QUIMICA Estequiometría

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UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA 
QUIMICA
TEMA: ESTEQUIOMETRIA
MOL
MASA MOLAR
NUMERO DE AVOGRADO 
MASA MOLECULAR
1
Dra. Cecilia Barba
2021-2021
2
Asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento designado como referencia
Masa atómica: es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma)
Unidad de masa atómica: es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 
(átomo de carbono-12, 6 protones y 6 neutrones)
Carbono-12: 12 uma
En referencia al átomo de C-12, el átomo de hidrógeno por ejemplo tiene 
8,4% de la masa
1
El cobre tiene los isótopos 
 
 
 
Calcule la masa promedio del cobre
Mol: es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales 
(átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en 12 g de carbono-12. 
Este número es el número de Avogadro 𝑵𝑨 
𝑵𝑨 = 𝟔 𝟎𝟐𝟐𝟏𝟒𝟏𝟓𝑿𝟏𝟎
𝟐𝟑
MASA MOLAR (GRAMOS) = MASA ATÓMICA (UMA)
¿Cuántos moles de átomos de He hay en 6,46 g de He?
¿Cuántos átomos de He hay en 6,46 g de He?
¿Cuántos gramos de Na hay 0,167moles?
3
Es la suma de las MASAS ATÓMICAS (uma) en una molécula
H2O
La MASA MOLAR de un compuesto (gramos) = MASA MOLECULAR (uma)
Los COMPUESTOS IÓNICOS NO CONTIENEN UNIDADES MOLECULARES 
discretas, se utiliza el término MASA FÓRMULA
NaCl = 58,44 uma y su masa molar es 58,44 g 
4
Definición: Es la parte de la Química que estudia las relaciones existentes entre masas 
y/o volúmenes de reactivos y productos presentes en una ecuación química
BASES DE LA ESTEQUIOMETRIA:
Es importante conocer las leyes que rigen a los cálculos estequiométricos 
 o “leyes ponderales” í o o b é lo o o : 
fórmula mínima (empírica) y molecular,
Reactivo y elemento limitante,
Pureza y rendimiento
REACTIVOS
PRODUCTOS
5
“La materia no se crea ni se destruye solamente se transforma”
“la masa total de los productos de una reacción química es igual a la masa total de 
los reactivos o o q l o l ó ”
2 H3PO4 + 3 Ca (OH)2 1Ca3 (PO4)2 + 6H2O 
2 (98g) + 3 (74g) 1 (310g) + 6 (18g)
196 g + 222g 310g + 108g
418g = 418g
6
“La composición elemental de un compuesto puro es siempre la 
misma, no importa cual sea su origen”
Compuesto elementos
NaCl Na Cl
% 39.32 60.68
H2O H O
% 11.11 88.89
Los compuestos siempre tendrán la misma composición sin 
importar del lugar donde se obtenga 7
“Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija 
de otro para formar varios compuestos, están en una relación de números 
enteros sencillos”
Compuesto Relación entre nitrógeno y 
oxígeno
Ley de Dalton
Nitrógeno Oxígeno
N2O 28/16 7 4
NO 14/16 7 8
N2O3 28/48 7 12
NO2 14/32 7 16
N2O5 28/80 7 20
N = 14 g/at-g; O =16 g/at-g
8
Ejemplo SO, SO2, SO3
Compuesto % Cobre % Oxígeno Relación Cobre/ Oxígeno Ley de 
Dalton
Cu2O 88.83 11.17 7.953 8
CuO 79.90 20.10 3.975 4
Compuesto Relación entre cobre y oxígeno Ley de Dalton
Cobre Oxígeno
Cu2O 128/16 8 1
CuO 64/16 4 1
Cu = 63.546 g/at-g; O = 16 g/at-g
9
“En las reacciones químicas en las que intervienen gases, los volúmenes de las 
sustancias que reaccionan y los volúmenes de las sustancias que se obtienen de 
la reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y 
cuando la presión y la temperatura se mantengan constantes”
Ecuación N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
Relación en moles 1 3 2
Relación en volumen 1 3 2
Relación en litros 1 3 2
10
“Volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión 
contienen números iguales de moléculas”
“El volumen de un gas mantenido a temperatura y presión 
constante es directamente proporcional al número de moles”
Un átomo-gramo de un elemento contiene 6.02 x 1023 átomos
Un mol de un compuesto contiene 6.02 x 1023 moléculas
Gas Nitrógeno (N2) Oxígeno (O2) Cloro (Cl2)
Volumen 22.4 litros 22.4 litros 22.4 litros
Presión 1 atmósfera 1 atmósfera 1 atmósfera
Temperatura 0°C 0°C 0°C
Masa del gas 28.01 g 31.98 g 70.9 g
Nº de moléculas 6.02 x 10 23 6.02 x 10 23 6.02 x 10 23 
11
Definición: Es la parte de la Química que estudia las relaciones existentes entre masas 
y/o volúmenes de reactivos y productos determinados mediante una ecuación 
química
COMPOSICIÓN PORCENTUAL
FÓRMULA MÍNIMA Y MOLECULAR
ELEMENTO LIMITANTE
12
Todo compuesto químico tiene una fórmula definida lo que nos permite 
obtener su masa molecular y a partir de esta su composición porcentual 
Ejemplo:
Determinar la composición porcentual del H2SO4
H = 1g/átomo - gramo; S = 32 g/átomo - gramo; O = 16 g/átomo - gramoMasa molecular H2SO4 = 98 g/mol
Hidrógeno
98 g 100%
2 g X =2.04%
Azufre
98 g 100%
32 g X =32.65%
Oxígeno
98 g 100%
64 g X =65.31
13
H2SO4 Masa atómica
g/átomo-gramo
Masa en el compuesto 
g/mol
Porcentaje
Hidrógeno 1 2 2.04 %
Azufre 32 32 32.65 %
Oxígeno 16 64 65.31%
total 98 100 %
14
Ejemplo: 𝐻 𝑃𝑂4, 𝑁𝐻4𝑁𝑂 
La fórmula mínima indica la relación que existe entre los elementos 
que forman un compuesto.
La fórmula molecular señala la cantidad exacta de átomos que 
constituyen el compuesto.
15
• Obtener los % de los elementos
• Transformar el porcentaje a gramos
Porcentajes
• Dividir los gramos para la masa 
atómica del elemento respectivo
Número de 
átomos-gramo
• Dividir el Número de átomos-gramo 
para el menor de ellosÁtomos-gramo
Si al obtener los átomos gramos estos son números decimales ,se debe multiplicar estos 
por un número entero a fin de obtener una relación de números enteros sencillos
16
Se tiene un compuesto formado por carbono e hidrógeno en las siguientes proporciones. 
Hallar la formula mínima
C = 81.81 % H = 18.19 % 
Tomamos como base 100 gramos y tenemos:
C = 81.81 g H = 18.19 g
Obtenemos el Número de átomos-gramo
C = 81.81/12=6.8175
H = 18.19/1 = 18.19
Obtenemos los átomos gramo
C = 6.8175/6.8175 = 1
H = 18.19/6.8175 = 2.66
En este caso como los átomos gramo resultantes no son enteros buscamos un numero que multiplicado 
por 1 y por 2.66 se aproxime a un entero (Relación de números enteros y sencillos)
C = 1 x 3 = 3
H = 2.66 x 3 = 7.98 = 8
Formula mínima C3H8 es el propano
17
Elemento Porcentajes Gramos Número de 
átomos 
gramos
Átomos 
gramo
Relación de 
Números 
enteros
Carbono 81.81 81.81 6.8175 1 3
Hidrógeno 18.19 18.19 18.19 2.66 8
18
Obtener la 
masa 
molecular de la 
fórmula 
mínima
Dividir la masa 
molecular del 
compuesto 
(dato del 
problema) para 
la masa 
molecular de la 
fórmula 
mínima
El resultado 
multiplicar por 
la fórmula 
mínima
19
Determinar cual es la fórmula molecular de un compuesto si su 
masa molecular es 180 g/mol y su fórmula mínima es CH2O
Obtener la masa molecular de la 
fórmula mínima
Dividir la masa molecular del 
compuesto (dato del 
problema) para la masa 
molecular de la fórmula 
mínima
El resultado multiplicar por 
la fórmula mínima
CH2O= 12 +1(2) +16 =30
(180/30) = 6 
6 CH2O= C6H12O6
20
• Obtener los % de los compuestos
• Transformar el porcentaje a gramos
Porcentajes
• Dividir los gramos para la masa 
molecular del compuesto respectivo
Número de 
moles
• Dividir el Número de moles para el 
menor de ellosmoles
Si al obtener los moles estos son números decimales ,se debe multiplicar estos por un 
número entero a fin de obtener una relación de números enteros sencillos
21
En una muestra de15g Na2SO4. X H2O se encontró 7.05 g H2O ¿Cuál es su fórmula mínima?
15 g 100%
7.05 g X = 47% H2O
PORCENTAJES: 47% H2O 
53% Na2SO4
compuesto % gramos masa
molecular
Nº de
moles
moles
Na2SO4 53 53 142 0,372 1
H2O 47 47 18 2,61 7
22
Elemento Número de 
átomos-gramo
Masa atómica Gramos 
totales/mol
H 2 1 2
S 1 32 32
O 4 16 64
Masa molecular (g/mol) 98
Para formar un compuesto se requiere que sus elementos 
constituyentes estén en una cantidad
determinada 
por ejemplo en el H2SO4 (ácido sulfúrico) tenemos:
23
Si uno de los elementos están en menor cantidad que la necesaria para formar el 
 o o l o o “ l o l ”
Que cantidad de H2SO4 se formará a partir de las siguientes cantidades 
de sus elementos constituyentes
Elemento gramos
H 3
S 12
O 10
2 gramos H 98 gramos H2SO4 
3 gramos H X = 147gramos
64 gramos O 98 gramos H2SO4 
10 gramos O X = 15.31gramos
32 gramos S 98 gramos H2SO4 
12 gramos S X = 36.75gramos
Calculamos la cantidad de H2SO4 producida con los gramos de cada 
elemento usando relaciones estequiométricas
El elemento limitante es aquel que 
produce la menor cantidad de 
compuesto comparado con los otros 
elementos
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Elemento Cantidad formada de H2SO4 Cantidad de 
elemento que
reacciona
Cantidad de elemento 
que NO reacciona
H 147 gramos 0.312 gramos 3 - 0.312 = 2.688
S 36.75 gramos 4.99 gramos 12 – 4.99 = 7.01
O 15.31 gramos 10 gramos 10 – 10 = 0
El elemento limitante es el oxígeno y se forman 15.31 g de H2SO4
2 gramos H 98 gramos H2SO4 
X= 15.31gramos
X =0.312 g H
32 gramos S 98 gramos H2SO4 
X= 15.31gramos
X =4.99 g S
25
Reacción química: es un proceso en el que una o 
más sustancias se transforman para formar una o 
más sustancias nuevas.
26
2𝐻 𝑔 + 𝑂 𝑔 → 𝐻 𝑂 𝑙 (en una reacción química siempre debe cumplirse 
la ley de la conservación de la masa)
Lo que reacciona con lo que se produce
La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una 
reacción química.
Transformar las moles de B a masa de B en gramos
Usar la relación molar entre A y B para obtener las moles de 
B
Transformar con la masa molar a moles de A
Masa en gramos del compuesto A
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Ejercicio 
Si una persona consume 856 g de glucosa ( 𝐻1 𝑂 ) durante cierto periodo.
¿Cuál será la masa de dióxido de carbono producida?
C6H12O6 + 02 CO2 + H20
28
En una reacción química la formación de productos esta limitada por la cantidad
de reactivos que intervienen, si uno de estos reactivos esta en menor cantidad
que la necesaria determinada mediante cálculos estequiométricos se denomina
reactivo limitante y es aquel que determina la cantidad de productos que se
obtienen.
El reactivo que se consume completamente en una reacción se denomina
reactivo limitante.
Definir el reactivo limitante(aquel que produzca menor cantidad de producto)
Comparar los resultados obtenidos
Relacionar los reactivos con un mismo producto con sus relaciones 
estequiométricas y los datos del problema 
29
Se hacen reaccionar 26 g de KOH con 15 g de H2SO4 según la ecuación:
KOH + H2SO4 K2SO4 + H2O
a. Cuál es el Reactivo Limitante
b. Qué cantidad de K2SO4 se forma
2KOH + H2SO4 K2SO4 + 2H2O
Masas moleculares 112 g 174 g
Datos 26 g X = 40.39 g
2KOH + H2SO4 K2SO4 + 2H2O
Masas moleculares 98 g 174 g
Datos 15 g X = 26.63 g
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Reactivos Cantidad de reactivos Cantidad 
formada 
K2SO4
Cantidad de 
elemento que 
reacciona
Cantidad de 
elemento que
NO reacciona
KOH 26 gramos 40.39 gramos 17.14 gramos 26 – 17.14 = 8.86
H2SO4 15 gramos 26.63 gramos 15 gramos 15 – 15 = 0
Reactivo limitante H2SO4
112 gramos KOH 174 gramos K2SO4
X = 26.63 gramos
X = 17.14 gramos
98 gramos H2SO4 174 gramos K2SO4
X = 26.63 gramos
X = 15 gramos
31
 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
∗ 
32
En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3,54X 7 g TiCl4 con 1,13X 7
g de Mg
a. Calcular el rendimiento teórico
b. Calcular el porcentaje de rendimiento si en realidad se obtiene 7,91 X g 
de Ti
La reacción es la siguiente:
𝑇𝑖 𝑙4 𝑔 + 2𝑀𝑔 𝑙 → 𝑇𝑖 𝑠 + 2𝑀𝑔 𝑙 𝑙