Química

ESTEQUIOMETRÍA

19
Aprendizajes esperados
Aprendizajes esperados
• Conoce y aplica las leyes ponderales y volumétricas.
• Determina las masas y volúmenes de una reacción.

Estrategias motivadoras

Proceso Haber-Bosch
En Química, el proceso de Haber-Bosch es la reacción de nitrógeno e hidrógeno gaseosos para producir amoniaco. La
importancia de la reacción radica en la dificultad de producir amoniaco a un nivel industrial. Aunque alrededor del 78,1% del
aire que nos rodea es nitrógeno, es relativamente inerte por los resistentes enlaces triples que mantienen las moléculas unidas.
No fue sino hasta los primeros años del siglo XX cuando este proceso fue desarrollado para obtener nitrógeno del aire y producir
amoniaco, que al oxidarse forma nitritos y nitratos. Éstos son esenciales en los fertilizantes.

Como la reacción natural es muy lenta, se acelera con un catalizador de hierro (Fe3+), en el que óxidos de aluminio (Al2O3) y
potasio (K2O) también se utilizan. Otros factores que aceleran la reacción son que se opera bajo condiciones de 200 atmósferas
y 450-500 ºC, resultando en un rendimiento del 10-20%.

N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + ∆H ... (1)

∆H representa el calor generado, también llamado entalpía, y equivale a –92,4 kJ/mol. Como libera calor, la reacción es
exotérmica.

Historia
El proceso fue patentado por Fritz Haber. En 1910, Carl Bosch comercializó el proceso y aseguró aún más patentes. Haber
y Bosch fueron galardonados con el Nobel de Química en 1918 y 1931 respectivamente, por sus trabajos y desarrollos en la
aplicación de la tecnología en altas presiones y temperaturas. El amoniaco fue producido utilizando el proceso Haber (a un
nivel industrial) durante la Primera Guerra Mundial para su uso en explosivos. Esto ocurrió cuando el abasto de Chile estaba
controlado casi en un 100% por los británicos.

Preguntas
1. ¿Qué es el proceso Haber-Bosch?
______________________________________________________________________________________________________
2. ¿Cuál es el objetivo esencial de este proceso?
______________________________________________________________________________________________________
3. ¿Cuándo fue usado el amoniaco utilizando el proceso Haber?
______________________________________________________________________________________________________
4. ¿En qué año fueron galardonados con el Premio Nobel de Química, Haber y Bosch respectivamente?
______________________________________________________________________________________________________

219
 Química

Organizador visual

ESTEQUIOMETRÍA

es

El estudio cualitativo y cuantitativo de la masa y volumen

entre los reactantes y el producto.

son

Leyes ponderales Ley volumétrica

representante representante

Enunciado por Antoine Lavoisier Gay-Lussac

planteó planteó

En toda reacción química la masa A las mismas condiciones de

total de los reactantes es igual a presión y temperatura existe una
la masa de los productos. relación constante y definida entre
los volúmenes de las sustancias
gaseosas que intervienen en una
reacción química.

Es el estudio cualitativo y cuantitativo de la masa y volumen entre los reactantes

(sustancias iniciales) para luego obtener nuevos productos (sustancias finales)
aplicando las leyes que gobiernan a éstos procesos.

Estas leyes son:

• Ponderales (referidos a las masas de las sustancias).

• Volumétricas (se refiere a sustancias gaseosas).

I. Leyes ponderales

1. Ley de la conservación de la masa

Enunciada por el químico francés Antoine Lavoisier (1789) y establece
que: Antoine Lavoisier
“En toda reacción química la masa total de los reactantes es igual a la
masa de los productos (sustancias finales), es decir, que la masa no se crea
ni se destruye sólo se transforma”.

220
 Química

Ejemplo
PA (Ca = 40, C = 12, O = 16)
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Relación de moles: 1 mol 1 mol 1 mol
Relación de masas: 1 × 100 g 1 × 56 g + 1 × 44 g
MR = 100 g MP = 100 g

II. Ley volumétrica

Se aplica para sustancias gaseosas, fue propuesto por Gay-Lussac en 1808 y

establece que a las mismas condiciones de presión y temperatura existe la relación
de combinación entre los volúmenes de las sustancias que reaccionan es constante y Gay-Lussac
definida, la cual puede expresarse en número de moles o en unidades de volumen.

Ejemplo
N2(g) + 3H2(g) →2NH3(g)

Relación de moles: 1 mol 3 mol 2 mol

Relación de volumen: 1V 3V 2V

Forma práctica de resolver problemas de estequiometría

Para especificar los procedimientos para la resolución de los Ejemplo

problemas estequiométricos es necesario balancear todas En la siguiente ecuación:
las ecuaciones químicas. 2H2 + O2 → 2H2O
a) Masa - masa ¿cuántas moles de agua hay a partir de 5 moles de
oxígeno?
Primero se debe relacionar el peso atómico o masa
molecular del dato inicial y luego la masa de la Resolución
incógnita para luego emplear el dato del problema. 1 mol de O2 → 2 moles H2O
En 5 moles de O2 → n
Ejemplo
De la ecuación química: 5 mol O 2 × 2 mol H 2O
n= = 10 mol H 2O
1 mol O 2
2Ca + O2 → 2CaO
¿cuántos gramos de oxígeno existen a partir de 240 c) Volumen - volumen
gramos de calcio?
Aquí se emplea los coeficientes de la ecuación química
PA (Ca = 40, O = 16) balanceada y luego los datos del problema.

Resolución Ejemplo
2 mol Ca → 1 mol O 2 N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
80 g Ca → 32 g O 2
En 240 g Ca → x En la ecuación dada, ¿cuántos litros de amoniaco hay
a partir de 12 litros de H2?
240 g Ca × 32 g Ca
x= = 96 g Ca Resolución
80 g Ca
3 litros H2 → 2 litros NH3
En 12 litros H2 → V
b) Moles - moles
12 litros H 2 × 2 litros NH 3
En este caso se emplea los coeficientes de la ecuación V= = 8 litros NH 3
3 litros H 2
química relacionando después la cantidad de moles
del dato inicial.

221
 Química

d) Masa a volumen (o masa a moles) ¿cuántos litros de dióxido de carbono hay a partir de
88 gramos de propano? PA (C=12, H=1, O=16)
Primero se emplea el peso atómico o masa molecular
de la sustancia que nos indica en el problema Resolución
relacionándolo con el coeficiente de la incógnita (es 1 mol propano (C3H8) → 3 litros CO2(g)
decir, el coeficiente indica la cantidad de moles o litros 44 g C3H8 → 3 litros CO2(g)
de la incógnita). En 88 g C3H8 →V
Ejemplo
En la ecuación balanceada: 88 g C 3H 8 × 3 litros CO 2( g )
V= = 6 litros CO 2( g )
C3H8 + 5O2 → 3CO2(g) + 4H2O 44 g C 3H 8

1. ¿Cuántas moles de agua hay a partir de 10 moles de 3. ¿Cuántos gramos de amoniaco hay a partir de 12
oxígeno? gramos de hidrógeno?
M = 2 M = 17
2H2 + 1O2 → 2H2O
N 2 + 3 H2 → 2 N H3
A) 10 moles B) 20 moles C) 30 moles
D) 40 moles E) 50 moles A) 68 g B) 70 g C) 60 g
D) 55 g E) 46 g
Resolución
2H2 + 1O2 → 2H2O Resolución
M = 2 M = 17
1 mol 2 moles N 2 + 3 H2 → 2 N H3
10 moles x 6g 34 g
x ⋅ 1 mol = 10 moles ⋅ 2 moles → x = 20 moles 12 g x
2
Rpta.: B x ⋅ 6 g = 12g ⋅ 34 g
x = 68 g
2. ¿Cuántos litros de amoniaco hay a partir de 6 litros de
Rpta.: A
nitrógeno?

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3

A) 10 L B) 11 L C) 12 L
D) 13 L E) 14 L

Resolución
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3

1L 2L
6L x
x ⋅ 1 L = 6 L ⋅ 2 L → x = 12L

Rpta.: 12 L

222
 Química

NIVEL I 8. De la siguiente ecuación química:

1. De acuerdo a la reacción: C3H8 + O2 → CO2 + H2O

N2 + H2 → NH3
¿cuántas moles de agua existe a partir de 20 moles de
¿cuántas moles de H2 reaccionan con 0,6 mol de N2?
O2?

Rpta.: 1,8 mol

Rpta.: 16 moles

2. ¿Cuántos litros de oxígeno se consumen para formar

NIVEL II
10 litros de agua?
9. ¿Qué masa de agua se formará a partir de 6 g de
H2(g) + O2(g) → H2O(g)
hidrógeno? PA (H = 1, O = 16)

Rpta.: 5 litros H2 + O2 → H2O

3. ¿Cuántas moles de oxígeno reaccionarán con 0,08 Rpta.: 54 g

moles de hidrógeno?
10. ¿Qué masa de amoniaco se obtendrá a partir de 56 g
H2 + O2 → H2O
de nitrógeno? PA (N = 14, H = 1)

Rpta.: 0,16 mol N2 + H2 → NH3

4. En la siguiente ecuación: Rpta.: 68 g

H2(g) + Cl2(g) → HCl(g)

11. El magnesio es un metal muy reactivo en contacto con
el aire, se oxida según:
¿cuántos litros de hidrógeno hay a partir de 20 litros
de HCl? Mg(s) + O2(g) → MgO(s)

Si se consume 0,6 g de magnesio, determine la masa

Rpta.: 10 litros
del óxido producido. PA (Mg = 24, O = 16)

5. Se dispone de 8 moles de CO. ¿Cuántas moles de O2

se necesitan para la reacción? Rpta.: 1 g

CO + O2 → CO2
12. ¿Cuántos gramos de agua se requieren para producir
Rpta.: 4 moles
280 g de KOH? PA (H = 1, O = 16, K = 39)

6. Determine el número de moles de agua que se forman K + H2O → KOH + H2

al quemar 5 moles de metano (CH4).
Rpta.: 90 g
CH4 + O2 → CO2 + H2O
NIVEL III
Rpta.: 10 moles
13. ¿Qué masa de hierro se obtiene a partir de 200 g de
7. ¿Qué volumen de oxígeno se requieren para la óxido férrico (Fe2O3)? PA (Fe = 56, H = 1, O = 16)
combustión de 12 litros de C3H8? Fe2O3 + H2 → Fe + H2O
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Rpta.: 140 g
Rpta.: 60 litros

223
 Química

14. ¿Qué peso de CaO se formará por la descomposición 16. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se obtuvieron al reaccionar
de 150 g de CaCO3? PA (Ca = 40, C = 12, O = 16) 100 g de sodio según Na + H2O → NaOH + H2?

CaCO3 → CaO + CO2 PA (Na = 23, O = 16, H = 1)

Rpta.: 84 g Rpta.: 4,35 g

15. Para la combustión de 32 g de CH3OH, ¿qué cantidad

de oxígeno se necesita? PA (C = 12, O = 16, H = 1)

CH3OH + O2 → CO2 + H2O

Rpta.: 48 g

NIVEL I A) 10 moles B) 12 moles

C) 14 moles D) 15 moles
1. ¿Cuántas moles de nitrógeno se necesitan para
E) 8 moles
prepara 4 moles de amoniaco (NH3)?

N2 + H2 → NH3 NIVEL II

5. ¿Qué volumen de oxígeno se requieren para la

A) 3 moles B) 2 moles
combustión de 6 L de C3H8?
C) 4 moles D) 10 moles
E) 8 moles C3H8 + O2 → CO2 + H2O

2. ¿Cuántas moles de nitrógeno se necesitan para A) 12 L B) 24 L

preparar 8 moles de amoniaco (NH3)? C) 30 L D) 15 L
E) 10 L
N2 + H2 → NH3
6. ¿Qué masa de hidrógeno se necesitará para obtener
A) 2 moles B) 3 moles
108 g de H2O? PA (H = 1, O = 16)
C) 4 moles D) 8 moles
E) 10 moles H2 + O2 → H2O

3. ¿Cuántos moles de óxido de magnesio (MgO) se A) 12 g B) 16 g

obtendrán de 8 moles de oxígeno? C) 18 g D) 24 g
E) 6 g
Mg + O2 → MgO

7. ¿Qué masa de amoniaco se obtendrá a partir de 140 g

A) 2 moles B) 4 moles
de nitrógeno? PA (N = 14, H = 1)
C) 16 moles D) 8 moles
E) 10 moles A) 150 g B) 170 g
C) 175 g D) 340 g
4. Determine el número de moles de agua que se forman E) 100 g
al quemarse 15 moles de metano (CH4).

CH4 + O2 → CO2 + H2O

224
 Química

NIVEL III DESAFÍO

8. ¿Cuántos gramos de Ca(OH)2 se formarán por la 11. Cuántos gramos de oxígeno se necesitan para quemar
reacción de 28 gramos de óxido de calcio (CaO)? 132 gramos de C3H8 (propano) en:

PA (Ca = 40, O = 16, H = 1) PA (C = 12, H = 1, O = 16)

CaO + H2O → Ca(OH)2 C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Responda:
A) 74 g B) 32 g
C) 37 g D) 17 g A) ¿Qué tipo de reacción es?
E) 170 g __________________________________________
__________________________________________
9. ¿Cuántos gramos de óxido férrico (Fe2O3) se forman
a partir de 112 g de hierro metálico? B) Indique la suma de coeficientes de los reactantes.
__________________________________________
PA (Fe = 56, O = 16)
__________________________________________
Fe + O2 → Fe2O3
__________________________________________

A) 180 g B) 200 g
12. Cuántos gramos de NaNO3 se descomponen para
C) 160 g D) 320 g
obtener 160 gramos de oxígeno en:
E) 400 g
PA (Na = 23, N = 14, O = 16)
10. De la siguiente ecuación química: NaNO3 → NaNO2 + O2

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

Responda:
A) Indique la suma de coeficientes del producto.
¿cuántos gramos de agua existe a partir de 160
__________________________________________
gramos de O2? PA (C = 12, H = 1, O = 16)
__________________________________________
A) 120 g B) 144 g __________________________________________
C) 320 g D) 340 g
E) 140 g B) ¿Qué tipo de reacción es?
__________________________________________
__________________________________________

225
 Química
Alumno(a) : ____________________________________________________________________

Curso : __________________________________________________ Aula : __________

Profesor : ____________________________________________________________________

1. ¿Cuántas moles de hidrógeno se necesitan para 6. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se necesitan para
preparar 4 moles de amoniaco (NH3)? formar 68 gramos de amoniaco NH3?

N2 + H2 → NH3 PA (N = 14, H = 1)
N2 + H2 → NH3
A) 12 moles B) 13 moles C) 6 moles
D) 4 moles E) 1 mol A) 24 gramos B) 12 gramos C) 48 gramos
D) 6 gramos E) 10 gramos
2. ¿Cuántas moles de HCl se forman a partir de 12 moles
de hidrógeno gaseoso? 7. ¿Qué peso de agua se formará a partir de 8 gramos de
hidrógeno? PA (H = 1, O = 16)
H2 + Cl2 → HCl
H2 + O2 → H2O
A) 12 moles B) 3 moles C) 6 moles
D) 24 moles E) 5 moles A) 36 g B) 72 g C) 75 g
D) 78 g E) 28 g
3. ¿Qué volumen de ozono se formará a partir de 600 L
de oxígeno gaseoso? 8. ¿Cuántos gramos de óxido ferroso (FeO) se forman a
partir de 16 g de oxígeno? PA (Fe = 56, O = 16)
O2 → O3
Fe + O2 → FeO
A) 100 litros B) 300 litros C) 400 litros
D) 250 litros E) 150 litros A) 16 g B) 72 g C) 62 g
D) 73 g E) 17 g
4. ¿Cuántas moles de Fe2O3 se producirán al reaccionar
5 moles de Fe? 9. ¿Qué peso de SO3 se necesita para preparar 196 g de
ácido sulfúrico (H2SO4)? PA (S=32, H=1, O=16)
Fe + O2 → Fe2O3
SO3 + H2O → H2SO4
A) 3 moles B) 2,5 moles C) 3,5 moles
D) 4 moles E) 1 mol A) 160 g B) 320 g C) 180 g
D) 100 g E) 150 g
5. Determine el número de moles de agua que se forman
al quemar 5 moles de metano (CH4). 10. ¿Qué peso de CO2 se formará por la descomposición

CH4 + O2 → CO2 + H2O de 200 g de CaCO3? PA (Ca = 40, C = 12, O = 16)

CaCO3 → CaO + CO2

A) 20 moles B) 10 moles C) 5 moles
D) 15 moles E) 1 mol A) 44 g B) 88 g C) 33 g
D) 66 g E) 32 g

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