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Reacciones químicas 3.º ESO | Teoría y ejercicios resueltos

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Reacciones químicas de 3.º ESO con ecuación de combustión, modelos moleculares y balanza de conservación de la masa

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.

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

38ejercicios resueltos
12propuestos
8bloques de práctica
60 minsimulacro final
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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. Las partículas no se esfuman. 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
Triturar tiza, físico. Quemar papel, químico. Mezclar arena y agua, físico. Cocinar un huevo, químico.
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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 para formar dos moléculas de agua sin perder átomos. Reactivos Productos 2H₂ + O₂ 2H₂O
Los átomos no desaparecen. Cambian de agrupación y forman sustancias nuevas.

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. b) Verdadera. c) Falsa. d) Verdadera.

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.
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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 y dicen cuántos átomos hay en cada partícula. 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
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3.

Ejercicio 16

Propuesto

Combustión del metano

Ajusta CH4 + O2 → CO2 + H2O.

Ver resultado
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O.
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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 total de reactivos = masa total de productos
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 de 10,0 g de CaCO3 se descompone y forma 5,6 g de CaO. Calcula la masa de CO2.

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

Al descomponerse 51 g de H2O2 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. En uno, el matraz está cerrado con un globo. En otro, está abierto. Predice qué marcará la balanza.

Solución paso a paso
Modelo
La masa se conserva siempre, pero la balanza solo mide la materia que permanece sobre ella.
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
Puede deberse a incertidumbre de la balanza, una pequeña fuga, gotas adheridas o manipulación.
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: 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
a) 18 g. b) 16 g. c) 7,5 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
3,2 g de oxígeno.
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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.

Proporciones definidas en dos muestras Dos muestras de un mismo compuesto mantienen la misma relación de masas aunque tengan distinto tamaño. Muestra 1 12 g de C 32 g de O Muestra 2 6 g 16 g La proporción es la misma 32/12 = 16/6
La cantidad total puede cambiar, pero un compuesto puro mantiene la misma proporción de masas.
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→CO2
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
Sí. Ambas tienen la misma proporción de masas.
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 se combinan en proporción 7:4. Se mezclan 21 g de Fe con 16 g de S. Calcula cuánto azufre reacciona, cuánto sobra y cuánta 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 y 21 g + 12 g = 33 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
12 g de B y 30 g de compuesto.

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
Sí. En ambas muestras X:Y = 3:2.
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6. Cómo hallar fórmulas binarias sencillas

Si conocemos la masa de cada elemento y su masa atómica relativa, podemos deducir la proporción más sencilla de átomos. El procedimiento consiste en dividir cada masa entre su masa atómica y simplificar los valores obtenidos.

Para seguir aprendiendo. La escritura y el nombre de compuestos se desarrollan con más detalle en formulación inorgánica.

Divide la masa de cada elemento entre su masa atómica relativa.

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.

Importante. Aquí solo aparecen compuestos binarios con relaciones enteras directas. Las fórmulas con tres elementos, hidratos o decimales difíciles pertenecen a cursos posteriores.

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
Dividimos cada masa entre la masa atómica relativa para obtener cantidades comparables.
Cálculo
Mg, 24/24 = 1. O, 16/16 = 1.
Proporción
Mg:O = 1:1.
Resultado
MgO.
Comprobación
Los subíndices 1 no se escriben.

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.

Solución paso a paso
Cálculo
Al, 54/27 = 2. O, 48/16 = 3.
Proporción
Al:O = 2:3.
Resultado
Al2O3.
Comprobación
2 y 3 ya forman la proporción entera más sencilla.

Ejercicio 38

Resuelto

Fórmula de un óxido de hierro

Una muestra contiene 112 g de Fe y 48 g de O. Usa Ar(Fe) = 56 y Ar(O) = 16.

Solución paso a paso
Cálculo
Fe, 112/56 = 2. O, 48/16 = 3.
Proporción
Fe:O = 2:3.
Resultado
Fe2O3.
Comprobación
La fórmula expresa la proporción mínima 2 a 3, no las masas empleadas.

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.

Solución paso a paso
Cálculo
C, 12/12 = 1. O, 32/16 = 2.
Proporción
C:O = 1:2.
Resultado
CO2.
Comprobación
La proporción de átomos es 1 C por cada 2 O.

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.

Solución paso a paso
Cálculo
N, 28/14 = 2. O, 80/16 = 5.
Proporción
N:O = 2:5.
Resultado
N2O5.
Comprobación
2 y 5 no pueden simplificarse.

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.

Ver resultado
NaCl, porque 23/23 = 1 y 35,5/35,5 = 1.
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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 sabemos que 16 g de CH4 producen 44 g de CO2, cualquier otra cantidad puede calcularse por proporcionalidad.

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

Para 16 g de CH4 reaccionan 64 g de O2 y se forman 44 g de CO2 y 36 g de H2O. Calcula todas las masas para 20 g de CH4 y 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

100 g de CaCO3 producen 56 g de CaO y 44 g de CO2. Calcula los productos obtenidos a partir de 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 hay oxígeno suficiente. Calcula la masa de MgO obtenida a partir de 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 producen 36 g de agua. Calcula el agua formada a partir de 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

28 g de N2 producen 34 g de NH3 cuando el hidrógeno está en exceso. Calcula la masa de NH3 obtenida con 21 g de N2.

Relación conocida y nueva cantidad

N2+3H2→2NH3
28 gen exceso34 g
21 gen excesox g
Ver resultado
25,5 g de NH3.

Ejercicio 48

Propuesto

Oxidación del monóxido de carbono

28 g de CO producen 44 g de CO2. Calcula la masa de CO2 obtenida a partir de 35 g de CO.

Relación conocida y nueva cantidad

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

La misma masa de carbonato cálcico reacciona con el mismo ácido. En un caso está pulverizada y en otro forma un trozo. ¿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 esperado de estas acciones: elevar la temperatura, triturar un sólido, enfriar un alimento y añadir un catalizador adecuado.

Ver resultado
Elevar la temperatura y triturar suelen aumentar la velocidad. Enfriar la disminuye. Un catalizador aumenta la velocidad sin consumirse globalmente en la reacción.
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9. Examen final de reacciones químicas de 3.º ESO

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

  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. Se forman 9,8 g de producto al reaccionar 6,2 g de A con B. 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 se combinan en proporción 5:2. Calcula la masa de B necesaria para 30 g de A y la masa de compuesto.
    A+B→Compuesto
    30 gx gy g
  7. A y B se combinan en proporción 2:1. Se mezclan 10 g de A y 8 g de B. 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 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. 100 g de CaCO3 producen 56 g de CaO. ¿Cuánto CaO se obtiene con 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.
Soluciones del examen
  1. Físico, químico, físico, químico.
  2. Reactivo H2O2. Productos H2O y O2.
  3. 4Al + 3O2 → 2Al2O3.
  4. 9,8 - 6,2 = 3,6 g.
  5. El gas abandona el sistema que permanece sobre la balanza.
  6. 12 g de B y 42 g de compuesto.
  7. Reaccionan 5 g de B, sobran 3 g y se forman 15 g de compuesto.
  8. FeO.
  9. 22,4 g de CaO.
  10. Ambas acciones suelen aumentar la velocidad.

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 salta a un método de nivel superiorTrabajar primero con la proporción que da el enunciado.

11. Recursos relacionados

Estos temas permiten reforzar la escritura de compuestos, el ajuste de ecuaciones y los cálculos químicos que se desarrollan a continuación.

Formulación inorgánica
Fórmulas y nombres Ajuste algebraico
Método con letras Mol y masa molar
Cantidad de sustancia Estequiometría
Cálculos de reacciones

El curso cero de Física y Química reúne unidades, formulación, ajuste y cálculo químico en una práctica conjunta.

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 una introducción mediante proporcionalidad. La estequiometría completa utiliza moles, masas molares y relaciones entre coeficientes, y se estudia en cursos posteriores.

¿Cómo se calcula el CO2 obtenido al quemar metano?

En 3.º ESO puede usarse una relación de masas dada en el enunciado. En Bachillerato se obtiene mediante la ecuación ajustada, el mol y las masas molares.

Referencias

Para ampliar el tema pueden consultarse el currículo básico de ESO, el material de cambios químicos y reacciones simples del INTEF y el cuadernillo de Química de 3.º ESO de Castilla y León.

José María · Marlu Educativa. Material de reacciones químicas para 3.º ESO con explicación, práctica progresiva y comprobación de resultados.

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