INSTITUCIÓN EDUCATIVA TÉCNICO INDUSTRIAL

BLAS TORRES DE LA TORRE

ITIDA – AÑO ESCOLAR 2020

GUÍA DE APRENDIZAJE INSTITUCIONAL GUÍA No. 1

ÁREA, ASIGNATURA O DIMENSIÓN: PERÍODO:

Ciencias Naturales y Educación Ambiental, Química. Cuarto

DOCENTE: FRANCISCO JOSÉ MATURANA TERÁN. GRADO Decimo

Correo Curso:

ESTUDIANTE: Octubre 14/ 2021

ESTA GUIA ESTÁ DISEÑADA PARA QUE LA TRABAJES EN 8 HORAS.

OBJETIVOS DE APRENDIZAJE: Comprobar la ley de la conservación de la materia o ley de

Lavoisier.
Realizar con habilidades y destrezas problemas o cálculos
químicos.
Determinar que sustancia actúa como reactivo límite o en
exceso.

TEMA: ESTEQUIOMETRIA.

INFORMACIÓN SOBRE EL CONTENIDO:

CALCULOS QUÍMICOS.

Cada vez que los químicos trabajan con sistemas de reacciones se hacen preguntas como: ¿qué cantidad de
cada reactivo debe emplearse y dejarse reaccionar para producir la cantidad deseada de producto?, ¿qué
ocurre si en el sistema de reacción se coloca una cantidad mayor de un reactante que del otro?
Pues bien, vamos a responder algunas de estas preguntas, aplicando para ello los conceptos expuestos en
este tema

1.1 CÁLCULOS BASADOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Las relaciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones de moléculas, de moles y de
masas, así como de volúmenes cuando están implicados gases. Mediante el ejemplo que se presenta a
continuación se ilustra la clase de información que puede inferir sea partir de una ecuación química. La
reacción muestra la oxidación del dióxido de azufre:

2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g)

Observemos ahora la información que se puede inferir a partir de la ecuación anterior. De la información se
deduce que una ecuación química balanceada, contiene la información necesaria para predecir cuál será la
cantidad de reactivo que se necesita para preparar una cierta cantidad de producto, o bien, cuánto producto
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se obtiene a partir de cierta cantidad de reactivo. Estos cálculos que se pueden realizar con las reacciones
químicas se denominan cálculos estequiométricos y se basan en las leyes ponderales.

1.2 LEYES PONDERALES

Antoine Laurent de Lavoisier, fue el primer químico que comprendió la importancia de la medida en el
estudio de las transformaciones químicas. Realizó cuidadosas mediciones con la balanza y obtuvo la
información necesaria para proporcionar una explicación correcta de reacciones en las cuales, metales como
el mercurio o el cobre se calentaban en presencia de aire.

1.2.1 Ley de la conservación de la masa

Lavoisier generalizó sus resultados a todas las reacciones químicas, enunciando la llamada ley de la
conservación de la masa, que puede formularse de la siguiente manera:
En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los
productos de la reacción.

1.2.2 Ley de las proporciones definidas

Cuando se hacen reaccionar dos elementos químicos para formar un determinado compuesto, dichos
elementos siempre reaccionan en la misma proporción (2 g de hidrógeno por cada 16 g de oxígeno forman un
mol de agua), de tal manera que si uno de estos elementos se encuentra en exceso con relación al otro, este
exceso no tomará parte en la transformación. Esta proporción se mantiene a pesar de que se prepare el
compuesto por diferentes procedimientos. Así, podemos preparar agua combinando directamente hidrógeno y
oxígeno, o bien podemos obtenerla como uno de los productos de la combustión de la madera. Tanto en un
caso como en el otro, la proporción en la que se combinan el hidrógeno y el oxígeno siempre es la misma.
Los hechos anteriores se resumen en la llamada ley de las proporciones definidas o ley de las
proporciones constantes, enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust:
Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes
e independientes del proceso seguido para su formación.

1.2.3 Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Proust y muchos químicos de su época encontraron compuestos formados por los mismos elementos, que
tenían distinta composición. Por ejemplo, encontraron dos óxidos de cobre:

Óxido Porcentaje de cobre Porcentaje de oxígeno

I 88,83% 11,17%
II 79,90% 20,10%

Las relaciones entre las masas son:

Óxido de cobre I: Cobre / Oxigeno = 88,83/ 79/90 = 7,953

Óxido de cobre II: Cobre / Oxigeno = 79,90 / 20,10 = 3,975

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Esto hacía pensar que la ley de Proust había fallado, sin embargo, no era así, pues se trata de dos
compuestos diferentes, dos óxidos de cobre de aspecto y propiedades diferentes y hay que recordar que esa
ley sí se cumple pero para un mismo compuesto dado. John Dalton resolvió esta inquietud al demostrar en el
laboratorio que, haciendo reaccionar cobre con oxígeno en diferentes condiciones, se obtenían dos óxidos de
cobre diferentes y comprobó que, dependiendo de las condiciones, dos o más elementos pueden combinarse
de manera distinta. Cuantitativamente verificó que, en unas condiciones dadas, reaccionaba 1 g de oxígeno
con 3,98 g de cobre para dar 4,98 g del óxido de cobre II, mientras que en otras condiciones 1 g de oxígeno
reaccionaba con 7,96 g de cobre para dar 8,98 g de óxido de cobre I.

Dalton se sorprendió al comprobar que la reacción entre las masas de cobre que reaccionaban con 1 g de
oxígeno para formar dos compuestos distintos, resultó ser 2:1, una relación entre números enteros. Para
evitar que hubiera sido una casualidad demostró en el laboratorio que en otros casos (óxidos y sales) ocurría
lo mismo, siempre se obtenían relaciones de números enteros sencillos. Con esta información dedujo la ley
de las proporciones múltiples que se enuncia así:

“Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar
varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.”

1.2.4 Ley de Gay-Lussac o ley de los volúmenes de combinación.

Muchos de los compuestos y elementos que manejaban los químicos en sus experiencias al final del siglo
XVIII y comienzos del XIX eran gases. Debido a que era más fácil medir el volumen de un gas que pesarlo,
estudiaban con más frecuencia las relaciones de volumen. Al hacer reaccionar, por ejemplo, un volumen de
oxígeno con dos volúmenes de Hidrógeno, se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, siempre y cuando
los volúmenes de los gases se midieran a la misma presión y temperatura. Joseph Gay-Lussac, demostró
que la observación anterior se cumplía para todas las reacciones en la que intervenían gases. En 1808,
enunció así su conocida ley de los volúmenes de combinación:

En las reacciones químicas en las que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y
los volúmenes de las que se obtienen de la reacción están en una relación de números enteros sencillos,
siempre y cuando la presión y la temperatura permanezcan constantes.

Por ejemplo, el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos se combinan para formar amoniaco. La relación de los
volúmenes de nitrógeno, hidrógeno y amoniaco siempre es de 1:3:2. Esto es, por cada unidad de volumen de
nitrógeno se combinarán 3 unidades de volumen de hidrógeno y se formarán 2 unidades de volumen de
amoniaco.

La estequiometria se fundamenta en ecuaciones balanceadas que nos permitan realizar cálculos químicos
utilizando factores molares como Mol –Mol, Mol – Masa y Masa – Masa y estudia las relaciones molares y de
masa que se dan entre las sustancias que intervienen en una reacción química.
Los cálculos químicos son de mucha importancia gracias a que se realizan en los análisis químicos y para
producir sustancias químicas utilizadas como materias primas o como productos finales. Aunque parezca
extraño, realizamos cálculos químicos cada vez que tenemos en cuenta la cantidad de ingredientes que
necesitamos para preparar un alimento.

En toda ecuación química, tenemos la información de productos y reactivos. Esta nos permite predecir la
cantidad de reactivo que se va a consumir o la cantidad de sustancia que se va a producir. Las cantidades de
productos siempre van a estar relacionadas con las cantidades de reactivos empleados.
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En conclusión, podemos realizar cálculos estequiométricos a partir de ecuaciones balanceadas, teniendo en

cuenta relaciones mol-mol mol –masa y masa –masa y volúmenes.

Para realizar cálculos estequiométricos se recomienda trabajar las cantidades de reactivos y productos en
moles, Para lo cual se debe recordar y utilizar el siguiente factor de conversión:
El peso molecular (masa molecular) = masa en gramos/ mol de sustancia

Masa sustancia gr x (mol de sustancia / masa molecular gr) = mol de sustancia.

LAS ACTIVIDADES A REALIZAR PARA AFIANZAR EL CONOCIMIENTO: (Ejercicios)

EJEMPLO:

Calculemos el número de moles que hay en 245,9 gramos de Ácido Sulfúrico (H 2SO4)

Sabemos que el peso molecular del ácido es 98 gramos/mol

245,9 gr H 2SO4 x 1 mol H 2SO4 / 98gr HSO4 = 2,51mol H2SO4

CALCULOS MOL – MOL.

Podemos realizar estos cálculos teniendo en cuenta los moles de los reactivos y lo moles de los productos, para lo cual
cuando se conocen los moles que participan en una reacción y la cual está balanceada, establecemos una relación
molar entre reactivos y productos .Para resolver problemas de este tipo se siguen los siguientes pasos :
1. Se plantea y balancea la ecuación.
2. Se calculan las moles de cada una de las sustancias involucradas en el problema, en el caso de que estén
expresadas en gramos.
3. Establecemos la relación molar entre los reactivos y los productos, de acuerdo con los datos del ejercicio.

EJERCICIO 1.

Uno de los componentes de la gasolina es el octano y su combustión produce gas carbónico, agua y calor (R.
Exotérmica), de acuerdo con la siguiente ecuación:

2 C 8 H18 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g)

Octano + Oxigeno calor Dióxido de carbono + Agua

Cuando se quema una muestra de gasolina que contiene 38,5 moles de octano, ¿cuantos moles de gas carbónico se
producen y cuantos moles de agua se forman en la combustión?

Solución: planteamos y balanceamos la ecuación:

2 C8H18 (I) + 25O2 (g)  16CO2 (g) + 18 H2 0(g)

Establecemos el factor molar, teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos:

2 moles de Octano -------------------- 16 moles de CO 2

35 moles de Octano ------------------ x

38,5 moles de C8H18 x 16 moles de CO2 / 2 moles de C8H18 = 308 moles de CO2

Se producen 308 moles de CO2 cuando se queman 38,5 Moles de C8H18

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2 moles de Octano ---------------- 18 moles H2O

38,5 moles de Octano ------------- x

38,5 moles de C8H18 x 18 moles de H20 / 2 Moles de C8H18 = 346,5 moles de H20

2. Calcular el número de moles de sulfuro plumboso (PbS), galena, que pueden oxidar 7,8 gramos de oxígeno, para
producir oxido plumboso (PbO) y oxido sulfuroso (SO2).

Solución: planteamos y balanceamos la ecuación:

2 PbS(s) + 3 02(g)  2 PbO(s) + 2 SO2 (g)

Calculamos el número de moles presentes en 7,8 g de oxígeno (O 2):

7,8g de O2 x (1 mol de O2) / 32 gramos O2 = 0,24 moles de O2

Establecemos el factor molar:

0,24 moles de O2 x (2 moles de Pb0) / (3 mol de O2) = 0,16 moles de Pb0

•Se obtienen 0,16 moles de PbO cuando 7,8 g de O2 oxidan el PbS.

CALCULO MASA – MASA.

En este tipo de cálculos químicos, las cantidades de las sustancias se expresan en gramos; estos cálculos son
conocidos como relación masa-masa. Para resolver este tipo de cálculos, se convierten a moles las cantidades de las
sustancias; se establece la relación molar entre ellas y, por último, se convierten los moles a gramos para dar la
respuesta.

Para resolver ejercicios que requieren cálculos masa-masa, aplicamos los siguientes pasos:

• Plantear y balancear la ecuación que representa la reacción.

• Determinar las masas moleculares de las sustancias que intervienen en el cálculo.

• Establecer la relación molar de acuerdo con los coeficientes estequiométricos.

• Convertir a gramos las cantidades de sustancias expresadas en moles.

A continuación, encuentras un ejemplo de cómo realizar los cálculos masa-masa.

El ácido nítrico (HNO3) se emplea para producir el explosivo trinitrotolueno (TNT). La ecuación que nos representa esta
reacción es:

H2SO4

C7H8 + HNO3  C7H5N3O6 + H20

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Calcular los gramos de TNT que se producen al hacer reaccionar 500 g de tolueno del 100% de pureza con la
cantidad suficiente de ácido nítrico (HNO 3), ácido sulfúrico y calor.

Solución: planteamos y balanceamos la ecuación:

C7H8 + 3 HNO3  C7H5N3O6 + 3H20

Calculamos las masas moleculares del tolueno y del TNT:

Masa molecular del tolueno (C7H8) = 92 g/mol.

Masa molecular del TNT (C7H8N3O8) = 227 g/mol.

Determinamos el número de moles del tolueno (C7H8):

500 gr. de Tolueno (C7H8) x (1 mol de C7H8) / (92 gr. de C7H8) = 5.43 moles de C7H8

Establecemos el factor molar entre el tolueno (C 7H8) y el TNT (C7H8N3O8), teniendo en cuenta los coeficientes
estequiométricos:

5.43 moles de C7H8 x (1 mol de TNT / 1 mol de C7H8) = 5.43 moles de TNT

Como la respuesta debe expresarse en unidades de masa (g), convertimos los moles de TNT a gramos:

5.43 moles de TNT x (227 gr de TNT/ 1 mol de TNT) = 1232,6.g de TNT

Se producen 1232,6.g de TNT al reaccionar 500 g de tolueno (C 7H8).

CÁLCULOS MOL -MASA

Pueden efectuarse cálculos estequiométricos cuando unas cantidades de sustancias expresan en moles y otras en
masa; este tipo de relaciones se conocen como mol-masa o, también, masa-mol. Para realizar esta serie de
conversiones, se convierte, primero, la masa de la sustancia a moles, empleando la masa molecular y, luego, se siguen
los pasos descritos en los casos anteriores.

Veamos algunos ejemplos para realizar los cálculos mol-masa.

1. El amoníaco se oxida a 850 °C en presencia de platino; produciendo monóxido de nitrógeno (NO) y agua en el proceso
Ostwald. Si se oxidan 5,8 moles de amoniaco, ¿cuantos gramos de NO se producen?

Solución: planteamos y balanceamos la ecuaci6n:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g)  4NO (g) + 6 H2O (g)

Hallamos las masas moleculares del NH3 y del NO:

Masa molecular del NH3 = 17 g/mol.

Masa molecular del NO = 30 g/mol.

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Hallamos los moles de NO, estableciendo el factor molar:

5.8 moles de NH3x (4 moles de NO / 4 moles de NH3) = 5.8 moles de NO.

Convertimos los moles de NO a gramos para dar la respuesta:

5.8 moles de NO x (30 gr. de NO / 1 mol de NO) = 174 gr. de NO

Respuesta: Se producen 174 gramos de NO cuando se oxidan 5,8 moles de NH 3.

2. La termita es una mezcla de aluminio y óxido de hierro, empleada para soldar las vías de los ferrocarriles, debido a
que se libera gran cantidad de calor cuando comienza la reacción. En ella, se calienta el aluminio y el óxido de hierro (III)
para producir oxido de aluminio y hierro fundido. ¿Cuantos moles de aluminio y de óxido férrico se necesitan para
obtener 300 g de hierro fundido?

Planteamos y balanceamos la ecuación (observa que es un proceso redox):

2Al(s) + Fe2O3 (s)  A1 2 O 3 (s) + 2 Fe (s)

Calculamos la masa molecular del hierro:

Masa molecular del hierro = 55,85 g/mol.

Hallamos los moles de Fe:

300 gr. de Fe x (1 mol de Fe / 55.85 gr. de Fe) = 5.37 moles de Fe

Aplicamos el factor molar para calcular los moles de aluminio requeridos, teniendo en cuenta los coeficientes
estequiométricos de la ecuación:

5.37 moles de Fe x (2 moles de Al / 2 moles de Fe) = 5,37 moles de Al

Calculamos ahora los moles de Fe2O3, aplicando también el factor molar, de acuerdo con la ecuación balanceada:

5.37 moles de Fe x (1 mol de Fe2O3 / 2 mol de Fe) = 2,68 moles de Fe2O3

Respuesta: se necesitan 5,37 moles de Al y 2,68 moles de Fe 2O3 para obtener 300 g de hierro fundido.

3. El cloroformo (triclorometano) es un compuesto orgánico utilizado como anestésico de rápida acción; se vuelve
peligroso cuando, en presencia do oxígeno, se descompone para formar ácido clorhídrico y fosgeno (cloruro de
carbonilo); este último resulta ser un gas mortífero.,

a. ¿Cuantos gramos de fosgeno se forman cuando se descomponen 15 moles de cloroformo?

b. ¿Si se obtienen 30 g de ácido clorhídrico, 4cuantos moles de cloroformo reaccionaron?

Planteamos y balanceamos la ecuación:

2 CHCl3 (I) + O2 (g)  2 C0CL2 (g) + 2 HCL (g)

Cloroformo Oxigeno Fosgeno ácido clorhídrico

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Calculamos las masas moleculares del cloroformo, del fosgeno y del ácido clorhídrico:

Masa molecular del CHCL3 = 119,5 g/rnol.

Masa molecular del COCL2 = 99 g/mol.

Masa molecular del HCL = 36,5 g/mol.

a. Calculamos el número de moles de COCL2, de acuerdo con el factor molar:

15 moles de CHCL3 x (2moles de COCL2 / 2moles de CHCL3) = 15 moles de COCL2

Calculamos los gramos de COCL2 presentes en los 15 moles de COCL3:

15 moles de COCL2 x (99 gr de COCL2 / 1 mol de COCL2) = 1485 gr de COCL2

Se obtienen 1485 gr de COCL2 a partir de la descomposición de 15 moles de CHCL 3

b. Calculamos los moles de HCL presentes en 30 g de HCL:

30 g de HCL x (1 mol de HCl / 36,5 gr de HCl) = 0,82 moles de HCl

Calculamos los moles de CHCL3 mediante el factor molar y teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos:
0,82 moles de HCl x (2 moles de CHCL 3 / 2 moles de HCl) = 0,82 moles de CHCL3

Reaccionaron 0,82 moles de CHCL 3 para producir 30 g de HCL,

LAS ACTIVIDADES A REALIZAR PARA AFIANZAR EL CONOCIMIENTO: (Ejercicios) Realizaras una lectura
crítica sobre la temática, en la clase sincrónica asignada que será obligatoria aclararas dudas, observaras dos
videos explicativos y por último estarás preparado para aplicar el taller propuesto.

EVALUACIÓN DE LO QUE APRENDÍ: (Taller de aplicación)

Actividad I.

I .Una ecuación química balanceada contiene la información necesaria para predecir cuál será la cantidad de reactivo
que se requiere para preparar una determinada cantidad de producto, o para establecer cuánto producto se obtiene a
partir de cierta cantidad de reactivo. Estos cálculos se pueden realizar basados en las leyes ponderales.

a) ¿Qué establecen las leyes ponderales? Da un ejemplo para cada caso.

b) ¿Quién estableció la ley de las proporciones definidas?
c) ¿Quién fue el creador de la balanza? Explica el funcionamiento de este instrumento de medición.

II. Define los siguientes términos:

a) Coeficiente estequiométrico
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b) Reactantes o reactivos
c) Productos
d) Reactivo límite

III. Completa los siguientes enunciados:

a) El reactivo en _______________ es la sustancia de la que sobra determinada cantidad, al terminar la reacción
química.

b) Un ejemplo de las leyes ponderales es la ley de _____________________

c) Las sustancias iniciales en un proceso químico se denominan _________________

d) La ley de las proporciones múltiples establece que _________________________________________________

e) El reactivo que se consume totalmente en una reacción se llama _______________________________

IV.3 Establece algunas diferencias entre:

a) Rendimiento real y rendimiento teórico.

b) Reactantes y productos.

c) Coeficientes estequiométricos y masas molares.

d) Reactivo límite y reactivo en exceso.

V4 Explica mediante algunos ejemplos específicos:

a) La ley de las proporciones definidas.

b) La ley de las proporciones múltiples.
c) La ley de los volúmenes de combinación.

ACTIVIDAD 2.

Realiza los siguientes ejercicios de cálculos estequiométricos.

1. El ácido Clorhídrico es producido comercialmente por la reacción de la sal de cocina o cloruro de Sodio con el ácido
sulfúrico:

2 Na Cl + H2SO4  Na SO4 + 2 HCl

¡Cuántas moles y gramos de HCl pueden producirse a partir de 375 gramos de ácido sulfúrico?

2. Dada la siguiente ecuación química:

3Cu + 8 HNO3  3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

Calcular:
a. Moles de NO formadas a partir de 1,8 moles de Cu.
b. Gramos de Agua formados por 1,5 moles de HNO3.
c. Masa de Cu necesaria para preparar 180 gramos de Cu (NO 3)2.
d. Moles de HNO3 necesarios para preparar 0,75 gramos de Cu (NO3)2.
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AUTOEVALUACIÓN:

Bueno Adecuado Puedo mejorar

Me he comprometido con el trabajo en

casa.
Mi actitud hacia las actividades ha
sido buena.
Me he esforzado en superar mis
dificultades.
Me siento satisfecho/a con el
trabajo realizado.
He cumplido oportunamente con
mis trabajos.

Bibliografía o Referencias: https://youtu.be/QDTn__99GpI Conceptos básicos de estequiometria.

https://youtu.be/5PRlN2k-uG8 Estequiometria. Resolución de Problemas.
Química @1. Grupo Editorial Norma
Hipertexto 1. Santillana

Leo y analizo el material de apoyo suministrado para esta clase.

Para comprender…
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¡Man
os a
la
obra!
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