QUÍMICA

Tema:
ESTEQUIOMETRÍA
 1. Interpretar
¿Qué aprenderé hoy? cuantitativamente las
ecuaciones químicas
teniendo como base a las
Leyes estequiométricas.

2. Desarrollar problemas
estequiométricos teniendo
claro definiciones básicas
tales como: reactivo
limitante, porcentaje de
rendimiento, entre otros.
 INTRODUCCIÓN
Sabías que: la Química como ciencia se fue consolidando gracias a la necesidad de medir y cuantificar la
materia, y de manera particular en las Reacciones Químicas, lo que le permitió, en general, tomar el control en
los procesos productivos.

Lavoisier Dalton
Revolución
química

Ruptura con la
Gay Lussac
T. del flogisto Proust

Teoría del flogisto Sentaron las bases de las Leyes de las reacciones químicas
Stahal

Así por ejemplo:

¿Cuántas moles de moléculas de gas amoniaco se pueden obtener Para su resolución,
como máximo al combinarse 62,5 g de gas nitrógeno (al 80% de ¿qué necesito saber?
pureza) con 10g de hidrógeno, en la síntesis de Haber – Bosch?
 ESTEQUIOMETRÍA

¿Qué estudia…? ¿Qué se requiere conocer…?

Las relaciones cuantitativas Leyes estequiométricas

que se establecen entre los
reactivos y productos de una Se agrupan en…
reacción química.
Leyes ponderales Ley volumétrica

Por ejemplo: Ley de … Ley de …

 masa - masa  Conservación de la masa  Relaciones sencillas
 Cantidad de sustancia –  Proporciones definidas
cantidad de sustancia
 Proporciones múltiples
 Volumen – Volumen
 Proporciones recíprocas
 Cantidad de sustancia –
masa, etc., etc.
 LEYES PONDERALES
Ley de conservación de la masa
Antoine Lavoisier - 1785 Disolución
de K2CrO4(ac)
Formación de precipitado
Disolución rojo de Ag2CrO4(s) en
de AgNO3(ac) disolución de KNO3(ac)

Al “mezclar” ambas
disoluciones ocurre la
siguiente reacción química.

AgNO3(ac) + K2CrO4(ac)  Ag2CrO4(s) + KNO3(ac)

“La masa de un sistema permanece Observamos que la masa total, 104,5 g, permanece invariable.
invariable durante cualquier Así por ejemplo:
transformación que ocurra dentro de Se cumple que:
él”, esto es, la masa de los cuerpos 2Mg + O2 → 2MgO
reaccionantes es igual a la masa de los 2 mol 1 mol 2 mol ∑mreact. = ∑mprod.
productos de la reacción.
48 g 32 g 80 g
 LEYES PONDERALES
Ley de las Proporciones definidas
Joseph Proust - 1799 Analicemos la formación del deca óxido de tetra fósforo
(P4O10) a partir de sus elementos, los que fueron
combinados en dos “casos” y utilizando diferentes
cantidades de masa.
Ecuación química:
P4 + 5O2  P4O10 Masa P4/Masa O2
Caso I: 124g 160g 284g 124 / 160 = 0.775
Caso II: 6.2g 8g 14.2g 6.2 / 8 = 0.775

Cuando dos o más elementos se combinan Se deduce la siguiente Proporción definida:

para formar cierto compuesto, lo harán en una
proporción definida sea cual sea la masa 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑃4 775 31 𝑚𝑃4 𝑚𝑂2 𝑚𝑃4 𝑂10
= = o = =
utilizada. 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑂2 1000 40 31 40 71
En los dos casos anteriores, se observa que, utilizando diferentes masas de los reactantes se mantiene
constante la proporción de combinación, así mismo, esto nos permitirá saber si uno de los reactivos
participan en exceso respecto del otro reactivo.
 LEYES PONDERALES
Ley de las Proporciones definidas
Joseph Proust - 1799
Proporciones:
Cantidad de sustancia vs cantidad de sustancia Proporción definida
2Mg(s) + 1O2(g) → 2MgO(s) 𝑛𝑀𝑔 𝑛𝑂2 𝑛𝑀𝑔𝑂
= =
2 1 2
Cantidad
2 mol 1 mol 2 mol
estequiométrica
𝟔 𝒎𝒐𝒍 𝑛𝑂2 𝑛𝑀𝑔𝑂
Ejemplo 1 6 mol 3 mol 6 mol Del ejemplo 1: = =
2 1 2
Cantidad 𝑛𝑀𝑔 𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑛𝑀𝑔𝑂
DATO Ejemplo 2 10 mol 5 mol 10 mol Del ejemplo 2: = =
2 1 2
15 𝑚𝑜𝑙 𝟖 𝒎𝒐𝒍 𝑛𝑀𝑔𝑂
Ejemplo 3 15 mol 8 mol 15 mol Del ejemplo 3: = =
2 1 2
El magnesio se consume totalmente, Del ej.3 nos damos cuenta que el oxígeno se encuentra
es el reactivo limitante: RL. RL RE en exceso (reactivo en exceso: RE), es decir, una parte
se consume y la otra queda al final sin reaccionar.
Todo cálculo se debe realizar a partir del dato del RL.
Cantidad DATO
En general, es el RL quien presenta el menor cociente (Q): Q =
Cantidad ESTEQUIOMÉTRICA
 LEYES PONDERALES
Ley de las Proporciones definidas
Joseph Proust - 1799
Proporciones:
𝑔 𝑔 𝑔
Masa vs Masa 24𝑚𝑜𝑙 32𝑚𝑜𝑙 40𝑚𝑜𝑙
2Mg(s) + 1O2(g) → 2MgO(s)
Proporción definida
Cantidad 𝑚𝑀𝑔 𝑚𝑂2 𝑚𝑀𝑔𝑂
48 g 32 g 80 g = =
estequiométrica 48
3 32
2 805
Ejemplo 1 12 t 8t 20 t
Cantidad
DATO Ejemplo 2 75 kg 50 kg 125 kg
Ejemplo 3 24 g 20 g 40 g Para el ejemplo 3, ¿quién será el RL?
Mg O2
RL RE 𝐶𝑎𝑛𝑡. 𝑑𝑎𝑡𝑜 24
< 20
𝐶𝑎𝑛𝑡. 𝐸𝑠𝑡𝑒𝑞. 48 32
Todo cálculo se debe Menor cociente → RL: Mg
realizar a partir del
dato del RL.
 LEYES PONDERALES
Ejercicio:
Resolución:
Este problema se resuelve a partir de la Ley de conservación de
la masa y planteando la proporción de combinación del
reactante azufre con el producto formado.
El poco análisis de este problema quizás demande para algunos
desarrollarlo a partir de la fórmula del óxido, cuando NO es
necesario hacerlo.

S + O2 → SOX

2g 3g 5g  Por conservación de la masa.

x6 x6
12 g 𝟑𝟎 𝐠  Por proporción definida y constante.

Clave: C
 LEYES PONDERALES
Ejercicio:
Se combinan 24g de carbono con 5 mol de Resolución:
hidrógeno según la siguiente ecuación sin
balancear: C + H2 → CH4 12g/mol
¿Quién es el reactivo limitante? C + 2 H2 → CH4
¿Cuántos gramos de exceso no estarían
Cantidad estequiométrica: x2
12g 2 mol
reaccionando? x2
a) Hidrógeno; 2g Cantidad dato: 24g 5 mol
b) Carbono; 8g
c) CH4; 2g nH2 (reacciona) = 4 mol
d) Hidrógeno; 8g nH2(NO reacciona) = 1mol H2
e) Carbono; 2g mH2(NO reacciona) = 2 g
Rpta.:
RL.: Carbono
m(exceso) = 2g H2

Clave: A
 LEYES PONDERALES
Ejercicio: Ex. Admisión UNI 2015 - I Resolución:
• Por la ley de la conservación de las masas:

mt = m′t + mCO2
10,50 = 7,64 + mCO2
mCO2 = 𝟐, 𝟖𝟔𝐠

• Por la ley proporciones definidas:

g g
100mol 44mol
1CaCO3(s) 1CO2(g)
100g 44g
mCaCO3 = 6,5g
mCaCO3 2,86g
• Calculamos el porcentaje de pureza del CaCO3 :
mCaCO3 6,5
%Pureza = x100% = x100
mt 10,5
∴ %Pureza = 61,9% Clave: C
 LEYES PONDERALES
Ley de las Proporciones múltiples
Jhon Dalton - 1803
Por ejemplo,
Elementos: H2 , O2
Compuestos: H2O , H2O2
Dependiendo de las condiciones el hidrógeno
puede reaccionar formando H2O o H2O2

Ecuación química:
H2 + ½ O2  H2O H2 + O2  H2O2
2g 16g 18g 2g 32g 34g

Cuando dos elementos se combinan para Se observa que la relación de masas de oxigeno que
formar una serie de compuestos, mientras la reacciona con una misma masa de hidrogeno es:
cantidad de masa de uno de ellos permanezca 16/32 <> 1/2  números enteros
fija, la otra variará en una relación constante de
números enteros. (por ej.: 2:1, 2:3, 1:3, etc.)
 LEYES PONDERALES
Ley de las Proporciones Recíprocas
Richter y Wenzel - 1792
Elementos: A, B, y C
A + B → P1
mA mB
A + C → P2
mA mC

B + C → P3
mB mC
Si las masas de dos elementos (B y C) reaccionan con la
misma masa de un tercer elemento (A), entonces las Participan en la misma proporción
masas de las dos sustancias iniciales de reaccionar entre
sí utilizarán éstas mismas masas o múltiplos de ellos.
 LEY VOLUMÉTRICA
Ley de las Relaciones sencillas
Joseph Gay Lussac - 1808
Por ejemplo,
Elementos: N2 , H2
Compuesto: NH3
Para cada gas, considerándolo ideal, se cumple que:
PV = n R T
𝑛 𝑃 ngas = k ∙ Vgas
Donde: = =𝐾
𝑉 𝑅𝑇
𝑃,𝑇
Relación de… N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
N° de moles n 3n 2n
Volúmen de c/gas V 3V 2V
Los volúmenes de las sustancias gaseosas,
sometidos a la misma presión y temperatura,
que intervienen en una reacción, guardan
una relación sencilla y constante.
1L 3L 2L
 LEY VOLUMÉTRICA

Proporciones:
Volumen – Volumen

1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Proporción definida
Cantidad
1V 3V 2V 𝑉𝑁2 𝑉𝐻2 𝑉𝑁𝐻3
estequiométrica = =
1 3 2
Ejemplo 1 6 m3 18 m3 12 m3 Para el ejemplo 3, ¿quién será el RL?
Cantidad
DATO Ejemplo 2 7 mL 21 mL 14 mL N2 H2
𝐶𝑎𝑛𝑡. 𝑑𝑎𝑡𝑜 30 100
Ejemplo 3 30 L 100 L 60 L 𝐶𝑎𝑛𝑡. 𝐸𝑠𝑡𝑒𝑞. 1
< 3
Menor cociente → RL: N2
RL RE
 LEY VOLUMÉTRICA
Ejercicio: 𝟐𝐒𝐎𝟐(𝐠) + 𝟏𝐎𝟐(𝐠) → 𝟐𝐒𝐎𝟑(𝐠)
x 400
2L 1L x 400
2L x 400
800 L 500 L 800 L
RE= O2 , de los 500 L, 100 L no reaccionan.
I. CORRECTO
Como la relación de volumen entre el SO2 y el SO3 es
de 1 a 1, entonces 800 L de SO2 produce 800 L de SO3.
II. INCORRECTO
Como el RE es el O2, entonces al final del proceso sobra 100 L de O2.
III. CORRECTO
La mezcla final está constituido por SO3 y el exceso.
SO3(g) 800 L
900 L
Exceso O2(g) 100 L
Clave: C
 RENDIMIENTO PORCENTUAL EN UNA REACCIÓN QUÍMICA
En las reacciones químicas a la cantidad de producto obtenido en la practica se le conoce como rendimiento.
Rendimiento real o práctico, a la cantidad obtenida en los laboratorios, industria, etc., cantidad de producto
obtenido considerando todas las variables que influyen directa o indirectamente, tales como: pérdidas de producto
en las etapas de purificación, aparición de reacciones secundarias, desarrollo de reacciones reversibles, etc.
Rendimiento teórico, a la cantidad de producto obtenido como parte de la resolución de un problema
estequiométrico.

Analicemos el proceso de preparación del arroz: Calculamos el rendimiento del proceso:

lo que esperamos o deseamos

Cant. Teórica: 2000 g __________________100%

Cant. Real: 1800 g __________________%R
Cantidad Real
1800g lo que realmente obtenemos

Cantidad teórica 1800g

Defecto %R = x100 ∴ %R = 𝟗𝟎%
2000g 200g 2000g
 RENDIMIENTO PORCENTUAL EN UNA REACCIÓN QUÍMICA

Ejemplo:
Uno de los experimentos de laboratorio de química general El precipitado obtenido se seca, purifica y pesa,
es la obtención de carbonato de calcio a partir de la obteniéndose…
siguiente reacción

Na2CO3(ac) + CaCl2(ac)  2NaCl(ac) + CaCO3(s)

Relación 106g 111g 100g
estequiométrica
Dato 1.06g 1.11g 1.00g

Rendimiento teórico

Calculamos el porcentaje de rendimiento:

0,5544 g Rendimiento real
%R = x100 = 55,44%
1,0000g
 RENDIMIENTO PORCENTUAL EN UNA REACCIÓN QUÍMICA
Ejercicio:
Volumen del nitrógeno gaseoso que reacciona:
80
𝑉𝑁2 = x1000 L = 800 L
100
Hallando el R.L

(Volumen teórico de NH3)

Resolución: (Volumen realmente

obtenido de NH3)
N2 ← 80% V

Rpta: 720 L Clave : C

1000 L de aire
 BIBLIOGRAFÍA

 Química. Asociación Fondo de Investigadores y Editores. Enrique Arturo de la Cruz Sosa, Enrique Ames,
Fausto Raúl Delgadillo, y otros.
 Brown T. L., H. Eugene L., Bursten B.E., Murphy C.J., Woodward P.M. (2014). Química, la ciencia central.
12° edición. México. Pearson Educación.
 Burns, Ralph A. Fundamentos de química. 5.a edición. Pearson / Prentice Hall, 2011.
 Chang Raymond. Química general .11° edición. McGraw-Hill, 2013.
 Daub, W. y Seese, W. Química. 8.a edición. Pearson / Prentice Hall, 2005. Ebbing, Darrell. Química general.
9.a edición. McGraw-Hill.2007.
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