fe deberían duplicarse también los 4 g de S y aparecer 8 g, no 10 g.

Ejercicio 32

Resuelto

Reactivo sobrante con una proporción dada

Fe y S forman FeS en proporción de masas 7:4. Se hacen reaccionar 21 g de Fe con 16 g de S hasta que se consume todo el hierro. Calcula cuánto azufre reacciona, cuánto sobra y qué masa de FeS se forma.

Reacción y datos

Fe+S→FeS
21 g inicial16 g inicial
21 g reaccionanx g reaccionany g

Se calculan x, y y la masa de azufre que queda sin reaccionar.

Solución paso a paso
Modelo
La proporción fija permite calcular la cantidad exacta que acompaña a 21 g de Fe.
Cálculo
m(S que reacciona) = 21 · 4/7 = 12 g.
Exceso
m(S que sobra) = 16 - 12 = 4 g.
Producto
m(FeS) = 21 + 12 = 33 g.
Resultado
Reaccionan 12 g de S, sobran 4 g y se forman 33 g de FeS.
Comprobación
La proporción consumida 21:12 se simplifica a 7:4. La masa inicial 21 g + 16 g = 37 g coincide con la final 33 g de FeS + 4 g de S = 37 g.

Ejercicio 33

Resuelto

Composición de un óxido

Un óxido contiene aluminio y oxígeno en proporción de masas 9:8. Si hay 34 g de óxido, calcula la masa de cada elemento.

Reacción y datos

4Al+3O2→2Al2O3
x gy g34 g

x es la masa de aluminio e y la masa de oxígeno.

Solución paso a paso
Modelo
La proporción total tiene 9 + 8 = 17 partes.
Valor de una parte
34/17 = 2 g.
Cálculo
m(Al) = 9 · 2 = 18 g. m(O) = 8 · 2 = 16 g.
Resultado
18 g de Al y 16 g de O.
Comprobación
18 + 16 = 34 g y 18:16 = 9:8.

Ejercicio 34

Propuesto

Proporción 3 a 2

A y B se combinan en proporción de masas 3:2. Calcula la masa de B que reacciona con 18 g de A y la masa de compuesto obtenida.

Reacción y datos

A+B→Compuesto
18 gx gy g
Ver resultado

Si 3 partes de A corresponden a 18 g, cada parte representa 18/3 = 6 g.

m(B) = 2 · 6 g = 12 g.

m(compuesto) = 18 g + 12 g = 30 g.

La relación 18:12 se simplifica a 3:2, como exige el enunciado.

Ejercicio 35

Propuesto

Comparación de muestras

Una muestra contiene 9 g de X y 6 g de Y. Otra contiene 15 g de X y 10 g de Y. ¿Pueden ser el mismo compuesto?

Comparación de las dos muestras

X+Y→Compuesto
9 g6 gmuestra 1
15 g10 gmuestra 2
Ver resultado

9/6 = 3/2 y 15/10 = 3/2.

Las dos muestras tienen la misma proporción de masas, por lo que podrían corresponder al mismo compuesto puro. Esa coincidencia, por sí sola, no demuestra que sean la misma sustancia.

Volver al índice

6. Cómo hallar fórmulas binarias sencillas

Con la masa de cada elemento y su masa atómica relativa, Ar, podemos hallar la proporción más sencilla de átomos. Esa expresión se llama fórmula empírica. Los valores de Ar no llevan unidad. Usaremos las masas en gramos, dividiremos sus valores numéricos entre los Ar correspondientes y compararemos los resultados. La composición por sí sola no permite conocer la fórmula molecular.

Expresa las masas en gramos y divide cada valor numérico entre el Ar de ese elemento.

Compara los resultados y simplifica hasta obtener números enteros pequeños.

Usa esos enteros como subíndices de la fórmula.

Comprueba que la proporción no puede simplificarse más.

Ampliación guiada. Trabajamos solo con compuestos binarios y relaciones enteras directas. El tratamiento de composiciones más complejas queda fuera de este cuaderno.

Ejercicio 36

Resuelto

Fórmula de un óxido de magnesio

Un compuesto contiene 24 g de Mg y 16 g de O. Usa Ar(Mg) = 24 y Ar(O) = 16 para hallar la proporción más sencilla de átomos.

Solución paso a paso
Modelo
Al comparar los cocientes obtenidos a partir de masa y Ar hallamos la proporción de átomos, no la proporción de masas.
Cálculo
Mg, 24/24 = 1. O, 16/16 = 1.
Proporción
Mg:O = 1:1.
Resultado
MgO.
Comprobación
La proporción de masas de MgO es 24:16, igual que en la muestra.

Ejercicio 37

Resuelto

Fórmula del óxido de aluminio

Un óxido contiene 54 g de Al y 48 g de O. Usa Ar(Al) = 27 y Ar(O) = 16. Determina la fórmula más sencilla del compuesto.

Solución paso a paso
Cálculo
Al, 54/27 = 2. O, 48/16 = 3.
Proporción
Al:O = 2:3.
Resultado
Al2O3.
Comprobación
La proporción de masas de Al2O3 es (2 · 27):(3 · 16) = 54:48, igual que en la muestra.

Ejercicio 38

Resuelto

Fórmula de un óxido de hierro

Un óxido de hierro puro contiene 112 g de Fe y 48 g de O. Usa Ar(Fe) = 56 y Ar(O) = 16 para determinar su fórmula más sencilla.

Solución paso a paso
Cálculo
Fe, 112/56 = 2. O, 48/16 = 3.
Proporción
Fe:O = 2:3.
Resultado
Fe2O3.
Comprobación
La proporción de masas de Fe2O3 es (2 · 56):(3 · 16) = 112:48, igual que en la muestra.

Ejercicio 39

Resuelto

Fórmula de un óxido de carbono

Un compuesto está formado por 12 g de C y 32 g de O. Usa Ar(C) = 12 y Ar(O) = 16. Determina la fórmula más sencilla del compuesto.

Solución paso a paso
Cálculo
C, 12/12 = 1. O, 32/16 = 2.
Proporción
C:O = 1:2.
Resultado
CO2.
Comprobación
La proporción de masas de CO2 es 12:(2 · 16) = 12:32, igual que en la muestra.

Ejercicio 40

Resuelto

Fórmula de un óxido de nitrógeno

Un compuesto contiene 28 g de N y 80 g de O. Usa Ar(N) = 14 y Ar(O) = 16. Determina la fórmula más sencilla del compuesto.

Solución paso a paso
Cálculo
N, 28/14 = 2. O, 80/16 = 5.
Proporción
N:O = 2:5.
Resultado
N2O5.
Comprobación
La proporción de masas de N2O5 es (2 · 14):(5 · 16) = 28:80, igual que en la muestra.

Ejercicio 41

Propuesto

Fórmula de una sal binaria

Un compuesto contiene 23 g de Na y 35,5 g de Cl. Usa Ar(Na) = 23 y Ar(Cl) = 35,5. Determina la fórmula más sencilla del compuesto.

Ver resultado

Na:Cl = (23/23):(35,5/35,5) = 1:1.

La fórmula más sencilla es NaCl. Su proporción de masas es 23:35,5, como la muestra.

Volver al índice

7. Proporciones de masa en una reacción

Algunos enunciados de 3.º ESO proporcionan directamente una relación de masas. En ese caso se puede aplicar proporcionalidad sin desarrollar todavía el método completo basado en el mol.

Relación de masas conocida

Si 16 g de CH4 producen 44 g de CO2, podemos escalar esas masas cuando reacciona por completo la cantidad indicada y hay oxígeno suficiente.

Relación obtenida de la ecuación

Más adelante, estas relaciones se deducen a partir de los moles, las masas molares y los coeficientes estequiométricos.

Idea clave. En estos ejercicios la relación de masas aparece en el enunciado. El estudio de mol y masa molar permitirá obtenerla directamente a partir de una ecuación ajustada.

Ejercicio 42

Resuelto

Dióxido de carbono al quemar metano

En la combustión completa, 16 g de CH4 producen 44 g de CO2. El oxígeno está en exceso. Calcula el CO2 obtenido al quemar 20 g de CH4.

Relación conocida y nueva cantidad

CH4+2O2→CO2+2H2O
16 gen exceso44 gno se pide
20 gen excesox gno se pide
Solución paso a paso
Datos e incógnita
16 g CH4 → 44 g CO2. 20 g CH4 → x.
Modelo
La relación entre las masas es proporcional mientras la reacción sea completa y haya oxígeno suficiente.
Cálculo
x = 20 · 44/16 = 55 g.
Resultado
55 g de CO2.
Comprobación
20/16 = 1,25 y 44 · 1,25 = 55.

Ejercicio 43

Resuelto

Comprobación completa de la combustión

En una combustión completa, 16 g de CH4 reaccionan con 64 g de O2 y forman 44 g de CO2 y 36 g de H2O. Calcula las masas de oxígeno consumido y de los productos formados cuando reaccionan por completo 20 g de CH4, con oxígeno suficiente. Comprueba Lavoisier.

Relación conocida y nueva cantidad

CH4+2O2→CO2+2H2O
16 g64 g44 g36 g
20 gx gy gz g

x, y y z son las tres masas que se calculan.

Solución paso a paso
Factor de escala
20/16 = 1,25.
Reactivos
m(O2) = 64 · 1,25 = 80 g.
Productos
m(CO2) = 44 · 1,25 = 55 g. m(H2O) = 36 · 1,25 = 45 g.
Resultado
20 g CH4 + 80 g O2 → 55 g CO2 + 45 g H2O.
Comprobación
Reactivos, 20 + 80 = 100 g. Productos, 55 + 45 = 100 g.

Ejercicio 44

Resuelto

Descomposición de 25 g de carbonato cálcico

En una descomposición completa, 100 g de CaCO3 producen 56 g de CaO y 44 g de CO2. Calcula las masas de ambos productos al descomponer por completo 25 g de CaCO3.

Relación conocida y nueva cantidad

CaCO3→CaO+CO2
100 g56 g44 g
25 gx gy g
Solución paso a paso
Factor de escala
25/100 = 0,25.
Cálculo
m(CaO) = 56 · 0,25 = 14 g. m(CO2) = 44 · 0,25 = 11 g.
Resultado
14 g de CaO y 11 g de CO2.
Comprobación
14 + 11 = 25 g.

Ejercicio 45

Resuelto

Óxido de magnesio producido

24 g de Mg forman 40 g de MgO cuando reaccionan por completo con oxígeno suficiente. Calcula la masa de MgO obtenida al reaccionar por completo 12 g de Mg.

Relación conocida y nueva cantidad

2Mg+O2→2MgO
24 gen exceso40 g
12 gen excesox g
Solución paso a paso
Proporción
24 g Mg → 40 g MgO. 12 g Mg → x.
Cálculo
x = 12 · 40/24 = 20 g.
Resultado
20 g de MgO.
Comprobación
Se ha usado la mitad de Mg y se obtiene la mitad de producto.

Ejercicio 46

Resuelto

Agua formada a partir de hidrógeno

En la reacción 2H2 + O2 → 2H2O, 4 g de H2 que reaccionan por completo producen 36 g de agua. Calcula el agua formada al reaccionar por completo 6 g de H2, con oxígeno en exceso.

Relación conocida y nueva cantidad

2H2+O2→2H2O
4 gen exceso36 g
6 gen excesox g
Solución paso a paso
Proporción
4 g H2 → 36 g H2O. 6 g H2 → x.
Cálculo
x = 6 · 36/4 = 54 g.
Resultado
54 g de H2O.
Comprobación
6 g es 1,5 veces 4 g y 54 g es 1,5 veces 36 g.

Ejercicio 47

Propuesto

Amoniaco por proporcionalidad

Según la relación de masas dada, 28 g de N2 que reaccionan por completo producen 34 g de NH3. Hay hidrógeno suficiente. Calcula el amoniaco producido cuando reaccionan por completo 21 g de N2.

Relación conocida y nueva cantidad

N2+3H2→2NH3
28 gen exceso34 g
21 gen excesox g
Ver resultado

Factor de escala = 21/28 = 0,75.

m(NH3) = 34 g · 0,75 = 25,5 g.

La masa obtenida también es tres cuartas partes de la de referencia.

Ejercicio 48

Propuesto

Oxidación del monóxido de carbono

En la oxidación completa, 28 g de CO producen 44 g de CO2. Calcula la masa de CO2 obtenida cuando reaccionan por completo 35 g de CO, con oxígeno en exceso.

Relación conocida y nueva cantidad

2CO+O2→2CO2
28 gen exceso44 g
35 gen excesox g
Ver resultado

Factor de escala = 35/28 = 1,25.

m(CO2) = 44 g · 1,25 = 55 g.

Se incorporan 55 g − 35 g = 20 g de oxígeno; 35 g + 20 g = 55 g.

Volver al índice

8. Factores que modifican la velocidad de una reacción

Una reacción puede ser rápida o lenta. A este nivel se estudia cualitativamente cómo influyen la temperatura, la concentración, la superficie de contacto y los catalizadores.

Factores que modifican la velocidad de una reacción química
FactorCambio habitualExplicación sencilla
TemperaturaAl aumentar, suele aumentar la velocidadLas partículas se mueven más y los choques eficaces son más frecuentes.
ConcentraciónAl aumentar, suele aumentar la velocidadHay más partículas reactivas en el mismo volumen.
SuperficieUn sólido triturado suele reaccionar más deprisaHay más zona de contacto disponible.
CatalizadorAumenta la velocidadFacilita un camino de reacción y se recupera globalmente.

Ejercicio 49

Resuelto

Polvo o trozo compacto

Se hacen reaccionar dos muestras de la misma masa de carbonato cálcico con ácido de igual concentración y cantidad, a la misma temperatura. Una muestra está pulverizada y la otra forma un trozo. Manteniendo iguales las demás condiciones, ¿cuál reacciona más deprisa?

Solución paso a paso
Modelo
El sólido pulverizado presenta mayor superficie de contacto con el ácido.
Resultado
La muestra pulverizada reacciona más deprisa.
Comprobación
No cambia la masa total disponible, sino la facilidad con la que las partículas pueden entrar en contacto.

Ejercicio 50

Propuesto

Cómo cambiar la velocidad

Indica el efecto habitual sobre la velocidad al cambiar solo una condición cada vez: elevar la temperatura, triturar un sólido que reacciona con un líquido, enfriar un alimento y añadir un catalizador adecuado.

Ver resultado

Elevar la temperatura suele acelerar la reacción al favorecer los choques eficaces.

Triturar el sólido reactivo aumenta la superficie de contacto y suele acelerar la reacción.

Enfriar un alimento ralentiza muchas de las transformaciones que lo alteran.

Un catalizador adecuado facilita un camino de reacción más rápido y se regenera globalmente. Acelerar no significa obtener por sí solo más producto final.

Volver al índice

9. Examen final de reacciones químicas de 3.º ESO

Tiempo recomendado 60 minutos. Material calculadora sencilla. Justifica los cálculos y escribe unidades.

Pauta Marlu. Diez preguntas de un punto. En los cálculos se valoran el planteamiento, el desarrollo y la unidad; en las cuestiones razonadas, la explicación. Comprueba primero tu respuesta y después consulta la solución.

  1. Clasifica como físico o químico: evaporar alcohol, oxidar cobre, cortar madera y quemar gas.
  2. En 2H2O2 → 2H2O + O2, identifica reactivo y productos.
  3. Ajusta Al + O2 → Al2O3 y comprueba los átomos.
  4. Reaccionan por completo 6,2 g de A con B y se obtienen 9,8 g de un único producto. Calcula la masa de B consumida.
    A+B→Producto
    6,2 gx g9,8 g
  5. Explica por qué puede disminuir la masa medida cuando una reacción desprende gas en un vaso abierto.
  6. A y B forman un único compuesto en proporción de masas 5:2. Calcula la masa de B necesaria para que reaccionen por completo 30 g de A y la masa de compuesto formada.
    A+B→Compuesto
    30 gx gy g
  7. A y B forman un único compuesto en proporción de masas 2:1. Se hacen reaccionar 10 g de A y 8 g de B hasta agotar uno de los reactivos. Calcula cuánto B reacciona, cuánto sobra y cuánto compuesto se forma.
    A+B→Compuesto
    10 g inicial8 g inicial
    10 g reaccionanx g reaccionany g
  8. Un óxido puro contiene 56 g de Fe y 16 g de O. Usa Ar(Fe) = 56 y Ar(O) = 16 para hallar su fórmula más sencilla.
  9. La descomposición completa de 100 g de CaCO3 produce 56 g de CaO. ¿Cuánto CaO se obtiene al descomponer por completo 40 g de CaCO3?
    CaCO3→CaO+CO2
    100 g56 gno se pide
    40 gx gno se pide
  10. Explica cómo afectarían a una reacción elevar la temperatura y triturar un sólido reactivo que está en contacto con un líquido, manteniendo iguales las demás condiciones.
Soluciones del examen

Examen · pregunta 1

Clasifica como físico o químico: evaporar alcohol, oxidar cobre, cortar madera y quemar gas.

Evaporar alcohol y cortar madera son cambios físicos: no se forman sustancias nuevas.

Oxidar cobre y quemar gas son cambios químicos: sí aparecen sustancias distintas.

Examen · pregunta 2

En 2H2O2 → 2H2O + O2, identifica reactivo y productos.

El reactivo es H2O2. Los productos son H2O y O2.

Los coeficientes indican proporciones; no cambian la identidad de las sustancias. H: 4 a cada lado; O: 4 a cada lado.

Examen · pregunta 3

Ajusta Al + O2 → Al2O3 y comprueba los átomos.

Igualamos el oxígeno con seis átomos a cada lado y, después, el aluminio.

4Al + 3O2 → 2Al2O3

Al: 4 = 2 · 2. O: 3 · 2 = 2 · 3. Hay 4 Al y 6 O a cada lado.

Examen · pregunta 4

Reaccionan por completo 6,2 g de A con B y se obtienen 9,8 g de un único producto. Calcula la masa de B consumida.
A+B→Producto
6,2 gx g9,8 g

La masa consumida forma el único producto.

6,2 g + m(B) = 9,8 g

m(B) = 9,8 g − 6,2 g = 3,6 g

6,2 g + 3,6 g = 9,8 g.

Examen · pregunta 5

Explica por qué puede disminuir la masa medida cuando una reacción desprende gas en un vaso abierto.

Parte del gas sale del vaso y deja de estar sobre la balanza. Disminuye la masa de la parte que se pesa, pero no desaparece materia.

Al incluir el gas que ha salido se conserva la masa total.

Examen · pregunta 6

A y B forman un único compuesto en proporción de masas 5:2. Calcula la masa de B necesaria para que reaccionen por completo 30 g de A y la masa de compuesto formada.
A+B→Compuesto
30 gx gy g

Por cada 5 g de A reaccionan 2 g de B.

m(B) = 30 g · 2/5 = 12 g

m(compuesto) = 30 g + 12 g = 42 g

30/12 = 5/2, la proporción dada.

Examen · pregunta 7

A y B forman un único compuesto en proporción de masas 2:1. Se hacen reaccionar 10 g de A y 8 g de B hasta agotar uno de los reactivos. Calcula cuánto B reacciona, cuánto sobra y cuánto compuesto se forma.
A+B→Compuesto
10 g inicial8 g inicial
10 g reaccionanx g reaccionany g

Por cada 2 g de A reacciona 1 g de B.

m(B que reacciona) = 10 g · 1/2 = 5 g

m(B sobrante) = 8 g − 5 g = 3 g

m(compuesto) = 10 g + 5 g = 15 g

10 g + 8 g = 15 g + 3 g = 18 g, contando el sobrante.

Examen · pregunta 8

Un óxido puro contiene 56 g de Fe y 16 g de O. Usa Ar(Fe) = 56 y Ar(O) = 16 para hallar su fórmula más sencilla.

Fe:O = (56/56):(16/16) = 1:1

La fórmula más sencilla es FeO. Los subíndices 1 se omiten.

Su proporción de masas, 56:16, coincide con los datos.

Examen · pregunta 9

La descomposición completa de 100 g de CaCO3 produce 56 g de CaO. ¿Cuánto CaO se obtiene al descomponer por completo 40 g de CaCO3?
CaCO3→CaO+CO2
100 g56 gno se pide
40 gx gno se pide

Factor de escala = 40/100 = 0,4

m(CaO) = 56 g · 0,4 = 22,4 g

Se usa el 40 % del CaCO3 de referencia y se obtiene el 40 % de su CaO.

Examen · pregunta 10

Explica cómo afectarían a una reacción elevar la temperatura y triturar un sólido reactivo que está en contacto con un líquido, manteniendo iguales las demás condiciones.

Elevar la temperatura suele aumentar la velocidad porque favorece los choques eficaces.

Triturar el sólido reactivo aumenta su superficie de contacto con el líquido y suele acelerar la reacción.

Se comparan los casos manteniendo iguales las demás condiciones.

10. Errores frecuentes y cómo corregirlos

Errores frecuentes en reacciones químicas y forma de corregirlos
ErrorQué está ocurriendoCorrección
Confundir cambio físico y químico por si es reversibleSe usa un criterio poco fiableComprobar si aparecen sustancias nuevas.
Cambiar H2O por H2O2 al ajustarSe modifica la identidad de la sustanciaCambiar solo coeficientes.
Sumar masas sin comprobar qué reactivo sobraSe incluye materia que no ha reaccionadoDistinguir masa inicial, masa consumida y exceso.
Aplicar Lavoisier a una parte del sistemaNo se contabiliza un gas escapadoDefinir el sistema y considerar toda la materia.
Invertir una regla de tresNo se mantienen juntas las magnitudes equivalentesEscribir primero las dos relaciones con unidades.
Usar masas como subíndicesSe confunde masa con proporción atómicaDividir antes entre la masa atómica relativa.
Intentar usar moles sin dominarlosSe utiliza un método sin comprender sus magnitudesTrabajar primero con la proporción que da el enunciado.
  • Cambio físico o químico: decide si aparecen sustancias nuevas, no si es reversible.
  • Al ajustar, cambia coeficientes; conserva los subíndices y la identidad de las sustancias.
  • Suma solo las masas consumidas; separa el sobrante de los productos.
  • En un sistema abierto, incluye el gas que entra o sale al comprobar Lavoisier.
  • En proporcionalidad, coloca juntas las cantidades equivalentes y conserva sus unidades.
  • Para una fórmula sencilla, compara los valores masa/Ar; las masas no son los subíndices.
  • Si no manejas el mol, usa aquí la relación de masas que proporciona el enunciado.

11. Recursos relacionados

Elige la continuación según la dificultad que necesites trabajar.

Formulación inorgánicaPara escribir y nombrar los compuestos antes de ajustar.Ajuste algebraicoPara ecuaciones que requieren un método sistemático con letras.Mol y masa molarPara relacionar masa, cantidad de sustancia y número de partículas.Estequiometría de 1.º de BachilleratoPara profundizar en cálculos con moles, disoluciones, rendimiento y reactivo limitante.

12. Preguntas frecuentes

¿Qué diferencia hay entre un cambio físico y uno químico?

En un cambio físico se mantienen las sustancias. En un cambio químico aparecen sustancias nuevas porque los átomos se reorganizan.

¿Por qué no se pueden cambiar los subíndices al ajustar?

Porque un subíndice forma parte de la fórmula. Modificarlo transforma una sustancia en otra diferente.

¿Cuándo se aplica la ley de Lavoisier?

En cualquier reacción química. Para comprobarla con una balanza hay que medir un sistema que incluya todos los reactivos y productos.

¿Qué diferencia hay entre Lavoisier y Proust?

Lavoisier relaciona la masa total de reactivos y productos. Proust establece que los elementos de un compuesto puro mantienen una proporción fija de masas.

¿Estos ejercicios son estequiometría?

Son cálculos estequiométricos introductorios mediante relaciones de masas dadas. Este cuaderno no desarrolla el método del mol ni los problemas completos de rendimiento o reactivo limitante; esos métodos tienen sus recursos específicos.

¿Cómo se calcula el CO2 obtenido al quemar metano?

Aquí usamos una relación de masas dada en el enunciado y suponemos combustión completa con oxígeno suficiente. Para deducir esa relación a partir de la ecuación ajustada se emplean el mol y las masas molares.

13. Revisa tu procedimiento

Elige dos ejercicios que quieras repetir. Anota qué cambias después de corregirlos y comprueba el segundo intento sin mirar la solución.

Seguimiento de dos ejercicios elegidos
EjercicioPrimer intentoQué corrijoSegundo intento y comprobación

Biblioteca Marlu Educativa®. Explicaciones y ejercicios para entender, practicar y comprobar cada paso.

Marlu Educativa® es una marca registrada. En la medida de los derechos que Marlu puede conceder, se autoriza al profesorado de centros de enseñanza reglada públicos, concertados o privados y a dichos centros a usar, imprimir y compartir este material o selecciones de ejercicios con su alumnado, en el aula y en aulas virtuales restringidas, sin cobrar por el material y conservando atribución, marca, avisos y enlaces.

Las academias de apoyo, empresas de formación no reglada y profesionales que impartan clases particulares remuneradas requieren autorización expresa para utilizar estos materiales en su actividad.

La venta, reedición, adaptación y redistribución pública requieren autorización. Se respetan las licencias de terceros y los usos permitidos por la ley.

Todos los derechos reservados salvo los usos aquí autorizados y los legalmente permitidos.

Último post
Cantidad de movimiento, impulso y choques en 1.º Bachillerato y Universidad con 45 ejercicios resueltos
Back to list
Siguiente Cinética química 2.º Bachillerato y PAU/EBAU: 68 ejercicios resueltos