15/09/2023

UNIVERSIDAD NACIONAL JOSÉ FAUSTINO SÁNCHEZ CARRIÓN

Facultad de Ciencias
Escuela Profesional de Biología con Mención en Biotecnología

CURSO: QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA

CICLO ACADÉMICO: I
SEMESTRE ACADÉMICO 2023-II

TEMA: ESTEQUIOMETRIA
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DOCENTE:
Ing. Fredy R. Paredes Aguirre

CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRIA
Para poder enunciar un concepto de estequiometría tenemos que
conocer el significado del término de estequiometría, se sabe que
proviene del griego stoicheion, “elemento” y metrón, “medida” y
se define como el cálculo de las relaciones cuantitativas entre
reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.

El primer científico que sienta las bases de los principios de la

estequiometría fue Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), quien
en 1792 describió la estequiometría de la siguiente manera:

La estequiometría es la ciencia que

mide las proporciones cuantitativas o
relaciones de masa entre los elementos
químicos que están implicados.

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CONCEPTO ACTUAL DE ESTEQUIOMETRIA

En la actualidad el concepto de estequiometria queda de la
siguiente manera:

Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas

entre las sustancias que intervienen en una reacción química
(reactivos y productos). Pueden ser: mol-mol; mol-gramos; gramos-
gramos; mol-volumen; volumen-gramos; volumen-volumen.
Además las relaciones pueden ser: entre reactivos y productos, sólo
entre reactivos o sólo entre productos y cualquier cálculo
estequiométrico, debe hacerse en base a una ecuación química
balanceada, para asegurar que el resultado sea correcto.

LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
A. LEYES PONDERALES O GRAVIMÉTRICAS
1. Ley de la Conservación de la Masa (Lavoisier-1789).- Esta ley
toma en cuenta a las masas de las sustancias y enuncia lo
siguiente: “La suma de las masas de las sustancias reaccionantes
debe ser siempre igual a la suma de las masas de las sustancias
formadas o productos”

Masa de reactantes = Masa de productos

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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
Masa de reactantes = Masa de productos

EJEMPLO:

Ecuación Química: K2Cr207(ac) + HCl(ac)  KCl(ac) + CrCl3(s) + H2O(l) + Cl2(g)

Ec. Balanceada: K2Cr207(ac) + 14HCl(ac)  2KCl(ac) + 2CrCl3(s) + 7H2O(l) + 3Cl2(g)

Relac. Esteq. Molar: 1mol-g 14mol-g 2mol-g 2mol-g 7mol-g 3mol-g

Relación en masa: 294,181g + 510,454g = 149,102g + 316,71g + 126,105g + 212,718g

804,635g = 804,635g

LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
A. LEYES PONDERALES O GRAVIMÉTRICAS
2. Ley de las Proporciones Definidas o Constantes (Joseph Proust
– 1799).- Esta ley toma en cuenta a las masas de las sustancias y
enuncia lo siguiente: “Cuando dos o más elementos se
combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen
siempre en una relación o proporción en masa fija o invariable”;
el exceso de una de ellos quedará sin reaccionar.

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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
EJEMPLO:

si tomamos como ejemplo la ecuación de formación del agua y

trabajamos con sus pesos atómicos redondeados o cifras enteras
para analizarlos y el alumno pueda entender con mayor claridad.

2H2(g) + O2(g)  2H2O(v)

2mol-g 1mol-g 2mol-g  Relación Estequiométrica Molar
4g 32g 36g  Relación de Masas

La Relación Estequiométrica constante entre la masa de hidrógeno

y de oxígeno en el agua es:
mH2 4 1 Esta relación indica que por cada cantidad de Hidrógeno se necesitan
  ocho cantidades de Oxígeno para que reaccionen completamente y
m O2 32 8 formen agua, sin que sobre ninguna cantidad de ellos.

LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
REACTIVO EN EXCESO Y REACTIVO LIMITANTE
a) Reactivo en Exceso (R.E.).- Es aquel reactante que intervienen
en mayor proporción Estequiométrica, por lo tanto, sobra
(exceso) al finalizar la reacción, generalmente es el de menor
costo.

b) Reactivo Limitante (R.L.).- Es aquel reactante que interviene en

menor proporción Estequiométrica, por lo tanto se agota o se
consume totalmente y limita la cantidad de producto(s)
formado(s). Regla práctica para hallar el R.L.; Se plantea la
siguiente relación para cada reactante:
Nota.- Cuando se dan como datos
las cantidades de sustancias
cantidad que se da como dato del problema reaccionantes, primero se evalúa el
cantidad obtenida de la ecuación balanceada R.L., luego se plantea la regla de
tres simple basándose en él para
hallar la incógnita.

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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
EJEMPLO:

encontrar la cantidad en gramos de agua que se formará si

tenemos 20g de hidrógeno y 96g de oxígeno.
R.E. R.L.
2H2(g) + O2(g)  2H2O(v)
2mol-g 1mol-g 2mol-g  Relación Esteq. Molar
4g 32g 36g  Relación de Masas
÷5 ÷3
20g 96g  Datos

Como se puede observar al dividir obtenemos que el oxígeno es el Reactivo

Limitante mientras que el Hidrógeno es el Reactivo en Exceso. Los cálculos serán
en base al R.L.
96 g de O 2 x 36 g de H2 O
g H2 O   108 g de H2 O
32 g de O 2

LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
A. LEYES PONDERALES O GRAVIMÉTRICAS
3. Ley de las Proporciones Múltiples (John Dalton – 1804).- Esta
ley toma en cuenta a las valencias de los elementos y la relación
que existe entre sus compuestos formados y enuncia lo
siguiente: “Cuando dos elementos se combinan para formar dos
o más compuestos, el peso de uno de ellos permanece
constante, mientras que el peso de la otra varía en una relación
sencilla de números enteros”

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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
EJEMPLO:

Tomaremos los anhídridos del cloro como ejemplo para poder

comprobar que la masa del cloro se mantiene constante (71g) y la
masa del oxígeno varía según el número de valencia del cloro
utilizado para formar el compuesto (V: 1, 3, 5, 7).

Compuesto Cloro Oxígeno

Cl2O 71g 16g =16g x 1

Cl2O3 71g 48g = 16g x 3
Cl2O5 71g 80g = 16g x 5

Cl2O7 71g 112g = 16g x 7

Valencia = # Enteros: 1, 3, 5, 7

LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
A. LEYES PONDERALES O GRAVIMÉTRICAS

4. Ley de las Proporciones Reciprocas (Richter – Wenzel 1792).-

“Las masas de diferentes elementos que se combinan con una
misma masa de otro elemento dan la relación en que ellos se
combinan entre sí (o bien múltiplos o submúltiplos de estas
masas)”.

2Na(s) + H2(g)  2NaH(s)

46g 2g

Jeremías Benjamín Richter

(1762-1807)

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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
EJEMPLO:

tenemos como ejemplo la formación de Anhídrido carbónico y la

formación del Metano, donde ambas reacciones tienen una
sustancia en común el Carbono (C), si hacemos reaccionar las
sustancias reaccionantes diferentes me dan la formación del agua,
que este caso tienen la misma masa de las ecuaciones originales.

C(s) + 2H2(g)  CH4(g)

12g 4g
2H2(g) + O2(g)  2H2O(v)
4g 32g 36g
C(s) + O2(g)  CO2(g)
12g 32g

LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
B. LEYES VOLUMÉTRICAS GAY LUSSAC – 1808

Gay Lussac se encarga de hacer el estudio de los gases y enuncia las

siguientes leyes Estequiométrica.

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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
B. LEYES VOLUMÉTRICAS GAY LUSSAC – 1808
1. Ley de Volúmenes Definidos.- “Los volúmenes de los gases en
una reacción química a una misma presión y temperatura,
guardan una relación constante y sencilla entre ellos”.

EJEMPLO:

N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)

1V 3V 2V : Relación Estequiométrica
5L 15L 10L : Dato del ejemplo

LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
B. LEYES VOLUMÉTRICAS GAY LUSSAC – 1808

2. Ley de los Volúmenes Comparativos.- “Cuando dos sustancias

gaseosas reaccionan entre sí, los volúmenes productos son
menores o iguales a los volúmenes de los reactantes”.
EJEMPLO:
2H2(g) + O2(g)  2H2O(v) H2(g) + Cl2(g)  2HCl(v)
2V 1V 2V 1V 1V 2V

En la ecuación de formación del vapor de agua, se observa que el total de

volúmenes de las sustancias reaccionantes es mayor al volumen de la
sustancia denominada producto, es decir existe una disminución en el
volumen total de reactantes cuando estos pasan a productos.

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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
DEFINICIONES COMPLEMENTARIAS
1. Contracción Volumétrica (C.V).- En algunas reacciones donde las
sustancias reactantes y los productos se encuentran en estado
gaseoso, hay una disminución del volumen total de los gases
reaccionantes. Cuando sucede este fenómeno se le denomina
Contracción volumétrica y se expresa el resultado en porcentaje (%).
ΣVolumen reactantes  Σvolumen productos
C.V. 
EJEMPLO: 
Σvolumen reactantes

Encontrar la contracción volumétrica de la síntesis del amoniaco

N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)

1V 3V 2V Respuesta: La contracción volumétrica en
la síntesis del amoniaco es del 50%

NOTA.- Si hay aumento de volumen, se llama expansión volumétrica.

LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
DEFINICIONES COMPLEMENTARIAS
2. Porcentaje de Pureza.- En las reacciones químicas se utilizan
sustancias reactantes que teóricamente están al 100% de
pureza, pero que en la realidad estas se encuentran impuras, y
para colocarlos de dato en la ecuación química balanceada se
tiene que conocer la cantidad o porcentaje de impurezas para
poder descontar de la cantidad inicial y colocar de dato solo la
cantidad de sustancia pura. Para ese cálculo se utiliza la
siguiente ecuación

EJEMPLO:
Encontrar la cantidad de carbonato de calcio en
280g de piedra caliza al 80% de pureza. 80%

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LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
DEFINICIONES COMPLEMENTARIAS
3. Porcentaje de Rendimiento o Eficiencia de una Reacción.- las
reacciones químicas que suceden dentro de un proceso, están
sujetas al rendimiento o eficiencia de la persona que realiza el
experimento o del equipo en el cuál se realiza la reacción. Para
poder incluir este concepto en la ecuación se tiene que tomar en
cuenta la siguiente ecuación:

Cantidad real
%Rendimien to  x100
Cantidad teórica

Además tener en cuenta lo siguiente:

Rendimiento Real  Rendimiento Teórico

LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
EJEMPLO:
Encontrar la cantidad de amoniaco sintetizado a partir de 200g de
nitrógeno si el rendimiento o eficiencia del procesos es del 94%.
Cálculos Auxiliares y Datos:

N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)

Relación R.E.: 1 mol-g 3 mol-g 2 mol-g
Estequiométrica:
2(14,007)g 2(17,031)g
Dato del ejemplo: 200g X
Solución al 100%: Solución al 94%:

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