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ESCUELA PREPARATORIA ESTATAL No. 8 
 “CARLOS CASTILLO PERAZA” 
ADA 3 
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
DOCENTE: 
ALUMNO: 
SALÓN: 
FECHA DE ENTREGA: 
Luis Santamaria
José Alberto Domínguez Kuna
1º A
2 de marzo del 2021
 Escuela Preparatoria Estatal No 8 
 “Carlos Castillo Peraza” 
ACTIVIDAD DE APRENDIZAJE 3 
SEMESTRE II BLOQUE I QUÍMICA II 
Aprendizajes esperados Competencias 
genéricas 
Atributos de las 
competencias 
genéricas 
Competencia
s 
disciplinare
s 
Producto 
Esperado 
4) Resuelve problemas
estquiométricos de
reacciones químicas, a
través de escribir las
fórmulas químicas con
la composición en
masa de los
compuestos que
representan
Se expresa y comunica 4. 
Escucha, interpreta y 
emite mensajes 
pertinentes en distintos 
contextos mediante la 
utilización de medios, 
códigos y herramientas 
apropiados. 
4.1 Expresa ideas y 
conceptos mediante 
representación es 
lingüísticas, 
matemáticas o gráficas. 
10. Relaciona las
expresiones simbólicas
de un fenómeno de la
naturaleza y los rasgos
observables a simple
vista o mediante
instrumentos o
modelos científicos.
Ejercicios resueltos 
en los que analiza y 
propone soluciones a 
situaciones 
problemáticas que 
involucran cálculos 
estequiométricos 
entre masa, mol y 
moléculas. 
5) Identifica la
importancia contar
partículas y su relación
con la masa
Se expresa y comunica 
4. Escucha, Interpreta y
emite mensajes
pertinentes en distintos
contextos
mediante la utilización de 
medios, códigos y 
herramientas apropiadas 
4.2 Aplica distintas 
estrategias 
comunicativas según 
quienes sean sus 
interlocutores, el 
contexto en el que se 
encuentra y los 
objetivos que persigue 
5. Contrasta los
resultados obtenidos
en una investigación o
experimento con
hipótesis previas y
comunica sus
conclusiones
6) Relaciona la cantidad de
sustancia que se consume
y se forma en una reacción
química con los
coeficientes de la ecuación
química correspondiente
3. Elige y practica estilos
de vida saludables
3.2 Toma decisiones a 
partir de la valoración 
de las consecuencias de 
distintos hábitos de 
consumo y conductas 
de riesgo. 
4. Obtiene, registra y
sistematiza la
información para
responder a preguntas
de carácter científico,
consultando fuentes
relevantes y realizando
experimentos
pertinentes.
7) Comprende el
significado de la cantidad
de sustancia y su unidad el
mol.
4. Escucha,
interpreta y emite
mensajes pertinentes en
distintos contextos
mediante la utilización
de medios, códigos y
herramientas
apropiados
4.1 Expresa ideas y 
conceptos mediante 
representaciones 
lingüísticas, 
matemáticas o gráficas 
10. Relaciona las
expresiones simbólicas
de un fenómeno de la
naturaleza y los rasgos
observables a simple
vista o mediante
instrumentos o
modelos científicos.
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 “Carlos Castillo Peraza” 
Qué es Estequiometría: 
La estequiometría es el cálculo para una ecuación química balanceada que determinará las 
proporciones entre reactivos y productos en una reacción química. 
El balance en la ecuación química obedece a los principios de conservación y los modelos 
atómicos de Dalton como, por ejemplo, la Ley de conservación de masa que estipula que: 
la masa de los reactivos = la masa de los productos 
En este sentido, la ecuación debe tener igual peso en ambos lados de la ecuación. 
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Cálculos estequiométricos 
Los cálculos estequiométricos es la manera en que se balancea una ecuación química. 
Existen 2 maneras: el método por tanteo y el método algebraico. 
Cálculo estequiométrico por tanteo 
El método por tanteo para calcular la estequiometría de una ecuación se deben seguir los 
siguientes pasos: 
1. Contar la cantidad de átomos de cada elemento químico en la posición de los 
reactivos (izquierda de la ecuación) y comparar esas cantidades en los elementos 
posicionados como productos (derecha de la ecuación). 
2. Balancear los elementos metálicos. 
3. Balancear los elementos no metálicos. 
Por ejemplo, el cálculo estequiométrico con el método por tanteo en la siguiente ecuación 
química: 
CH4 + 2O2 → CO + 2H2O 
El carbono está equilibrado porque existe 1 molécula de cada lado de la ecuación. El 
hidrógeno también presenta las mismas cantidades de cada lado. El oxígeno en cambio, 
suman 4 del lado izquierdo (reactantes o reactivos) y solo 2, por lo tanto por tanteo se 
agrega un subíndice 2 para transformar el CO en CO2. 
De esta forma, la ecuación química balanceada en este ejercicio resulta: CH4 + 2O2 → CO2 + 
2H2O 
Los números que anteceden el compuesto, en este caso el 2 de O2 y el 2 para H2O se 
denominan coeficientes estequiométricos. 
Cálculo estequiométrico por método algebraico 
Para el cálculo estequiométrico por método algebraico se debe encontrar los coeficientes 
estequiométricos. Para ello se siguen los pasos: 
1. Asignar incógnita 
2. Multiplicar la incógnita por la cantidad de átomos de cada elemento 
3. Asignar un valor (se aconseja 1 o 2) para despejar el resto de las incógnitas 
4. Simplificar 
Relaciones estequiométricas 
Las relaciones estequiométricas indican las proporciones relativas de las sustancias 
químicas que sirven para calcular una ecuación química balanceada entre los reactivos y sus 
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productos de una solución química. 
Las soluciones químicas presentan concentraciones diferentes entre soluto y solvente. El 
cálculo de las cantidades obedece a los principios de conservación y los modelos atómicos 
que afectan los procesos químicos. 
Principios de conservación 
Los postulados de los principios de conservación ayudarán posteriormente a definir los 
modelos atómicos sobre la naturaleza de los átomos de John Dalton. Los modelos 
constituyen la primera teoría con bases científicas, marcando el comienzo de la química 
moderna. 
Ley de conservación de masa: no existe cambios detectables en la masa total durante una 
reacción química. (1783, Lavoisier) 
Ley de las proporciones definidas: los compuestos puros siempre presentan los mismos 
elementos en la misma proporción de masa. (1799, J. L. Proust) 
Modelo atómicos de Dalton 
Los modelos atómicos de Dalton constituye la base de la química moderna. En 1803, La 
teoría atómica básica de John Dalton (1766-1844) postula lo siguiente: 
1. Los elementos químicos están formados por átomos idénticos para un elemento y 
es diferente en cualquier otro elemento. 
2. Los compuestos químicos se forman por la combinación de una cantidad definida de 
cada tipo de átomo que forman una molécula del compuesto. 
Además, la ley de proporciones múltiples de Dalton define que cuando 2 elementos 
químicos se combinan para formar 1 compuesto, existe relación de números enteros entre 
las diversas masas de un elemento que se combinan con una masa constante de otro 
elemento en el compuesto. 
Por lo tanto, en la estequiometría las relaciones cruzadas entre reactantes y productos es 
posible. Lo que no es posible es la mezcla de unidades macroscópicas (moles) con unidades 
microscópicas (átomos, moléculas). 
 
Estequiometría y conversión de unidades 
La estequiometría usa como factor de conversión desde el mundo microscópico por 
unidades de moléculas y átomos, por ejemplo, N2 que indica 2 moléculas de N2 y 2 átomos 
de Nitrógeno hacia el mundo macroscópico por la relación molar entre las cantidades de 
reactivos y productos expresado en moles. 
En este sentido, la molécula de N2 a nivel microscópico tiene una relación molar que se 
expresa como 6.022 * 1023 (un mol) de moléculas de N2. 
https://www.significados.com/elemento-quimico/
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ACTIVIDAD INICIAL 
Realiza la actividad diagnóstica en el sitio de Educaplay a través del siguiente link 
https://es.educaplay.com/recursos-educativos/8209983-act_previa_estequiometria.html¿QUÉ TIENEN EN COMÚN LAS 
GALLETAS Y LA QUÍMICA? 
¡Pues resulta que muchas cosas! Una 
ecuación química balanceada es la 
receta de una reacción: contiene una 
lista de todos los reactivos (los 
ingredientes) y los productos (las 
galletas), así como sus proporciones 
relativas. 
El uso de una ecuación química 
balanceada para calcular las 
cantidades de reactivos y productos 
se llama estequiometría. Esta es una 
palabra que suena muy técnica, pero 
sencillamente significa el uso de las 
proporciones de la reacción 
balanceada. En este artículo 
analizaremos cómo usar relaciones 
molares para calcular la cantidad de 
reactivos necesaria para una reacción. 
Reacciones balanceadas y relaciones molares 
Los coeficientes estequiométricos son los números que utilizamos para asegurar que 
nuestra ecuación está balanceada. Con los coeficientes estequiométricos podemos calcular 
razones (también llamadas relaciones), y estas relaciones nos darán información sobre las 
proporciones relativas de las sustancias químicas en nuestra reacción. Podrías encontrar 
que a esta proporción se le llama relación molar, factor estequiométrico o relación 
estequiométrica. La relación molar se puede usar como un factor de conversión entre 
diferentes cantidades. 
Consejo para resolver problemas: el primer paso, y el más importante, es el mismo para 
todos los problemas de estequiometría, sin importar qué estás resolviendo: ¡asegúrate de 
que tu ecuación esté balanceada! Si no es así, las relaciones molares estarán equivocadas y 
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las respuestas no serán correctas. 
Por ejemplo, los coeficientes estequiométricos para la siguiente reacción balanceada nos 
dicen que 1 mol de Fe2O3 reaccionará con 2 moles de Al para dar 2 moles de Fe y 1 mol de 
Al2O3 
 Fe2O3 (s) + 2 Al (s) Fe (l) + Al2O3 (s) 
Si tenemos una masa conocida del reactivo Fe2O3, podemos calcular cuántos moles de Al 
necesitamos para que reaccionen totalmente con Fe2O3 al utilizar la razón de sus 
coeficientes: 
Relación molar entre Al y Fe2O3 = 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 Fe2O3
 
Ejemplo: el uso de relaciones molares para calcular la masa de un reactivo 
Para la siguiente reacción no balanceada, ¿cuántos gramos NaOH serán necesarios para 
reaccionar totalmente con 3.10 gramos de H2SO4? 
NaOH (aq) + H2SO4(aq) H2O + Na2SO4(aq) ¡No está balanceada! 
En esta reacción tenemos 1 Na y 3H del lado de los reactivos, y 2 Na y 2H del lado de los 
productos. Podemos balancear nuestra ecuación al multiplicar NaOH por dos, de manera 
que haya 2 Na de cada lado, y multiplicar H2O por dos, para que haya 6 O y 4 H en ambos 
lados. Esto nos da la siguiente reacción balanceada. 
2 NaOH (aq) + H2SO4(aq) 2 H2O + Na2SO4(aq) ¡Balanceada! 
Una vez que tenemos la reacción balanceada, nos podemos hacer las siguientes preguntas: 
¿De qué reactivo o reactivos ya conocemos la cantidad? 
¿Qué estamos tratando de calcular? 
En este ejemplo sabemos que la cantidad de H2SO4 es 3.10 gramos y queremos calcular la 
masa de NaOH. A partir de la ecuación balanceada podemos usar la siguiente estrategia 
para abordar este problema de estequiometría: 
Paso 1: convertir una cantidad conocida de reactivo a moles 
La cantidad conocida de este problema es la masa H2SO4. Podemos convertir la masa de 
H2SO4 a moles al usar el peso molecular. Dado que el peso molecular de H2SO4 es de 98.09 
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g/mol, podemos encontrar los moles de H2SO4 de la siguiente manera: 
3.10g H2SO4 x 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 H2SO4 
98.09 𝑔 𝑑𝑒 H2SO4 
 = 3.16 x 10-2 mol de H2SO4 
Paso 2: el uso de la relación molar para encontrar los moles de otro reactivo 
Queremos calcular la cantidad de NaOH, entonces podemos usar la relación molar entre 
NaOH y H2SO4. Según nuestra ecuación química balanceada, necesitamos 2 moles de NaOH 
por cada mol de H2SO4, lo que nos da la siguiente relación: 
Relación molar entre NaOH y H2SO4 = 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 H2SO4 
Podemos utilizar la proporción para convertir moles de H2SO4 del paso uno, en moles de 
NaOH: 
3.16 x 10-2 mol de H2SO4 x 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 H2SO4 
 = 6.32 x 10-2 mol de NaOH 
Observa que podemos escribir la relación molar de dos maneras: 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 H2SO4 √
o 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 NaOH X
¡Cada relación nos da una respuesta diferente! Sin embargo, solo una relación permitirá 
que las unidades de H2SO4 se cancelan adecuadamente. El mensaje importante aquí es 
¡siempre revisa tus unidades! 
Consulta el siguiente vídeo que explica cómo podemos tratar las unidades como números 
para tener una operación más fácil. 
https://youtu.be/lLJ6S9pLhQw 
Paso 3: convertir moles a masa 
Podemos convertir los moles de NaOH del paso 2, a masa en gramos mediante el peso 
molecular de NaOH: 
6.32 x 10-2 mol de NaOH x 40 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 
 = 2.53 g de NaOH 
Necesitaremos 2.53 gramos de NaOH para que reaccionen totalmente con 3.10 gramos de 
H2SO4. 
https://youtu.be/lLJ6S9pLhQw
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Atajo: también podríamos combinar los tres pasos en un solo cálculo, con la advertencia de 
que debemos poner mucha atención en nuestras unidades. Para convertir la masa de H2SO4 
en masa de NaOH, podemos resolver la siguiente expresión: 
3.10g H2SO4 x 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 H2SO4 
98.09 𝑔 𝑑𝑒 H2SO4 
 x 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 H2SO4 
 x 40 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 
 = 2.53 g de NaOH 
 
 
 
Si observamos cuidadosamente la expresión, la podemos descomponer en los pasos 1 a 3 
como se acaba de ejemplificar. La única diferencia es que, en lugar de hacer cada conversión 
por separado, las hicimos todas a la vez. 
Resumen 
Los coeficientes de la reacción química balanceada nos indican las proporciones de 
reactivos y productos. Podemos usar la razón, o la relación, de los coeficientes para hacer 
conversiones entre las cantidades de reactivos y productos en nuestra reacción. 
 
Paso 1 
Encontrar moles de H2SO4 
 Paso 2 
 Usar relación moral 
 Paso 3 
 Encontrar moles de 
NaOH 
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DESARROLLO 
Aplica los conocimientos adquiridos para resolver los siguientes ejercicios 
1. 1 taza de harina + ¼ de taza de leche + 1 huevo + una cucharada de mantequilla ->
7 piezas de hot cakes.
1 taza de harina 128 gramos
1 taza de leche 257 gramos
1 cucharada de mantequilla 13 gramos
1 huevo 50 gramos
Determina:
a) La masa de un hot cake
R= ________________
b) Con una taza y media de leche ¿cuántos hot cakes podría preparar?
R= ______________
c) Si utilizas 256 gramos de harina ¿cuántas cucharadas de mantequilla necesitarías?
R= __________________
d) Si quiero preparar 28 hot cakes ¿cuántos gramos de huevo necesito?
R= _________________
2. A partir de la reacción química de la obtención del cloruro de sodio, contesta las
siguientes preguntas: Recuerda balancearlas antes de comenzar.
Na(s) + Cl2(g) NaCl(s) 
a) ¿Cuántos moles de cloruro de sodio se obtienen cuando se queman 4 moles de Na?
b) ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio se obtienen cuando 1,25 moles de cloro
gaseoso reaccionan vigorosamente con el sodio?
c) ¿Cuántos gramos de sodio se requieren para obtener 234 gramos de cloruro de
sodio?
3. Se tiene la siguiente reacción de oxidorreducción.
K2Cr207 + HCl KCl + CrCl3 + H2O + Cl2 
Elemento que se oxida:_________ en ______ electrones 
Elemento que se reduce: ________ en ______ electrones 
Agente oxidante: 
Agente reductor: 
Reacción balanceada: 
 __K2Cr207 + __HCl __ KCl + __CrCl3 + __H2O + __Cl2 
Determina: 
a) ¿Cántos moles de K2Cr207 se necesitan para que reaccionen 15 molesde HCl?
36.5
7
2
200g de huevo
140 moles de 
cloruro de sodio
146g de cloruro de sodio
250g de sodio
Cr +3
Cl -3
Cl
Cr
1 14 2 7 32
4 moles
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b) ¿Cuántos gramos de H2O se producen si como product de la reacción también se
obtienen 200 gramos de KCl?
4. De acuerdo con la reacción en la que se obtiene agua y nitrato de aluminio Al(NO3)3
a partir de la reacción química entre el ácido nítrico HNO3 y el hidróxido de
aluminio Al(OH)3
A. PLANTEA LA ECUACIÓN QUÍMICA CORRESPONDIENTE:
B. ECUACIÓN QUÍMICA BALANCEADA
C. REALIZA LOS SIGUIENTES CÁLCULOS:
a) Para obtener 10 moles de nitrato de aluminio ¿cuántos moles de ácido nítrico se
requieren? R= _________
b) Si se obtienen 3 moles de agua ¿cuántos moles de hidróxido de aluminio
reaccionaron? R= _________
c) Para obtener 2 moles de nitrato de aluminio ¿cuántos moles de ácido nítrico se
requieren? R= _________
d) Si obtenemos 60 gramos de agua ¿cuántos moles de ácido nítrico se requieren?
R=_________
e) Si reaccionan 22 gramos de ácido nítrico ¿cuántos moles de nitrato de aluminio se
obtienen? R= _________
f) Si se obtienen 240 gramos de agua ¿cuántos moles de hidróxido de aluminio
reaccionaron? R= _________
g) Si se obtienen 4 moles de agua ¿cuántos gramos de ácido nítrico reaccionaron?
R=_________
c) ¿Cuántos moles de CrCl3 se obtienen a partir de la reacción de 50 g de HCl?
9
4.20
HNO3 + Al (OH)3 + Al (NO3)3 + H2O
3HNO3 + Al (NO)2 = Al (NO)3 + 3H2O
30 moles
1 mol
6 moles
1.05 mpñes
0.88 moles
3.07 moles
252g
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h) Con 4 moles de ácido nítrico ¿cuántos gramos de nitrato de aluminio se obtienen?
R= _________
i) Para obtener 240 gramos de nitrato de aluminio ¿cuántos gramos de hidróxido de
aluminio se requieren? R= _________
Referencias bibliográficas: 
1. "Chemical Reactions" (Reacciones químicas) de UC Davis ChemWiki, CC-BY-NC-SA
3.0
2. "Stoichiometry and Balancing Reactions" (Estequiometría y balanceo de
ecuaciones) de UC Davis ChemWiki, CC-BY-NC-SA 3.0
3. "Amounts of Reactants and Products" (Cantidades de reactivos y productos)
de Boundless Chemistry, CC-BY-SA 4.0
El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC-BY-NC-SA 4.0. 
Otras referencias: 
Kotz, J. C., Treichel, P. M., Townsend, J. R., and Treichel, D. A. (2015). Stoichiometry: 
Quantitative Information about Chemical Reactions. (Estequiometría: información 
cuantitativa sobre reacciones químicas) en Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's 
Edition (9th ed., pp. 139-149). Stamford, CT: Cengage Learning. 
1.1458g
655.37g
http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Chemical_Reactions/Chemical_Reactions
http://creativecommons.org/licenses/by-nc-sa/3.0/
http://creativecommons.org/licenses/by-nc-sa/3.0/
http://chemwiki.ucdavis.edu/Analytical_Chemistry/Chemical_Reactions/Stoichiometry_and_Balancing_Reactions
http://creativecommons.org/licenses/by-nc-sa/3.0/
https://www.boundless.com/chemistry/textbooks/boundless-chemistry-textbook/mass-relationships-and-chemical-equations-3/reaction-stoichiometry-44/amount-of-reactants-and-products-228-7526/
https://www.boundless.com/chemistry/textbooks/boundless-chemistry-textbook/
http://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0/
http://creativecommons.org/licenses/by-nc-sa/4.0/