Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior De Ingeniería Química E

Industrias Extractivas

Departamento De Formación Básica

Academia De Química
Laboratorio De Química General

Práctica No. 9 “Estequiometria”

Nombre del alumno: Pérez Téllez Carolina

Grupo: 1MM11

Sección: B

Nombre del profesor: MEV Irma Rodríguez Hernández

Objetivos:
Objetivo general:

 Aplicar el principio de conservación de la masa en los cálculos estequiométricos

relacionados con compuestos y reacciones químicas.
Objetivos particulares:

 Identificar los conceptos fundamentales y metodológicos involucrados en los

cálculos estequiométricos
 Escribir la ecuación química balanceada y calcular el balance de masa de una
reacción química
 Constatar la importancia del balance de masa en la formación y ejercicio
profesional del ingeniero químico.
Introducción
La estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre
las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos). Las
relaciones pueden ser: entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre
productos.
mol-mol
mol-gramos
gramos-gramos
mol-volumen
volumen-gramos
volumen-volumen

Donde algo que tenemos que ter bien claro es lo que es una mol así que la definición
teórica de mol es el número de átomos contenidos en 12 gramos de carbono, masa
atómica del elemento. Es decir, una mol de carbono contiene 6,022 x 1023 átomos. Este es
el número de Avogadro. De aquí se extiende que la mol es la medida que expresa la
cantidad de 6,022 x 1023 unidades de una sustancia:

 Una mol de H2O contiene 6,022 x 1023 moléculas de agua;

 Una mol de huevos contiene 6,022 x 1023 huevos;
 Una mol de aluminio contiene 6,022 x 1023 átomos del elemento.

Así una mol equivale a la masa en gramos de dicha sustancia:

 Una mol de agua tiene una masa de 18 gramos;

 Una mol de aluminio tiene una masa de 26,98 gramos;
 Una mol de mercurio tiene una masa de 200,6 gramos.

Las relaciones pueden ser: entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre
productos.
En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes:
Los reactantes que se consumen para dar lugar a los productos.
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de
los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y
otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley
de conservación de la masa que implica dos leyes siguientes.

 La conservación del número de átomos de cada elemento químico;

 La conservación de la carga total.
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y
productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación. Y están
determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
Balancear la ecuación
Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción
química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente en el curso de la reacción y por
tanto debe respetar las leyes de conservación del número de átomos y de la carga total.
Donde balancear es la operación que permite representar en una ecuación en número
exacto de átomos, moléculas o moles que participan en una reacción, ya sea como
reactantes o productos. Es muy importante identificar los dos tipos de números que
existen en una ecuación química: grandes, llamados coeficientes y enteros; y pequeños,
llamados subíndices.
Para respetar estas reglas se pone delante de cada especie química un número
llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada
(se puede considerar como el número de moléculas/átomos/iones o moles, es decir la
cantidad de materia que se consume o se forma)
Ejemplo:
En la reacción de combustión de metano (CH4) este se combina con oxígeno
molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O).

La reacción sin ajustar será:

CH4+O2-->CO2+H2O

Esta reacción no es correcta porque no cumple la ley de conservación de la Materia; para

el elemento hidrógeno (H) por ejemplo, hay 4 átomos en los reactantes y solo 2 en los
productos. Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada
compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.

De esta manera si se pone un 2 delante del H2O

CH4+O2-->CO2+2H2O

se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H) pero no para el oxígeno
(O), que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O2 en los reactantes

CH4+2O2-->CO2+2H2O

y se obtiene la reacción ajustada.

Esta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para

dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.

Este método del tanteo sirve bien cuando la reacción es simple. Consiste en fijar

arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás haciendo balances a los átomos
implicados en la especie inicial, si aparecen fracciones se multiplican todos los
coeficientes por el mcm de los denominadores. En reacciones más complejas como
reacciones redox se emplea el método del ion-electrón.

Método del tanteo

El método de tanteo se basa simplemente en modificar los coeficientes de uno y otro lado
de la ecuación hasta que se cumplan las condiciones de balance de masa. No es un
método rígido, aunque tiene una serie de delineamientos principales que pueden facilitar
el encontrar rápidamente la condición de igualdad.
I. Se comienza igualando el elemento que participa con mayor estado de
oxidación en valor absoluto.
II. Se continúa ordenadamente por los elementos que participan con menor estado
de oxidación.
III. Si la ecuación contiene oxígeno, conviene balancear el oxígeno en segunda
instancia.
IV. Si la ecuación contiene hidrógeno, conviene balancear el hidrógeno en última
instancia.
Subíndices
Los subíndices indican la atomicidad, es decir la cantidad de átomos de cada tipo que
forman cada agrupación de átomos (molécula). Así el primer grupo arriba representado,
indica a una molécula que está formada por 2 átomos de oxígeno, el segundo a dos
moléculas formadas por 2 átomos de hidrógeno, y el tercero representa a un grupo de dos
moléculas formadas cada una por 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, es decir dos
moléculas de agua.

Coeficiente estequiométrico
Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación química
dada. En el ejemplo anterior:

CH4+2O2-->CO2+2H2O3

Coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2.
Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar
ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. Es el número de moles
de cada sustancia.

Cuando el coeficiente estequeométrico es igual a 1 no se escribe por eso en el ejemplo

CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.

Mezcla/proporciones/condiciones estequiométricas
Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus
coeficientes estequiométricos se dice:

 La mezcla es estequiométrica;
 Los reactivos están en proporciones estequiométricas;
 La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;

Las tres expresiones tienen el mismo significado.

En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán

dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.
Desde el punto de vista de la metodología para el análisis y la resolución de problemas,
siempre es conveniente la elaboración de un esquema o diagrama del proceso, en el cual
se visualicen todas las substancias involucradas, así como una tabla de
datos y resultados, donde se reporten los valores numéricos de las masas o cantidades
iniciales y finales de cada sustancia.
Cuando se combina el bicarbonato de sodio (polvo de hornear) con ácido acético
(vinagre) se forma acetato de sodio, agua y dióxido de carbono en forma de gas:

Podemos ver por esta ecuación química que una mol de bicarbonato de sodio reacciona
con una mol de ácido acético produce una mol de dióxido de carbono. Por la ley de
conservación de la masa:

Compuesto Moles Masa (gramos) Suma

Reactantes NaHCO3 1 84,01 144,06 gr
C2H4O2 1 60,05
Productos NaC2H3O2 1 82,03 144,06 gr
H2O 1 18,02
CO≤sub>2 1 44,01
Esto significa que 84,01 gramos de bicarbonato de sodio (NaHCO3) reaccionan con 60,05
gramos de ácido acético y se producen 44,01 gramos de CO2.
Por ejemplo, 1 gr de bicarbonato de sodio reacciona con 0,7 gr de ácido acético, según la
siguiente relación:

Actividades previas
  A partir de una investigación documental en fuentes bibliográficas y/o
electrónicas, cada estudiante reportará en su bitácora
los conceptos señalados en negritas en la introducción.

 Estequiometría:
Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que
intervienen en una reacción química (reactivos y productos). Las relaciones pueden ser:
entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre productos.

 Leyes ponderales:
Las Leyes Ponderales o Gravimétricas son un grupo de Leyes que estudian las
reacciones químicas en función de las cantidades de materia de los diferentes elementos
que intervienen. Son las siguientes:
o Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier - 1785):

Esta ley afirma que en una reacción química la masa permanece constante. Esto
implica que la masa que se consume de los reactivos es la misma que se obtiene de
los productos de la reacción.
Otra manera de enunciarla sería: en una reacción química, la materia no se crea ni se
destruye, sino que se transforma permaneciendo constante.
o Ley de Proporciones Constantes o Proporciones definidas (Proust - 1799):

Esta ley afirma que cuando viarias sustancias se unen para formar un compuesto, lo
hacen siempre en una relación constante de masa.
o Ley de Proporciones Múltiples (Dalton - 1801):

Esta ley afirma que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las
presiones parciales que ejercen cada uno de los gases que la componen.
Por lo tanto, esta ley se puede expresar como:

 PTotal = p1 + p2 +...+ pn
Donde p1, p2, ..., pn son las presiones parciales de cada uno de los gases de la
mezcla. 
o Ley de Proporciones Equivalentes (Ritcher - 1792):

Esta ley afirma que la masa de dos elementos diferentes que se combinan con una
misma cantidad de un tercero, guardan la misma relación que las masas de los
elementos cuando se combinan entre sí. La Ley de Ritcher permite establecer el peso
equivalente o peso equivalente - gramo, que consiste en la cantidad de una sustancia
que reaccionará con una cantidad determinada de otra.
  Fórmula química:
Es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que
se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. Para nombrarlas, se
emplean las reglas de la nomenclatura química.

 Hidrato:
Hidrato es un término utilizado en química orgánica y química inorgánica para indicar que
una sustancia contiene agua. En química orgánica, un hidrato es un compuesto formado
por el agregado de agua o sus elementos a una molécula receptora.

 Reacción química:
Las reacciones químicas (también llamadas cambios químicos o fenómenos químicos)
son procesos termodinámicos de transformación de la materia. En estas reacciones
intervienen dos o más sustancias (reactivos o reactantes), que cambian significativamente
en el proceso, y pueden consumir o liberar energía para generar dos o más sustancias
llamadas productos. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos. 

 Ecuación química balanceada:

Es una ecuación química algebraica que proporciona los números relativos de reactantes
y productos en la reacción y tiene el mismo número de átomos de cada tipo tanto del lado
izquierdo como del lado derecho de la ecuación, es decir, aquí se aplica la ley de la
conservación de la materia.

 Método de cálculo:
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay
entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están
indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los
coeficientes.

 Base de cálculo:
Se puede definir como el valor en cantidad de una de las variables involucradas dentro del
proceso en estudio, a la cual, se refieren o se transforman las demás variables para
efectuar los cálculos requeridos a fin de resolver el problema.

 Balance de materia:
Balance de materia de un proceso industrial es una contabilidad exacta de todos los
materiales que entran, salen, se acumulan o se agotan en un intervalo de operación dado.
Se pueden distinguir cuatro tipos de balances de materia dependiendo del tipo de
sistema:
o Acumulación = Entrada - Salida + Generación - Consumo.   

Es un sistema con entradas, salidas y reacciones químicas.

o Acumulación = Entrada - Salida.  

Sistema sin reacciones químicas.

 
o Entrada = Salida.  

Sistema en estado estacionario, no hay acumulación ni reacciones químicas.

o Acumulación = Generación - Consumo.  

Sistema sin corrientes de entrada ni de salida, pero con reacción química.

 Concentración de las materias primas:

La concentración de las materias primas en estequiometría se determina mediante la mol,
el cual corresponde a una unidad de concentración que estima la cantidad de materia
presente en una solución.

 Impurezas inertes:
Son aquellas presencias de una sustancia en otra en tan baja concentración que no
puede ser medida cuantitativamente por los métodos analíticos ordinarios.

 Reactivo en exceso:
El reactivo en exceso es aquel del cual tenemos más de lo necesario para que se lleve a
cabo la reacción química.

 Reactivo limitante:
El reactivo limitante es el reactivo que, en una reacción química determinada, da a
conocer o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración específica
o limitante.

 Rendimiento del producto:

En un sentido amplio, la palabra rendimiento refiere el producto o la utilidad que rinde o da
una persona o cosa. Poniéndolo de alguna manera en términos matemáticos,
el rendimiento sería la proporción entre el resultado que se obtiene y los medios que se
emplearon para alcanzar al mismo.

 Esquema o diagrama del proceso:

Es una representación gráfica de los principales procesos que se llevan a cabo en una
compañía, su orden y sus interrelaciones. Muestra la secuencia e interacción de las
actividades de un proceso a través de símbolos gráficos, que proporcionan una mejor
visualización del funcionamiento del proceso, ayudando a su entendimiento y haciendo su
descripción más visual e intuitiva.

 Tabla de datos:
Es una base de datos específicamente diseñada para almacenar información química.
Esta información puede incluir fórmulas, estructuras químicas y
cristalinas, espectros, reacciones químicas, síntesis químicas, y datos termodinámicos.

 Resultados:
 Son las interpretaciones de los hechos observados, de acuerdo con los datos
experimentales, o las recomendaciones del investigador sobre la base de los resultados.

Diagrama de bloques
Experimento de transformación del cobre en nitrato de cobre (II)

Agregar poco a poco 6 mL

En un vaso de precipitado Realiza este
de ácido nítrico
de 250 mL agregar 1 g de procedimiento en la
concentrado (HNO3) hasta
cobre (Cu) limpia y seca campana de extracción
la disolución completa

Experimento de transformación del nitrato de cobre (II) en hidróxido de cobre (II)

Diluir al nitrato de cobre Estar agitando y agregar Agitar hasta la formación

(II) (Cu(NO3)2) con 100 mL 50 mL de hidróxido de de un precipitado azul
de agua destilada (H2O) sodio (NaOH 2M) oscuro

Experimento de transformación del hidróxido de cobre (II) en óxido de cobre (II)

Calentar el precipitado que Estar agitando mientras se

Deja reposar el óxido
contiende el hidróxido de calienta hasta la aparición de
cobre (II) (CuO) y decanta
cobre (II) (Cu(OH)2) sin llegar un precipitado negro que es
el sobrante
a la ebullición óxido cobre (II) (CuO)

Lava con agua destilada

(H2O) al menos dos veces

Experimento de transformación del óxido de cobre (II) en sulfato de cobre (II)

Al óxido cobre (II) agrega

Disolver por completo el
20 mL de ácido sulfúrico
precipitado oscuro de
(H₂SO₄) 2M lentamente
óxido cobre (II)
con agitación
 Experimento de transformación del sulfato de cobre (II) en cobre

Calienta en la placa de
Al sulfato de cobre (II) Agregar 3 mL de ácido
calentamiento (sin llegar
(CuSO4) agregar 1.5 g de clorhídrico concentrado (HCl)
a la ebullición) mientras
zinc (Zn) y agita
sigues agitando

Lavar el cobre metálico

Eliminar toda el agua por
con agua destilada (H2O) Dejar sedimentar el cobre
evaporación en la placa
al menos en dos y decantar
de calentamiento
ocasiones

Cuantificar la cantidad de
cobre (Cu) metálico
obtenido
Diagrama de Flujo
Experimento de transformación del cobre en nitrato de cobre (II)

(Lo primero que se hace es pesar 1g de cobre solido seco y limpio (Cu(s)) en una balanza
granataría la cual primero debió estar calibrad ay marcar 0 antes de pesar después se le
coloco un vidrio de reloj y se volvió a poner en 0 ya con el vidrio de reloj para que este no
interfiera al momento de pesar)
(Después el gramo de cobre (Cu) lo vamos a vaciar en un vaso de precipitado de 250 mL
limpio y seco con la espátula intentar verter todo el cobre sin dejar nada el vidrio de reloj
para que al final se cumpla totalmente con la ley de conservación de masas)

(Después en el vaso de precipitado que tiene el cobre le vamos a verter 6 mL de ácido

nítrico (HNO₃) que está al 68.8% de masa y con una densidad de 1.41g/ml los cuales
fueron medidos en un probeta, al efectuarse la reacción se forma el nitrato de cobre y el
dióxido de nitrógeno (Cu+ HN O 3 →Cu( N O3)2 + NO+ H 2 O ) el gas ( NO ) es muy toxico por
lo que se tiene realizar donde este la campana y así absorba todo el gas cuando se le
agrega el ácido nítrico vemos como al instante se desprende un gas de color café
amarillento)
(Vemos que cuando ya se liberó todo el gas nos queda nitrato de cobre ( Cu(N O3)2
) y agua ( H 2 O ) teniendo un color azul claro ya no tenemos dióxido de nitrógeno ya
que todo el gas fue absorbido por la campana )

Diagrama de Flujo
Experimento de transformación del nitrato de cobre (II) en hidróxido de cobre (II)

(Lo primero que hacemos es a nuestra solución del experimento anterior agregar 100mL
de agua destilada (H2O))

(Mezclamos bien ambas soluciones con nuestro agitador de cristal)

 (Mientras seguimos agitando vamos a agregar 50mL de hidróxido de sodio (NaOH) los
cuales fueron medidos previamente en un pipeta nuestro hidróxido de sodio tiene 2 molar)

(De forma que cuando ya se mezclan nuestras soluciones obtenemos nitrato de sodio (
NaN O 3) e hidróxido de cobre (II) (Cu(OH )2) que es un coloide (
Cu(N O3)2 + NaOH → NaN O3 +Cu(OH )2 ) nuestro producto obtuvo un tono azul más
oscuro)
Diagrama de Flujo
Experimento de transformación del hidróxido de cobre (II) en óxido de cobre (II)

(Lo que sigue es poner nuestro precipitado azul es nitrato de sodio ( NaN O 3) e hidróxido
de cobre (II) (Cu(OH )2) sobre una placa de calentamiento (estufa) mientras agitamos con
un agitador de cristal)

(Lo estamos calentando para la formación de óxido de cobre (II) (CuO) donde vemos que
mientras estamos agitando y calentando ya se ve más oscuro)
 (Finalmente obtenemos el precipitado se tornó de color café y negro el cual es ahora
oxido de cobre (II) (CuO) y agua (H2O) (Cu(OH )2 →CuO+ H 2 O ))

(Después la dejamos reposar para que se sedimente el óxido de cobre y el agua quede
en la parte superior para poder decantarla)
 (Vamos a extraer la mayor cantidad de agua sin extraer nada del precipitado)

(Donde obtenemos nuestras dos soluciones separadas en dos vasos de precipitado de

250mL)
Diagrama de Flujo
Experimento de transformación del óxido de cobre (II) en sulfato de cobre (II)

(Lo primero que tenemos que hacer es medir en una probeta 20mL de ácido sulfúrico
(H₂SO₄) con concentración 2 molar)

(Después vamos agregar poco a poco los 20mL de ácido sulfúrico (H₂SO₄) a nuestro vaso
de precipitado con oxido de cobre (II) (CuO) mientras vertemos estamos agitando)
(Luego agitamos vigorosamente la solución donde se torna de un color azul celeste ahora
nuestro nuevo producto es sulfato de cobre (II) (Cu SO 4 ) y agua ( H 2 O ) donde nuestra
ecuación de la reacción es (CuO+ H 2 SO 4 →Cu SO 4 + H 2 O ))
Diagrama de Flujo
Experimento de transformación del sulfato de cobre (II) en cobre

(Lo primero que vamos a hacer es agregar a nuestro solución de sulfato de cobre (II) (
Cu SO 4 ) y agua ( H 2 O ) 1.5g de Zinc (Zn) en polvo limpio y seco el cual fue previamente
pesado en una balanza granataría para reducir así el sulfato de cobre (II))

(Donde observamos que al agregar el Zinc a la solución se torna nuevamente de color

negro y se un desprendimiento de gas y al tacto del vaso nos damos cuenta que esta
caliente por lo que la reacción es exotérmica, después tenemos que estar agitando con un
agitador de vidrio para que se mezcle bien todo)
 (Donde la solución después de mezclarla bien se tornó de color cafecito por lo cual
nuestro producto ahora es cobre (Cu) y sulfato de zinc ( Zn SO 4 ) y nuestra reacción es (
C u SO 4 + Zn→+Cu+Zn SO 4))

(Viéndolo desde otro ángulo vemos como se está formando el cobre (Cu) de manera
sólida)
(Después dejamos reposar la solución y vemos como se separa el sulfato de zinc ( Zn SO4 )
que es de color azul celeste y se acento el cobre (Cu) solido)

(Luego decantamos todo el líquido para dejar nuestro cobre (Cu) solo)
 (Después lavamos nuestro cobre que se quedó en el vaso de precipitado con agua
destilada (H2O) y esperemos otra vez a que se asiente el cobre y decantamos con una
pipeta sin tomar nada del cobre solo el líquido repetimos este proceso dos veces)

(Luego ya teniendo el cobre lavado con poca agua destilada (H2O) vamos a pesar una
capsula de porcelana en la balanza granataría donde peso 41.36g es importante anotarlo
ya que después vamos agregar el cobre para saber cuánto obtuvimos)
(Después vertimos el cobre ya lavado en la capsula de porcelana y lo llevamos a la placa
de calentamiento para que se evapore toda el agua que este aun contiene)

(Ya con solo el cobre solido sin agua lo llevamos a la balanza granataría donde nos da un
peso de 42.28g)
Masa del cobre obtenido
42.28 gmasa dela capsula y el cobre −41.36 g masade capsula de porcelana =0.92 g de cobre
Cálculos estequiométricos
Experimento de transformación del cobre en nitrato de cobre (II)

Cu+ HN O3 →Cu( N O3)2 + NO+ H 2 O

Cu+4 HN O 3 → Cu ( N O 3 )2 +2 NO+2 H 2 O

63.54 g /mol +252 g /mol →187.54 g /mol +92 g /mol+36 g /mol

mCu =1 g mCu(N O ) =? 3 2

V HN O =6 ml mNO =?
η=100 %
2
3

g m H O =?
ρ HN O =1.41 2

3
ml mHN O =impurezas
3

Pureza HN O =68.8 %3

g
mHN O (atm)=1.41 ( 6 ml )=8.46 g
3
ml
mHN O ( puro) =8.46 g ( 0.688 )=5.82 g
3

mHN O (impuro)=8.46 g−5.82 g=2.64 g

3

Reactivolimitante =Cu

Reactivoexceso =HNO3

mHN O =1 g Cu3 ( 25263.54g HNO

gCu )
3
=3.966 g HNO 3

Estq 3.966 g<5.82 g Alim

m HN O ( EXC )=5.82 g−3.966 g=1.854 g impurezas
3

mCu(N O ) =1 g Cu3 2 ( 187.54 g Cu ( N O3 )2

63.54 gCu ) =2.95 g Cu ( N O3 )2

mNO =1 g Cu
2 ( 63.54 gCu )
92 g N O
=1.45 g N O
2
2

=1 g Cu (
63.54 gCu )
36 g H O 2
mH 2 O =0.57 g H O 2

Entra (g) Sale (g)

 Cu 1 -
HNO3 8.46 2.64+1.854
Cu(NO3)2 - 2.95
NO2 - 1.45
H2O - 0.57
Suma 9.46 g 9.46 g

Experimento de transformación del nitrato de cobre (II) en hidróxido de cobre (II)

Cu(N O3)2 + NaOH → NaN O3 +Cu(OH )2

Cu( N O3)2 +2 NaOH → 2 NaN O3+ Cu(OH )2

187.54 g/mol+ 80 g / mol →170 g /mol +97.54 g/ mol

m Cu(N O ) =2.95 g
3 2
mCu(OH ) =?
2

V NaOH =50 ml mNaN O =?

η=100 %
3

mol mNaOH (EXC)=?

M NaOH =2
L

m
M=
(M . M )(V )
m=( M )( M . M )(V )

mNaOH = 2 ( mol
L
40)(g
mol )
( 0.05 L )=4 g NaOH

Reactivolimitante =Cu( N O3 )2
Reactivoexceso =NaOH

m NaOH (ESTQ )=2.95 g Cu(N O 3 )2

( 80 g NaOH
187.54 g Cu( N O3)2)=1.26 g NaOH

Alim 4 g>1.26 g Estq

mNaOH (EXC)=4 g−1.26 g=2.74 g exceso NaOH

mCu(OH ) =2.95 g Cu(N O3)2

2 ( 97.54 Cu (OH )2
187.54 g Cu( N O3 )2)=1.53 g Cu(OH )2
 ( )
170 g NaN O3
mNaN O =2.95 g Cu(N O3)2 =2.67 g NaN O3
3
187.54 g Cu( N O3 )2

Entra (g) Sale (g)

Cu(NO3)2 2.95 -
NaOH 4 2.74
Cu(OH)2 - 1.53
NaNO3 - 2.67
Suma 6.95 g 6.94 g

Experimento de transformación del hidróxido de cobre (II) en óxido de cobre (II)

Cu(OH )2 →CuO+ H 2 O
97.54 g /mol →79.54 g /mol +18 g /mol

mCuO =?
m Cu(OH ) =1.53 g
2
η=100 %
mH O =?
2

m CuO =1.53 g Cu(OH )2

( 97.54 g Cu(OH ) )
79.54 g CuO
=1.25 g CuO
2

( )
18 g H 2 O
mH O =1.53 g Cu(OH )2 =0.28 g H 2 O
2
97.54 g Cu(OH )2

Entra (g) Sale (g)

Cu(OH)2 1.53 -
CuO - 1.25
H2O - 0.28
Suma 1.53 g 1.53 g

Experimento de transformación del óxido de cobre (II) en sulfato de cobre (II)

 CuO+ H 2 SO 4 →Cu SO 4 + H 2 O

79.54 g/mol +98 g/mol → 159.54 g /mol+18 g/ mol

mCuO =1.25 g mCuSO =? 4

VH =00 ml m H O =?
SO4
η=100 %
2
2

mol mH SO 4(EXC ) =?
MH SO =2
2

2 4
L

m
M=
(M . M )(V )
m=( M )( M . M )(V )

mH 2
SO 4( ALIM) =2 ( mol
L )(
98
g
mol )
( 0.02 L ) =3.92 g H 2 SO 4

Reactivolimitante =CuO

Reactivoexceso =H 2 SO 4

mH 2 SO 4(ESTQ ) =1.25 g CuO ( 79.54 g CuO )

98 g H SO 2 4
=1.54 g H SO 2 4

mH 2 SO 4(EXC) =3.92 g−1.54 g=2.38 g exceso H 2 SO 4

mCuSO =1.25 g CuO

4 ( 159.54 g Cu SO4
79.54 g CuO )
=2.507 g Cu SO 4

mH O =1.25 g CuO
2 ( 79.54 g CuO )
18 g H O2
=0.28 g H O 2

Entra (g) Sale (g)

CuO 1.25 -
H2SO4 3.92 2.38
CuSO4 - 2.507
H2O - 0.28
Suma 5.17 g 5.167 g
Experimento de transformación del sulfato de cobre (II) en cobre (Parte 1)
Cu SO 4 + Zn →+Cu+ Zn SO 4

159.54 g/mol+ 65.4 g/mol → 63.54 g/mol+161.4 g /mol

mCuSO =2.507 g
4
mCu =?

mZn =1.5 g m Zn SO =?
η=100 %
4

mZn(EXC ) =?

Reactivolimitante =Cu SO 4

Reactivoexceso =Zn

mZn(ESTQ )=2.507 g Cu SO4

( 65.4 g Zn
159.54 g Cu SO 4)=1.03 g Zn

mH 2 SO 4(EXC) =1.5 g−1.03 g=0.47 g exceso Zn

mCu =2.507 g Cu SO 4
( 159.54 g Cu SO )
63.54 g Cu
=0.998 g ≅ 1 gCu
4

=1.25 g CuO (
79.54 g CuO )
161.4 g Zn SO 4
mZn SO 4
=2.53 g Zn SO 4

.998 g
η= × 100=99.8 % ≅ 100
1g

Entra (g) Sale (g)

CuSO4 2.507 -
Zn 1.5 0.47
Cu - 0.998 ≅ 1
ZnSO4 - 2.53
Suma 4.007 g 4g
Experimento de transformación del sulfato de cobre (II) en cobre (Parte 2)
Zn+ HCl→ Zn Cl 2+ H

Zn+ 2 HCl → Zn Cl2 +2 H

65.4 g /mol +73 g /mol →136.4 g /mol+2 g/ mol

mZn =0.47 g mZnCl =?

2

mHCl =3 mL=3 g mH =?
η=100 %
mHCl ( EXC) =?

Reactivolimitante =Zn

Reactivoexceso =HCl

mHCl( ESTQ)=0.47 g Zn ( 65.4 g Zn )

73 g HCl
=0.52 g HCl

mHCl ( EXC) =3 g−0.52 g=2.48 g exceso HCl

mZnCl =0.47 g Zn
2 ( 136.4 g ZnCl 2
65.4 g Zn )=0.9 8 g Zn Cl 2

mH =0.47 g Zn ( 65.42 ggHZn )=0.014 g H

Entra (g) Sale (g)

Zn 0.47 -
HCl 3 2.48
ZnCl2 - 0.98
H - 0.014
Suma 3.47 g 3.474 g
Reporte en la bitácora
 Las características de cada uno de los diferentes compuestos de cobre que
se obtiene durante el ciclo
Cobre: Tiene alta conductividad eléctrica y térmica, gran resistencia a la corrosión, alta
capacidad de formar aleaciones metálicas. Facilidad de deformación en caliente y en frío
por lo que se puede moldear en alambres y en planchas o láminas.
Nitrato de cobre (ii): Es un compuesto químico inorgánico cuya fórmula es Cu(NO3)2. Se
presenta en cristales prismáticos de color azul y sabor metálico cáustico, que cristalizan
con tres moléculas de agua a la temperatura de 26 ºC. Es soluble en agua y alcohol,
ambas disoluciones con reacción ácida.
Hidróxido de cobre (ii): El hidróxido de cobre (II) o hidróxido cúprico es un sólido
inorgánico cristalino azul pálido o azul verdoso cuya fórmula química es Cu(OH) 2. Se
obtiene como precipitado voluminoso azul al añadir un hidróxido alcalino a soluciones
cúpricas (significa que contienen iones Cu2+). Es un compuesto poco estable.
Óxido de cobre (ii): El óxido de cobre (II) u óxido cúprico (CuO) es el óxido de cobre de
mayor número de oxidación. Es un sólido negro con una estructura iónica la cual se
fusiona alrededor de los 1.200°C con algo de pérdida de oxígeno.
Sulfato de cobre (ii): Las características del sulfato de cobre son: El Sulfato de
cobre pentahidratado (II), es color azul y cambia rápidamente de temperatura al agregarle
más agua. Su fórmula química: CuSO4·5H2O. En la calcantita se presenta en su estado
natural.
 Si la masa de cobre obtenidas experimentalmente es mayor, igual o menor a
la cantidad inicial, explique a que se debe estas diferencias.
Obtuvimos casi las mismas masas iniciales de cobre solo perdimos .8g de cobre esto se
debe a la perdida que existe durante los experimentos a base de que no somos exactos
tomado las soluciones y decantando en estos procesos pudo haber sido donde se
perdieron los .8g de cobre
 Indique las fuentes de error experimental.

|0.92 g−1 g|
E %= × 100=8 % de error
1g
Conclusiones
Durante esta práctica logramos comprender mejor lo que es la estequiometria
donde aprendimos que esta nos sirve para calcular y conocer la cantidad de
materia de los productos y reactivos que se forman en una reacción química con
una cierta eficiencia donde existe un reactivo limitante el cual aprendimos es el
que se encuentra en menor cantidad como su nombre lo indica limita la reacción a
diferencia del reactivo en exceso que es el que existe de sobra.
De forma que la estequiometria es de gran importancia para los procesos
químicos, lo que la hace una herramienta indispensable en los laboratorios de
química tanto a nivel escolar como industrial, pues nos permite realizar los
cálculos necesarios para determinar la masa de cada una de las materias primas
que deben mezclarse y reaccionar, para obtener una masa determinada de
producto así sabiendo que es correcta. Además, problemas tan diversos, como,
por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, el control
de la lluvia ácida, la determinación del grado de contaminación de un río, la
cuantificación de la clorofila de una planta, el análisis bromatológico de un fruto,
etc.
Por otro lado, el método de balancear ecuaciones donde debe existir la misma
cantidad de elementos taranto como en reactivos o productos donde lo realizamos
por el método de tanteo que es encontrar los coeficientes de los compuestos y
elementos para que cumplan el balance de materia.
De forma que aprendimos que el método experimental no siempre es exacto a lo
que me refiero que siempre va a existir un margen de error ya que los humanos no
son perfectos esto lo notamos ya que de forma experimental no obtuvimos toda la
cantidad de cobre a diferencia de manera teórica que se obtuvo la misma
cantidad.
Pudiendo decir que la ley de conservación de la materia es correcta ya que “la
materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma” esto lo pudimos comprobar
a base de la experimentación.
Bibliografías
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https://www.quimica.es/enciclopedia/Estequiometr%C3%ADa.html
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Editorial Filarias. p. 132.
Lozano Lucena, J. J.; Rodríguez Rigual, C. (1992). Química 3: estequiometría.
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Zárraga, J., Velázquez, I. & Rodríguez, A. (s.f.). Estequiometria Consultado el 28
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https://itscv.edu.ec/wp-content/uploads/2018/10/ESTEQUIOMETRIA.pdf
Muller; Ara Blesa, Antonio (1965). Fundamentos de estequiometría. Editorial
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Zita, A. (2021, 9 de marzo). Estequiometria Consultado el 28 de octubre de 2021.
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Química. (2015, 21 se septiembre). Estequiometría → Leyes Ponderales.
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ponderales.html
Ondarse, D. (2021, 9 de agosto). Reacción química. Consultado el 28 de octubre
de 2021. https://concepto.de/reaccion-quimica/
Ekon. (s.f.). ¿Qué es un diagrama de procesos y por qué es tan importante para tu
empresa? Consultado el 28 de octubre de 2021. https://www.ekon.es/diagrama-
procesos-empresa/