Guía Estequiometría

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Guía de Química – Estequiometria 
 
En esta guía aprenderás la importancia de las unidades de medida y cómo usarlas son útiles en momentos tan 
cotidianos de la vida diaria. Además, lograras relacionar estos conceptos entre sí y comprender por qué son 
necesarias estas unidades de medida en química y en todas las ciencias. 
 
 
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS 
 
En las reacciones químicas, la relación en masa de los reactantes es fija e invariable, por lo tanto, la composición 
que tiene el compuesto formado está definida, lo cual vuelve único a dicho compuesto. 
 
La ley de las proporciones definidas postula que: 
 
“los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”. 
 
Ejemplo: 
 
Si las relaciones estequiométricas en la formación de Cloruro de Sodio (sal). Podemos concluir que según las 
Masas Atómicas/Molares de cada uno de los elementos, para formar 1mol de NaCl, reaccionan 1 mol de Na 
(Sodio) y 1 mol de Cl (Cloro), cuyas masas molares son 23 g/mol y 36 g/mol respectivamente. 
 
Si calculamos la proporción al dividir estas masas molares, nos da 1.56 y esta proporción siempre se respeta, 
independiente de las concentraciones de Na y Cl. 
 
Calcula la proporcionalidad de cada uno de los compuestos 
 
Cloruro de Sodio 
NaCl 
Masa molar Cl 36 g/mol 
 
Masa molar Na 23 g/mol 
Resp: 1.56 
Óxido de Zinc 
ZnO 
Masa molar Zn 66 g/mol 
 
Masa molar O 16 g/mol 
Resp: 4.12 
Monóxido de Carbono 
CO 
Masa molar O 16 g/mol 
 
Masa molar C 13 g/mol 
Resp: 1.23 
 
 
LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES 
 
En 1803, John Dalton estableció la ley de las proporciones múltiples, plantea que “cuando dos elementos se 
combinan para formar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, que se une a una masa fija del otro, está 
en relación de números enteros y sencillos, como 1:2, 3:1, 2:3, etc. 
Por ejemplo, el carbono (C) se une al oxígeno (O) formando dos compuestos estables: el monóxido de carbono 
(CO) y el dióxido de carbono (CO2). 
 
REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO 
 
Cuando se realiza una reacción química, generalmente los reactantes no están presentes en cantidades 
estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada. 
En la imagen se muestran los reactivos: 11 bolitas amarillas y 6 bolitas naranjas, y el producto: 6 pares de bolitas 
pegadas, constituidas por una amarilla y otra naranja. Se observa también que se utilizan todas las bolitas 
naranjas para formar el producto, mientras que sobran 5 bolitas amarillas. 
 
 
Se le llama reactivo limitante al que se ha consumido completamente en una reacción química y determina o 
limita la cantidad de producto formado. En la imagen anterior, la bolita naranja representa al reactivo limitante. 
Mientras que el reactivo en exceso es el que se encuentra en mayor cantidad de lo necesario para reaccionar 
con la cantidad de reactivo limitante, es decir, es el reactante que sobra y queda algunas bolitas sin reaccionar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ejemplo: 
Si se hacen reaccionar 55 g de hidrógeno con 55 g de nitrógeno, según su ecuación balanceada, ¿cuál es el reactivo 
limitante y cuál en exceso?, ¿cuántos gramos de NH3 produce la reacción? 
 
 
 
 
Por medio de la ecuación quimica, sabemos que: 
• 1 mol de N2 reacciona con 3 mol de H2 para obtener 2 mol de NH3 
 
Calculamos primero el número de moles de cada reactivo 
 
nN2 = 55g = 1.96 mol 
 28g/mol 
 
nH2 = 55g = 27.5 mol 
 2g/mol 
 
Como 1 mol de N2 reacciona con 3 mol de H2, la cantidad de moles de H2 que reaccionan con 1,96 mol de N2 
será: 
 
1 mol de N2  3 mol de H2 x= 5.88 mol de H2 
1.96 mol N2  x mol de H2 
 
Por lo tanto, como al inicio se tenían 27,5 moles de H2 y solo se necesitan 5,88 moles de H2 para reaccionar con 
1,96 moles de N2, concluimos que el reactivo limitante es N2 y el reactivo en exceso es H2. 
 
 
Calcula: 
Si se hacen reaccionar 60 g de hidrógeno con 40 g de oxígeno, según su ecuación balanceada, ¿cuál es el reactivo limitante 
y cuál en exceso? 
 
2H2 + O2  2H2O 
 
A partir de la ecuación, sabemos que: 
• 2 mol de H2 reacciona con 1 mol de O2 para obtener 2 mol de H2O 
 
Calculamos primero el número de moles de cada reactivo 
nH2 = g = _____ mol 
 g/mol (masa molar del compuesto) 
nO2 = g = _____ mol 
 g/mol 
 
Como ___ mol de H2 reacciona con ___ mol de O2, la cantidad de moles de H2 que reaccionan con ____ mol de 
O2 será: 
 
 Mol de O2 _ mol de H2 x = ____ mol de H2 
__ mol O2  x mol de H2 
 
Por lo tanto, como al inicio de la reacción se tenían ___ mol de H2 y solo se necesitan ___ mol de H2 para 
reaccionar completamente con ____ mol de O2, determinamos que el reactivo limitante es ___ y el reactivo en 
exceso es ___. 
 
Fundamenta 
1. Explica la Ley de las proporciones definidas: 
 
 
 
 
 
2. Explica la Ley de proporciones múltiples: 
 
 
 
 
 
3. Explica qué es un reactivo limitante y un reactivo en exceso: