Unidad 4_reacciones químicas

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Unidad 4
1
Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería
Unidad 4
Tema: Reacciones químicas y 
estequiometría.
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Reacciones químicas: Estequiometría 
Significado del término “estequiometría”
“estequio” => parte
“metría” => medida
La estequiometría de reacciones químicas es el 
estudio de los aspectos cuantitativos de las reacciones.
En otras palabras, si se sabe cuáles son las especies 
que intervienen en una reacción, la estequiometría de 
la reacción responde cuánto de esas especies
participan de la reacción. 
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Es sabido que una ecuación química (reacción 
química balanceada) contiene gran cantidad 
de información cuantitativa (moles o masa) 
relacionada con las especies químicas (átomos, 
moléculas, unidades fórmula, iones) que 
participan en la reacción. 
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El estudio de la estequiometría de las reacciones nos 
permitirá responder a situaciones o preguntas como 
las que se dan en los ejemplos que siguen:
Un químico que sintetiza un nuevo material plástico:
¿Cuánto producto se puede obtener a partir de la 
cantidad de materia prima de que se dispone?
Un ingeniero químico que estudia el empuje de un 
motor en un cohete espacial:
¿Qué cantidad de gases de escape producirá la mezcla 
combustible que utilice?
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Un químico ambiental:
¿Qué cantidad de contaminantes van a salir al 
ambiente cuando se queme cierta muestra de carbón?
Un investigador en área de salud:
Desea dosificar una droga experimental midiendo las 
cantidades metabólicas de sus productos.
etc.
Es posible predecir cualquiera de estas cantidades de 
sustancias examinando en forma cuantitativa la(s) 
reacción(es) química(s) donde ellas participan.
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En el estudio de la estequiometría es 
fundamental utilizar correctamente:
fórmulas químicas 
concepto de mol
masa molar, masa fórmula
relación masa mol n° partículas
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Necesitamos trabajar con ECUACIÓN QUÍMICA.
Ejemplo:
C3H8(g) + 5 O2(g) = 3 CO2(g) + 4 H2O(g)
Revisar siempre que esté balanceada en materia 
(átomos) y en carga.
Los números que preceden a cada especie se denominan 
COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.
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Mientras no se especifique otra cosa, la reacción se 
supondrá COMPLETA ( => que ocurre 100%)
Interpretación cuantitativa de la ecuación anterior:
1 mol de C3H8(g) reac. completamente con 5 moles de O2(g)
para producir:
3 moles de CO2(g) y 4 moles de H2O(g) 
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Problema 1.
Considere la reacción de combustión de propano: 
C3H8(g) + 5 O2(g) = 3 CO2(g) + 4 H2O(g)
Si se forman 10 moles de H2O
a) ¿Cuántos moles de propano se consumen?
b) ¿Cuántos moles de O2 se consumen?
c) ¿Cuántos moles de CO2 se producen? 
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Problema 2.
Considere la reacción anterior y responda: 
a) ¿Qué masa de agua se produce si se 
consumen 500 g de propano?
b) ¿Cuántas moléculas de O2 reaccionaron?
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Problema 3.
Durante su vida, en promedio, un norteamericano usa 794 kg 
de cobre en monedas, plomería y cables. 
El cobre se obtiene de minerales sulfurados tales como 
sulfuro de cobre(I), mediante procesos de varias etapas. 
Después de una etapa inicial de molienda, el mineral se tuesta (se 
calienta fuertemente con oxígeno) para formar un óxido de 
cobre(I) en polvo y dióxido de azufre gaseoso.
a) ¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para tostar 10 moles 
de sulfuro de cobre (I)?
b) ¿Cuántos gramos de dióxido de azufre se forman al tostar 10 
moles de sulfuro de cobre (I)?
c)¿Cuántos kg de oxígeno se requieren para formar 2,86 kg de 
óxido de cobre(I)? 
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Esquema del proceso descrito en Problema 3.
Mineral
sulfuro de cobre(I)
Reactor de tostación Cu2O
mineral
Cu2O(s) + SO2(g)
Mineral(s) + O2(g) 
Cu2S
Molienda
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Reacción Problema 3
Cu2S(s) + O2(g) = Cu2O(s) + SO2(g)
Ecuación (balanceada):
Cu2S(s) + 3/2 O2(g) = Cu2O(s) + SO2(g)
o
2 Cu2S(s) + 3 O2(g) = 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g)
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M(g/mol):
159,16 32 143,09 64,07
2 Cu2S(s) + 3 O2(g) = 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g)
a)
x = 15 moles de O2
b) 
x = 640,7 g SO2
2
2
2
2
O molesx 
SCu moles 10
O moles 3
SCu moles 2
=
2
2
2
2
SO gx 
SCu moles 10
SO g 64,072
SCu moles 2
=
×
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M(g/mol):
159,16 32 143,09 64,07
2 Cu2S(s) + 3 O2(g) = 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g)
c) ¿Cuántos kg de oxígeno se requieren para formar 
2,86 kg de óxido de cobre(I)? 
X = 0,959 kg de O2
OCu kg 2,86
O kgx 
OCu kg 0,143092
O kg 0,032 3
OCu moles 2
O moles 3
2
2
2
2
2
2 =
×
×
⇒
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Problema 4.
Para obtener cobre a partir del mineral mencionado 
en el problema 3, el óxido de cobre(I) obtenido se 
hace reaccionar con carbono. Esta reacción produce 
cobre y monóxido de carbono. Escriba la ecuación 
de la reacción y calcule los kg de cobre que se 
obtienen por cada tonelada de SO2 que se produce 
en la etapa de tostación.
CO(g)
Cu2O + C Cu
Reacción: Cu2O(s) + C(s) = 2 Cu(s) + CO(g)
Cu
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1 ton SO2 = 106 g SO2 => 106 g / 64,07 g/mol
=> 15.608 moles de SO2
La reacción de tostación produce SO2 y Cu2O 
en relación 1:1 en moles; por lo tanto cuando 
se produce 1 ton de SO2 se han producido 
también 15.608 moles de Cu2O.
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M(g/mol)
143,09 12,01 63,546 28,01
Cu2O(s) + C(s) = 2 Cu(s) + CO(g)
Cada mol de Cu2O produce 2 moles de Cu =>
los moles de Cu = 2 x 15608 = 31.216
masa de Cu = 31.216 moles x 63,546 g/mol
= 1,983652 x 106 g 
= 1,984 ton
Respuesta: Por cada tonelada de SO2 se produce 
1,984 toneladas de cobre.
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En los problemas recién trabajados se han 
hecho cálculos estequiométricos basados en 
uno de los reactantes y suponiendo que de 
los otros reactantes había siempre cantidad 
suficiente para que el reactante elegido
reaccionara completamente.
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El caso más general de cálculo estequiométrico se 
presenta cuado las cantidades disponibles de todos los 
reactantes están dadas.
Se pueden dar dos situaciones según que las 
cantidades dadas de los reactantes 
1) estén en la proporción estequiométrica
2) no estén en la proporción estequiométrica
(Proporción estequimétrica es la que establece la 
reacción a través de los coeficientes estequimétricos).
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Situación 1)
Si las cantidades que se disponen para cada 
uno de los reactantes están en la 
proporción estequiométrica, los cálculos se 
pueden hacer en base a cualquiera de los 
reactantes. Esto debido a que los otros 
reactantes van a estar justo en la cantidad 
que exige la estequiometría de la reacción.
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Ejemplo.
Considere la reacción: 2 A + 3 B = C + 2 D
¿Cuántos moles de C se forman si se hacen reaccionar 
0,50 moles de A con 0,75 moles de B?
Cantidades disponibles: 0,50 moles de A
0,75 moles de B
Proporción estequiométrica: 
Proporción disponible dada: 
0,67
3
2
B moles
 Amoles
==
0,67
0,75
0,50
B moles
 Amoles
==
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Cálculo de los moles de C producidos:
1) usando la cantidad dada de A =>
moles de C producidos = ½ moles de A reaccionados
moles de C producidos = ½ x 0,50 = 0,25 moles
2) usando la cantidad dada de B =>
moles de C producidos = 1/3 x moles de B 
reaccionados
moles de C producidos = 1/3 x 0,75 = 0,25 moles
Se verifica que la respuesta es independiente
del reactante usado para el cálculo.
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Situación 2)
Si las cantidades que se disponen para cada 
uno de los reactantes NO ESTÁN en la 
proporción estequiométrica, significa que 
uno de los reactantes se agotará mientras 
aún quede cantidad de los otros. En estos 
casos los cálculos deben hacerse en base al 
reactante que se agota. Este reactante se 
denomina REACTIVO LIMITANTE, 
puesto que él pone límite a la ocurrencia de 
la reacción.
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Ejemplo.
Dada la reacción A + 2 B = 2C, si se dispone 
de 1 mol de A y 1 mol de B, ¿cuántos moles de C 
se forman?
Estequiometría => moles A : moles B = 1:2 = 0,5
Cantidades dadas => moles A : moles B = 1:1= 1
Luego se concluye que las cantidades dadas de 
los reactantes no están en proporción 
estequiométrica, y en consecuencia hay R. L. 
(reactivo limitante)
¿Cuál es el R. L. en este ejemplo?
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Encontrando el R. L. para el ejemplo anterior:
A + 2 B = 2C
Moles disponibles 1 1
La reacción establece que 1 mol de A 
necesita 2 moles de B para consumirse 
completamente. Pero como sólo hay 1 mol 
de B, el reactante A no reaccionará todo ya 
que B se agotará antes. El reactante A está 
en exceso y por lo tanto el reactivo B es el 
limitante.
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Otro razonamiento es:
Para que 1 mol de B reaccione completa-
mente necesita sólo 0,5 mol de A. Hay más 
moles de A que los necesarios, por lo tanto 
reaccionará 1 mol de B y sólo 0,5 mol de A. 
Se agota B => B es el R. L. 
El reactante A está en exceso.
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Otros ejemplos (didácticos). 
Ejemplo 1.
Para construir una mesa se necesitan 4 patas y una 
cubierta.
+ 
“ecuación”: 4 P + C M
¿Cuántas mesas se pueden construir si se dispone de 12 
patas y de cuatro cubiertas?
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4 P + C = M
Dados: 12 4 ¿cuántas mesas?
dado 12 4
Coef. est eq. 4 1
“ 3 4
R. L.
La razón entre: cantidad dada y coef. esteq. equivale a agrupar 
cada especie en el número de ellas que interviene en la reacción.
Las patas en grupos de 4 y las cubiertas en grupos de 1. Así la
razón más pequeña que resulte corresponde a la especie limitante.
 
 
 
 
 
 + 
 
 
 
 
 
 
 
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Siendo las patas el R. L. El número de mesas 
que se obtienen son 3:
4 patas 1 mesa
12 patas x mesas
x = 3 mesas
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Ejemplo 2.
4 + 2 + 1 + 3 = cadena
ESPECIES DISPONIBLES 
PARA FORMAR CADENAS: 
 
 
 
 
 
 ¿ CUÁNTAS? 
 
 
 
 
 
 
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Para formar una cadena se necesitan:
4 + 2 + + 3 = C
Disp 16 8 7 9
Disp. 16 8 7 9
Coef. 4 2 1 3
“ 4 4 7 3
Las cuentas que LIMITAN el nº de cadenas 
que se pueden hacer son las de forma 
por tanto se pueden hacer sólo 3 cadenas.
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Otro ejemplo:
= ? 
18 14 21
6 7 7
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R. L.
Se consume: Se forman:
18 12 18 6
Queda exceso:
0 2 3
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Ver ejemplo que se muestra en la figura 3.9, 
pág.113, Silberberg, 2a. Ed.
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Problema 5.
Considere la reacción de oxidación del 
sulfuro de cobre(I) descrita anteriormente 
y calcule los moles de Cu2O que se 
producen si se dispone de:
a) 0,8 mol de Cu2S y 1,2 mol de O2
b) 15 moles de Cu2S y 15 moles de O2
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Reacción:
2Cu2S(s) + 3O2(g) = 2Cu2O (s) +2SO2(g)
a)
Moles disp 0,8 1,2
Moles disp 0,8 1,2
Coef. Esteq. 2 3
Razón “ 0,4 0,4
No hay R. L., los moles de Cu2O producidos son 0,8 
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Reacción:
2Cu2S(s) + 3O2(g) = 2Cu2O (s) +2SO2(g)
b)
Moles disp 15 15
Moles disp 15 15
Coef. Esteq. 2 3
Razón “ 7,5 5
El O2 es el R. L. Los moles de Cu2O producidos son 
2/3 de los moles de O2 = 2/3 x 15 = 10 moles 
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Problema 6
Una mezcla de hidrazina (N2H4 ) y tetróxido de 
dinitrógeno, ambos en estado líquido, fue usada 
como combustible en los primeros tiempos de la 
cohetería. 
Al entrar en contacto los componentes de la 
mezcla, ésta enciende formando nitrógeno y vapor 
de agua. 
¿Cuántos gramos de nitrógeno se forman cuando 
se mezclan exactamente 100 g de hidrazina con 
200 g de tetróxido de dinitrógeno?
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M(g/mol)
32,05 92,01 28,01 18,02
2 N2H4(l) + N2O4(l) = 3 N2(g) + 4 H2O(g)
Disp en g 100 200
Disp en moles 100 200 
32,05 92,01
Disp en moles 3,12 2,17
Moles 3,12 2,17 Este cálculo sólo
Coef esteq 2 1 para determinar
Razón “ 1,56 2,17 el R. L.
R. L.
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En base al R. L. se calculan las cantidades de 
productos formados y/o de los otros reactantes 
consumidas.
¿Cuántos g de N2 se forman?
moles de R. L.
x = 4,68 moles de N2
Masa N2 = moles N2 x M de N2= 4,68mol x 28,01g/mol
= 131,09 g
x
HN moles 12,3
N moles 3
HN moles 2 42
2
42 =
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Problema 7
Use la información dada en el siguiente 
esquema de reacción y determine los valores 
(todos en moles) de las incógnitas x, y, z, t, u, 
v, w, en el caso que B sea R. L.
A + 3 B = 2 C + 2 D
moles iniciales) x y 0 0,1
moles consumidos) 0,3 z t u
moles finales) 0,1 v w
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A + 3 B = 2 C + 2 D
moles iniciales) x y 0 0,1
moles consumidos) 0,3 z - + t u
moles finales) 0,1 v w
Balance para A: 
Moles iniciales – moles consumidos = moles finales
x - 0,3moles = 0,1moles => x = 0,4 moles de A
Si moles de A consum. = 0,3 => 
moles de B consum. = z = 0,9 moles
Balance para B: => moles finales de B = 0 (es R. L.)
por lo tanto: moles iniciales de B = y = 0,9 moles
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A + 3 B = 2 C + 2 D
moles iniciales) x = 0,4 y = 0,9 0 0,1
moles cons. | prod.) 0,3 z=0,9 - + t u
moles finales) 0,1 v w
Moles de C producidos = moles de D producidos , 
luego:
=> t = u = 2 ( moles de A consum.) = 0,6 moles 
=> t = 0,6 moles C
u = 0,6 moles D 
Moles finales de C = 0 + t = v = 0,6 moles
Moles finales de D = 0,1 + u = w = 0,7 moles
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Problema 8
Para determinar el % en masa de hierro en una 
muestra de mineral se usa la siguiente reacciónredox en medio ácido:
Fe(s) + MnO4-(ac) = Fe2+(ac) + Mn2+(ac)
Con este propósito se disuelve, en medio ácido, una 
muestra de 0,2952 g del mineral y se la titula con 
solución acuosa 0,016 M en KMnO4 . En la 
titulación se consume (se gastan) 19,7 mL de la 
solución de permanganato de potasio.
¿Cuál es el contenido de hierro del mineral 
expresado en % en masa?
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¿Qué significa titular una muestra? 
Significa ponerle título. Y el título se refiere a indicar
su composición o su concentración.
En el problema enunciado, la titulación de la muestra 
del mineral de hierro tiene por objetivo llegar a 
conocer la composición de ella (el contenido de hierro 
que tiene).
¿Cómo se procede para hacer una titulación?
En la gran mayoría de los casos una muestra se titula
haciéndola reaccionar con una solución de un 
reactante de concentración conocida, que se va 
agregando en forma controlada a la muestra. 
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Materiales para realizar una titulación.
Soporte universal
matraz
Erlenmeyer
pinza
bureta
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El reactante que se agrega reacciona con la especie 
(en la muestra) cuya concentración o composición se 
desea determinar de acuerdo a una reacción 
conocida. 
La muestra (disuelta) se contiene en matraz 
Erlenmeyer.
La solución del reactante se agrega (lentamente) 
desde una bureta. 
La solución que se agrega se denomina titulante.
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El volumen total de reactante que se agregue debe
contener la cantidad estequiométrica exacta que 
exige la reacción para que TODA la especie de la 
muestra reaccione.
Para saber cuando se ha agregado la cantidad 
cantidad estequiométrica requerida se utilizan: 
- sustacias indicadoras
- métodos instrumentales
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Equipo de titulación
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Titulando …
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… volviendo al Problema 8 …
En el problema enunciado, la muestra se titula con 
solución de KMnO4. La solución de KMnO4 es en 
este caso el titulante y ella aporta en ion MnO4- que 
va a reaccionar con el Fe contenido en la muestra, de 
acuerdo a la reacción:
5 Fe + 2 MnO4- + 16 H+ = 5 Fe2+ + 2 Mn2+ + 8 H2O
En la titulación de Fe con MnO4- se debe cumplir
que:
2
5
MnO de moles
Fe moles
-
4
=
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Los moles de MnO4- usados en la titulación son los 
contenidos en 19,7 mL de la solución 0,016 M de 
KMnO4.
=> moles MnO4- = 0,016 mol/L x 0,0197 L
moles MnO4- = 3,152x10-4
Reemplazando en 
Moles de Fe = 5/2 x 3,152x10-4 = 7,88x10-4 moles
2
5
MnO de moles
Fe moles
-
4
=
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Luego los moles de Fe contenidos en la muestra 
titulada son 7,88x10-4 moles y corresponden a:
g de Fe = moles Fe x Mfe
g de Fe = 7,88x10-4 moles x 55,847 g/mol
g Fe = 0,0440 g
Finalmente:
% masa de Fe en el mineral = 14,9 % 
100
mineral g 0,2952
Fe g 0,0440Fe de masa % ×=
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Rendimiento de la reacciones.
Cuando un químico hace una reacción en el 
laboratorio, pocas veces usa cantidades 
exactamente estequiométricas de los 
reactantes. Por lo general trabaja con exceso 
de un reactante, esperando en esta forma 
convertir completamente en productos el otro 
reactante (R. L.). 
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Por ejemplo en la reacción entre benceno y ácido 
nítrico:
C6H6(l) + HNO3(l) = C6H5NO2(l) + H2O(l)
Suponiendo que se desea formar 1 mol de 
nitrobenceno, C6H5NO2 , partiendo de 1 mol de 
benceno, en principio podría emplearse 1 mol de 
HNO3 . En la práctica, si se desea convertir lo más 
posible del benceno en nitrobenceno, lo más 
aconsejable es usar exceso de HNO3. 
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Se esperaría de esta forma que, siendo el benceno el 
RL, él hubiese reaccionado todo, 1 mol, y por lo 
tanto, de acuerdo a la ecuación, se hubiera formado 
1 mol de nitrobenceno.
Se define rendimiento teórico a la cantidad máxima 
de alguno de los productos que puede obtenerse en 
una reacción. Este rendimiento se calcula 
suponiendo que el RL reacciona completamente.
En el ejemplo dado, el rendimiento teórico de 
nitrobenceno sería 1 mol.
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Sin embargo, los experimentos muestran que la cantidad 
de nitrobenceno formado es inferior a 1 mol.
Por ejemplo, puede ser 0,8 mol; 0,92 mol; 0,47 mol; etc.
Hay muchas razones para esto, por ejemplo:
- la reacción puede no llegar a completarse quedando
cantidades importantes de reactantes sin consumirse
(equilibrio químico),
- posibilidad que ocurran reacciones secundarias, …
Y, aunque en la realidad se obtuviera una cantidad muy 
cercana al rendimiento teórico, al separar el producto de 
interés del resto del sistema, siempre se pierde algo. 
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En la práctica, el rendimiento real de algún 
producto de una reacción es inferior al teórico.
Los resultados experimentales indican que las 
reaccio-nes químicas no ocurren 100%.
En otras palabras, aún usando exceso de los otros 
reactantes, el R. L. no se consume completamente.
Se define % de rendimiento de una reacción:
100×=
teórico orendimient
real orendimient orendimient %
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Problema 9
A temperatura ambiente el óxido férrico se puede 
convertir en hierro al reaccionar con aluminio. Si se 
mezclan para reaccionar 1 kg de aluminio y 1 kg de 
óxido férrico, calcule:
a) El rendimiento teórico de Fe(s)
b) El % de rendimiento de la reacción si se obtienen 
500 g de hierro.
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Reacción:
M (g/mol) 159,69 26,98 55,85
Fe2O3(s) + 2 Al(s) = 2 Fe(s) + Al2O3(s)
g) 1000 g 1000 g
Moles) 6,26 37,06
Razón) 6,26 18,53
RL
Moles de Fe(s) teóricos producidos = 2 x moles de RL
= 12,52 moles Fe(s)
Masa de Fe(s) teórica producida = 12,52 x 55,85 
= 699,24 g Fe
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 4
62
Respuestas:
a) Rendimiento teórico de Fe(s) = 699,24 g
b) % rendimiento de reacción:
100
teórico orendimient
real orendimient orendimient % ×=
71,5%100
Fe(s) g 699,24
Fe(s) g 500 orendimient % =×=
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 4
63
El rendimiento de reacción = 71,5 %
significa que la reacción sólo se completa en 
71,5 %.
También se expresa diciendo que la 
conversión de la reacción es 71,5 %
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 4
64
Problema 10
El proceso industrial para la obtención de 
carbonato de sodio, que se denomina Proceso 
Solvay, se desarrolla de manera que la reacción 
total es:
CaCO3(s) + 2 NaCl(ac) = Na2CO3(s) + CaCl2(ac)
Calcule la masa de Na2CO3 que se obtiene si se 
hace reaccionar 1 tonelada de cada reactante si la 
reacción tiene 58% de rendimiento.
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 4
65
Problema 11
Se pide a un estudiante preparar 0,250 mol de un 
compuesto puro D mediante la secuencia de reacciones:
1) 2A = B + C
2) 3B = 2 D
en las cuales A, B y C son otros compuestos.
Los rendimientos de las reacciones 1) y 2) son 76% y 63%, 
respectivamente. 
También se le pide al estudiante que purifique el producto 
deseado (D), recristalizándolo desde una solución acuosa. 
En este proceso de recristalización se pierde 19% del 
producto.
¿Con cuántos moles de A debe comenzar?
	Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas
	Reacciones químicas: Estequiometría
	En el estudio de la estequiometría es fundamental utilizar correctamente:
	Problema 1.
	Problema 2.
	Problema 3.
	Esquema del proceso descrito en Problema 3.
	M(g/mol): 159,16 32 143,09 64,07
	M(g/mol): 159,16 32 143,09 64,07
	Problema 4.
	M(g/mol) 143,09 12,01 63,546 28,01
	Situación 1)
	Situación 2)
	Ejemplo.
	Encontrando el R. L. para el ejemplo anterior:
	Otros ejemplos (didácticos).
	Para formar una cadena se necesitan:
	Problema 5.
	Problema 6
	Problema 7
	Problema 8
	Materiales para realizaruna titulación.
	Equipo de titulación
	Titulando …
	… volviendo al Problema 8 …
	Rendimiento de la reacciones.
	Problema 9
	Problema 10
	Problema 11