Estequiómetria

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ACADEMIA “AMANTES DEL CONOCIMIENTO” 
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Semana 4: Tema o tema: Estequiometria, concepto de mol, cálculos 
estequiométricos. 
 
Desde la época de Dalton, los químicos han reconocido la importancia de los 
números relativos de los átomos, como cuando se establece que dos átomos 
de hidrógeno y un átomo de oxígeno se combinan para formar una molécula 
de agua. Sin embargo, no podemos contar físicamente los átomos de una 
determinada muestra. Debemos recurrir a otras medidas, normalmente la 
masa. Esto significa que necesitamos una relación entre la masa medida de 
un elemento y algún número de átomos conocido, aunque no se pueda 
contar. Considere un ejemplo práctico de sustitución de la masa por un 
número determinado de artículos: si quiere colocar botones a varias 
chompas, necesita un cierto número de botones. Sin embargo, si tiene alguna 
idea de lo que pesan los botones, puede comprarlos por kilogramos. 
 
La magnitud SI que describe una cantidad de sustancia relacionándola con 
un número de partículas de esa sustancia se denomina mol. Un mol es una 
cantidad de sustancia que contiene el mismo número de entidades 
elementales que el número de átomos de carbono-12. El número de 
entidades elementales (átomos, moléculas,) en un mol es la constante de 
Avogadro, NA 
 
NA = 6,02214199x1023 mol-1 
 
Con frecuencia redondeamos el valor de NA = 6,02x1023 mol-1. La unidad 
mol-1 significa que las entidades que se cuentan son las que están presentes 
en un mol. 
 
Si una sustancia contiene átomos de un solo isótopo, podemos escribir 
 
1mol 𝐶6
12 = 6,02x1023 átomos 𝐶6
12 = 12,0000g 
1mol 𝑂8
16 = 6,02x1023 átomos 𝑂8
16 = 15,9949g 
 
La mayor parte de los elementos contienen mezclas de dos o más isótopos. 
Los átomos que se cuentan para tener un mol no tienen todos la misma masa. 
Deben considerarse las proporciones en que se encuentran en la naturaleza. 
Así en 1 mol de carbono, la mayor parte de los átomos son de carbono-12, 
pero algunos son de carbono- 13. En un mol de oxígeno, la mayor parte de 
los átomos son de oxígeno – 16 pero algunos son de oxígeno- 17 y otros de 
oxígeno-18. Como resultado. 
 
1mol de C = 6,02x1023 átomos de C = 12,011g 
1mol de O = 6,02x1023 átomos de O = 15,9994g 
 
Podemos establecer la masa de un mol de átomos, llamada masa molar. 
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Los conceptos de número de Avogadro y masa molar permiten efectuar 
conversiones entre masa y moles de átomos y entre moles y número de 
átomos. En estos cálculos se emplearán los siguientes factores de 
conversión: 
 
 
 
 
Donde x representa el símbolo del elemento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Masa atómica y masa molecular; masa molar 
 
Átomos, la teoría atómica fue propuesta por Dalton en 1805. Dalton creía 
que todos los átomos de un mismo elemento eran idénticos. En las décadas 
siguientes, los químicos se dieron a la tarea de determinar las masas relativas 
de los átomos de los distintos elementos, mediante análisis cuantitativos 
precisos. Mas de 100 años después de la propuesta de Dalton, las 
investigaciones con sustancias radiactivas demostraron que no todos los 
átomos de un mismo elemento eran idénticos. La tabla periódica reconoce 
las diferentes masas de los átomos y muestra la masa atómica promedio para 
cada uno de los elementos. Un elemento puede existir en varias formas 
isotópicas, en las que la cantidad de neutrones es distinta para cada isótopo; 
sin embargo, todos los átomos del mismo elemento tienen la misma cantidad 
de protones. 
 
Núcleos, todo átomo tiene un núcleo con carga eléctrica positiva, que 
contiene más de 99,9% de la masa total del átomo. En el núcleo se localiza 
una gran cantidad de partículas, pero los núcleos pueden describirse 
considerando sólo dos partículas. Esas partículas son el protón y el neutrón 
que, en forma general, se llaman nucleones. Estos dos nucleones tienen casi 
la misma masa (1 unidad de masa atómica, u, aunque comúnmente se usa 
uma). De esos dos nucleones sólo el protón tiene carga eléctrica, que es 
positiva. El tamaño de la carga del protón puede considerarse la unidad 
fundamental de carga para fenómenos atómicos y nucleares, porque no se 
ha descubierto carga menor que está en alguna partícula libre. A la carga del 
protón se le asigna el valor de +1 y todas las demás cargas se describen con 
relación a esa carga. Dado que el neutrón no tiene carga, la carga del núcleo 
de un átomo solo se debe a la cantidad de protones que tiene. 
 
Los átomos de todos los isótopos de cualquier elemento especifico tienen la 
misma cantidad de protones. A esa cantidad se le llama número atómico Z y 
es una característica del elemento. Los núcleos de distintos isótopos difieren 
en la cantidad de neutrones, que producen un número diferente de nucleones 
en los núcleos. Una forma de referirse a un isótopo especifico es indicando 
la cantidad total de nucleones, A, que se denomina número de masa. Los 
átomos de las diferentes formas isotópicas de un elemento, los núclidos, se 
diferencian usando el número de masa como superíndice a la izquierda del 
símbolo del elemento. Por ejemplo, el isótopo del nitrógeno que contiene 8 
neutrones tiene un número de masa 15 y se representa como 15N (o N-15). 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Masas atómicas relativas 
 
Las masas de los átomos individuales son muy pequeñas. Hasta el átomo 
más pesado que se ha descubierto tiene una masa menor que 5x10-25kg. 
Conviene definir una unidad especial en la que las masas de los átomos se 
expresen sin tener que usar exponentes. Esa unidad se llama unidad de 
masa atómica y se representa con el símbolo u. Se define como exactamente 
igual a 1/12 de la masa de un átomo de 12C. La masa del átomo de 12C se 
define exactamente como 12u; la masa de 23Na es 22,9898u. 
 
Masas de algunos núclidos (u) 
 
1H 1,00783u 12C 12,00000u 17O 16,99913 35Cℓ 34,96885 
2H 2,01410u 13C 13,00335u 18O 17,99916 37Cℓ 36,96590 
3H 3,01605 14C 14,00324 18F 18,00094 36Ar 35,96755 
4He 4,00260 16C 16,01470 18Ne 18,00571 38Ar 37,96273 
6He 6,01889 14N 14,00307 28Si 27, 97693 40Ar 39,96238 
6Li 6,01512 15N 15,00011 29Si 28,97649 87Rb 86,90919 
7Li 7,01600 16N 16,00610 30Si 29,97377 
7Be 7,01693 16O 15.99491 32S 31, 97207 
 
 
La mayor parte de las reacciones químicas discriminan poco entre los 
diversos isótopos. Por ejemplo, los porcentajes 54Fe, 56Fe, 57Fe y 58Fe son 
5,8%; 91,8%; 2,1%; y 0,3%, respectivamente, en todos los minerales de 
hierro, meteoritos y compuestos de hierro obtenidos sintéticamente. Para 
fines químicos, también tiene interés conocer la masa promedio de un átomo 
de hierro en esta mezcla natural de isótopos. Estas masas promedio también 
se tabulan en términos de la unidad de masa u y se designan como Ar(E), 
donde E es el símbolo del elemento en particular. El termino masa atómica o 
masa atómica promedio, y la masa de núclido se utilizarán al indicar 
determinado isótopo de un elemento. 
 
El mol 
 
Todo experimento químico consiste en la reacción de enormes cantidades de 
átomos o moléculas. El termino mol se emplea para indicar un conjunto de 
un número grande y fijo de entidades químicas fundamentales, comparable 
con la cantidad que se manejaría en un experimento real. De hecho, en el SI 
se reconoce el mol como unidad de una de las cantidades dimensionalmente 
independientes, la cantidad de sustancia. La abreviatura de la unidad es mol. 
Un mol de átomos de cualquier elemento se define como la cantidad de 
sustancia que contiene la misma cantidad de átomos como hay átomos de 
carbono exactamente en 12g de 12C puro. A este número se le llama número 
de Avogadro o constante de Avogadro, NA. El valor de esta cantidad se puederelacionar con el valor de u, de la siguiente manera. 
 
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Masa de 1 mol de átomos de 12C = NA x (masa de un átomo de 12C) 
 
12g/mol = NA x 12u 
 
ESTEQUIOMETRÍA 
 
Parte de la química que trata de las relaciones cuantitativas entre las masas, 
los volúmenes y el número de moles de las sustancias como tal y su 
participación en una determinada reacción. 
 
Unidades químicas de cantidad, masa y volumen de las sustancias 
 
Unidad química de cantidad de sustancia 
 
El mol, cantidad de sustancia cuya masa en gramos es numéricamente igual 
al peso fórmula de la sustancia y que contiene el número de Avogadro de 
unidades (átomos, moléculas u otras partículas) siendo NA = número de 
Avogadro = 6,02x1023. 
 
Las fórmulas químicas muestran los átomos presentes en las moléculas de 
un compuesto covalente. En los compuestos iónicos, los cuales no forman 
moléculas, la fórmula química representa el número relativo de iones de cada 
elemento en ese compuesto. La cantidad mínima de un compuesto iónico 
que representa una fórmula química es una unidad fórmula. 
 
Así tenemos que en 
 
1 mol de H2O hay 6,02x1023 moléculas de H2O 
 
1 mol de NaCℓ (compuesto iónico) hay 6,02x1023 unidades fórmulas de NaCℓ, 
donde cada unidad fórmula está constituida por un ion Na+ y un ion Cℓ- 
 
Peso o masa atómicos 
 
Es el promedio de los pesos o masas de los isótopos de un elemento. Para 
los pesos de estos isótopos se usa una escala relativa en pesos y esto se 
hace tomando como base 1/12 de la masa del 𝐶6
12 
 
Peso o masa atómica del H = 1,00 uma 
Peso o masa atómica del O = 16,00 uma 
Peso o masa atómica del C = 12,00 uma 
Peso o masa atómica del N = 14,00 uma 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Fórmula y peso fórmula 
 
La fórmula describe la composición atómica de los compuestos; así, la 
fórmula del agua es H2O lo cual indica que hay 2 átomos de hidrógeno por 
cada átomo de oxígeno en el compuesto. 
 
Fórmula mínima o empírica, muestra los tipos de elementos y la relación 
mínima entre ellos. 
 
Fórmula molecular, muestra el número, exacto de átomos de cada elemento 
en una molécula. 
 
Ejemplo para la glucosa la fórmula molecular es C6H12O6 y la fórmula mínima 
es CH2O 
 
Peso fórmula, el peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos 
atómicos de los elementos que participan en la fórmula tomados tantas veces 
como se indica en ella 
 
Ejemplo 
 
H2SO4 Peso fórmula = 2(1) + 1(32) + 4(16) = 98 
CaSO4 Peso fórmula = 1(40) +1(32) + 4(16) = 136 
NaOH Peso fórmula = 1(23) + 1(16) + 1(1) = 40 
CaCO3 Peso fórmula = 1(40) + 1(12) + 3(16) = 100 
Ca (OH)2 Peso fórmula = 1(40) + (16+1) x2 = 74 
Fe (OH)3 PF = 56 + (16+1) x3 = 107 
Fe2(SO4)3 PF = 56x2 + (32 + 16x4) x3 = 400 
 
Número de moles (n) 
 
El número de moles de una cantidad de sustancia se puede determinar a 
través de una regla de tres simple o con la fórmula: 
 
𝑛 = 
𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
 para compuestos 
 
𝑛 = 
𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
 para elementos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Composición porcentual de los compuestos 
 
La composición en porcentaje de un compuesto se calcula a partir de la 
fórmula del compuesto. La composición porcentual en masa es el porcentaje 
en masa de cada elemento obtenido a partir de sus pesos atómicos y de sus 
proporciones atómicas en el compuesto. 
 
Ejemplo 
 
El porcentaje de Na y H en el NaH es 
 
Peso fórmula: 23g es de Na + 1g es de H2 = 24g de NaH 
 
% de Na: 24g de NaH ---------------100% 
 23g de Na --------------- x x = 95,83% 
 
% de H: 24g de NaH ---------------100% 
 1g de H2 --------------- x x = 4,17% 
 
Fórmula empírica a partir de la composición 
 
La fórmula empírica es la fórmula de un compuesto expresada en la relación 
mínima que se puede calcular. Con frecuencia se debe analizar una sustancia 
para reunir información que permita identificarla. Para determinar la 
composición de una muestra se pueden usar varios métodos, y una forma 
eficaz de expresar estos datos es por peso. Los pesos se pueden convertir 
en moles y, el siguiente paso lógico, es expresarlos en una fórmula. La 
fórmula empírica no siempre es la fórmula molecular real; sin embargo, si 
contiene información importante. 
 
Por ejemplo, en el análisis de un compuesto se encontró 17,09% de 
magnesio, 37,93% de aluminio y 44,98% de oxígeno. (Los porcentajes son 
en peso, es decir, la cantidad de gramos del elemento por 100g del 
compuesto) 
 
(1) 
Elemento E 
(2) 
Masa de E 
por cantidad 
fija del 
compuesto 
(en este 
caso 100g), 
m(E) 
(3) 
Masa 
atómica de 
E, Ar(E) 
(4) 
Cantidad 
de E en 
moles de 
átomos, 
n(E) =
𝑚(𝐸)
𝐴𝑟(𝐸)
 
(5) 
𝑛(𝐸)
𝑀𝑒𝑛𝑜𝑟 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑛(𝐸)
 
Mg 17,09g 24,31g/mol 0,703 mol 1,00 
Aℓ 37,93g 26,98g/mol 1,406 mol 2,00 
O 44,98g 16,00g/mol 2,812 mol 4,00 
 
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Los números en la columna (4) representan la cantidad de moles de átomos 
de cada uno de los componentes de la sustancia que hay en 100g de la 
muestra. Estos tres números indican la relación de los componentes 
sustancia: 0,703; 1,406; 2,812. Se podría escribir la fórmula del compuesto 
como Mg0,703 Aℓ1,406 O2.812, pero, claro está, los números que se usen deben 
ser enteros. Si se divide las tres cantidades de moles entre el número mas 
pequeño (5) se conserva la relación, ya que los tres se dividen entre el mismo 
número y el resultado de la división si es una relación de números enteros. 
Esta relación final se puede usar para escribir correctamente la fórmula 
empírica MgAℓ2O4 
 
Volumen molar 
 
El volumen de un mol de cualquier gas considerado ideal, que se encuentra 
a 273K de temperatura y 1 atmósfera de presión (condiciones normales = 
CN) es de 22,4 litros. 
 
Cálculos estequiométricos en reacciones químicas 
 
Para realizar cálculos estequiométricos debemos seguir los siguientes pasos: 
 
1. Obtener una ecuación química balanceada. 
2. Colocar debajo de la ecuación los datos (en moles, g, L, etc.) que se 
puedan obtener de la ecuación balanceada. 
3. Colocar los datos y preguntas del problema con sus respectivas unidades 
debajo de las sustancias correspondientes en la ecuación. 
4. Realizar las operaciones correspondientes. 
 
Reactivo limitante 
 
Es aquel reactante que está en menor proporción estequiométrica, y los otros 
son los reactivos en exceso. Los cálculos se realizan, por lo tanto, con el 
reactivo limitante. 
 
Reactivo limitante 
 
Sucede frecuentemente que, en los experimentos reales, las cantidades de 
reactantes presentes pueden diferir de aquellas cantidades relativas exigidas 
por la ecuación química balanceada. De este modo la reacción se detendrá 
tan pronto como uno de los reactivos se haya consumido en su totalidad. 
 
El reactivo que se consume totalmente y detiene la reacción química se 
denomina reactivo limitante porque es el que limita o determina la cantidad 
máxima de producto que se puede obtener. 
 
 
 
 
 
 
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Reactivo limitante 
 
Se sabe por las leyes de la química que: 
 
H2(g) + Cℓ2(g) → 2HCℓ(g) 
 
1 mol H2 reacciona 1 mol Cℓ2 → 2 mol HCℓ 
 
¿Qué pasaría si en el sistema reaccionante se coloca 1,5moles de cloro? 
 
Veamos: 
 
H2(g) + Cℓ2(g) → 2HCℓ(g) 
 
Si mezclo: 
 
1 mol H2 con 1,5 mol Cℓ2 → sigue dando 2 mol HCℓ 
 
Por lo tanto, como la estequiometria nos dice que la relación hidrógeno/cloro 
es 1:1 sobra 0,5 moles de cloro: reactivo en exceso 
 
El hidrógeno sería el reactivo que limita la reacción, es decir, no permite 
que reaccionen 1,5 moles de Cℓ2, sino solo 1mol (por la estequiometria). 
 
Reactivo limitante (dentro de una reacción química) 
 
Es aquel que no permite que el otro reactivo (reactivo en exceso) reaccione 
completamente, debido a que se encuentra en menorcantidad (se consume 
totalmente en la reacción) y determina la cantidad de producto que se forma. 
 
En el ejemplo anterior: 
 
Hidrógeno (H2): Reactivo limitante 
Cloro (Cℓ2): reactivo en exceso 
 
Para reconocer fácilmente cual es el reactivo limitante es recomendable 
tener en cuenta la relación estequiométrica en moles (no en pesos) 
 
Ejemplo: en un recipiente se hace reaccionar 19,6g de ácido sulfúrico con 
80g de zinc. ¿qué sustancia es el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos queda 
sin reaccionar de la sustancia que se encuentra en exceso? 
 
 
 
 
 
 
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Solución; 
 
Escribir la ecuación balanceada y la relación estequiométrica 
 
H2SO4(ac) + Zn(s) → ZnSO4(ac) + H2(g) 
 
1mol H2SO4 1 mol Zn 
98g H2SO4 65g Zn 
 
- Determinar el número de moles para ambos reactivos: 
N° de moles de H2SO4 = 19,6g / 98g.mol-1 = 0,2mol 
N° de moles de Zn = 80g / 65g.mol-1 = 1,23 mol 
 
- Determinar el reactivo limitante (según la estequiometria de la reacción) 
1mol H2SO4 reacciona con 1 mol Zn 
0,2 mol H2SO4 reacciona con 0,2mol Zn 
Reactivo limitante: H2SO4 (se encuentra en menor cantidad) 
 
- Cantidad de reactivo en exceso: 
Sólo reacciona 0,2 moles de Zn; 
por lo tanto, las moles no reaccionan = 1,23 – 0,2 = 1,03 
Luego la masa de Zn que no reacciona será: 
 
1,03mol Zn x 
65𝑔 𝑍𝑛
1𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛
 = 67g 
 
Zn que no reacciona = 67g 
 
Reactivo limitante 
 
Cuando se indica la masa de uno de los reactivos, por lo general se 
supone que los otros reactivos se encuentran en cantidad suficiente para 
reaccionar, o que están en exceso. ¿Qué sucede si se indican las 
cantidades de más de un reactivo? Se tiene, entonces, la necesidad de 
determinar si hay escasez de uno o más reactivos, porque la reacción se 
detiene cuando se ha agotado ese reactivo. El reactivo en menor cantidad 
se llama reactivo limitante, y tomándolo como base se realizan los 
cálculos que muestran la cantidad esperada de productos. Todos los 
reactivos que no representan el reactivo limitante son reactivos en exceso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Pureza de reactivo 
 
En este caso debemos calcular el contenido real de reactante que va a 
reaccionar y que está en una muestra impura. 
 
Pureza de reactivos 
 
En toda relación estequiométrica solo se utilizan reactantes puros (sin 
mezcla con sustancias extrañas) 
 
Así, por ejemplo: 1kg de carbonato de calcio (CaCO3) impuro tendrá. 
 
Impurezas (esto no se incluye en la reacción química) 
CaCO3 puro (participa solo en la reacción química) 
 
Para los cálculos estequiométricos sólo se debe trabajar con el reactivo 
puro. 
 
Ejemplo: al descomponer por calentamiento 1kg de piedra caliza (CaCO3) 
que contiene 20% de impurezas en CO2 gas y CaO (s) ¿Qué peso de 
CO2(g) se producirá? 
 
Solución 
Se encuentra la cantidad de reactivo puro (sin impurezas) 
 
100g CaCO3 impuro ____________100% 
X g de impurezas _______________20% 
 
Por consiguiente: x = 200g Impurezas 
 
Por lo tanto: 
1000g – 200g = 800g de CaCO3 puro 
 
Luego se produce con el balance estequiométrico (masa – masa) 
 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
1mol CaCO3 produce 1mol CO2 
100g CaCO3 produce 44g CO2 
800g CaCO3 produce xg CO2 
 
X = 800g CaCO3 x
44𝑔 𝐶𝑂2
100𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3
 
 
X = 352g CO2 
 
 
 
 
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Rendimiento de la reacción 
 
Cuando se obtiene toda la cantidad posible de un producto de interés en 
una reacción se dice que el rendimiento de esta es el 100%. Si el producto 
es menor es conveniente definir rendimiento como: 
 
% de rendimiento = 
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜
x100 
 
 
Porcentaje de rendimiento 
 
En las reacciones de laboratorio sucede frecuentemente que no siempre 
se puede obtener la cantidad máxima de producto que se considera 
teóricamente posible. La cantidad de producto que experimentalmente se 
obtiene se denomina producción real (o rendimiento real). La comparación 
entre el rendimiento real y el teórico de una reacción química nos 
proporciona una medida de la eficiencia del mismo. Esta comparación se 
expresa normalmente como porcentaje de rendimiento: 
 
Porcentaje de rendimiento = 
𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑎
x100% 
 
 
Rendimiento porcentual 
 
Antes de determinar el porcentaje del rendimiento se debe determinar el 
rendimiento teórico y el rendimiento real o practico. 
 
Rendimiento teórico 
 
Es la cantidad de producto que se obtendrá si el reactivo limitante se 
consume completamente en la reacción. 
 
Rendimiento real o practico 
 
El rendimiento real en una reacción es siempre menor que el teórico esto 
sucede por varias razones: 
 
- La reacción puede no llevarse a cabo en su totalidad porque no toda la 
cantidad de reactivo limitante se consume o reacciona. 
- Pueden ocurrir reacciones secundarias que también consuman el reactivo 
limitante. 
- También que el producto deseado, se pierda durante los procesos de 
separación y purificación que son etapas posteriores a la reacción. 
 
Por lo tanto, la reacción para formar un producto deseado tendrá un 
rendimiento porcentual expresado como: 
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Rendimiento porcentual = 
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 
 x 100 
Rendimiento de reacción 
 
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el 
rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se 
obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante. Por lo tanto, el rendimiento 
teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener, y se calcula partir de la 
ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, es decir, la cantidad de 
producto que se obtiene en una reacción casi siempre es menor que el 
rendimiento teórico. Existen muchas razones para explicar la diferencia entre el 
rendimiento real y teórico. Por ejemplo, muchas reacciones son reversibles, por 
lo que no proceden en 100% de izquierda a derecha. Aun cuando la reacción se 
complete en 100%, resulta difícil recuperar todo el producto del medio de 
reacción (por ejemplo, de una solución acuosa). Algunas reacciones son 
complicadas en el sentido de que los productos formados pueden seguir 
reaccionando entre si o con los reactivos, para formar aun otros productos. Estas 
reacciones adicionales reducen el rendimiento de la primera reacción. 
 
Para determinar la eficiencia de una reacción especifica, los químicos utilizan el 
termino porcentaje de rendimiento, que describe la proporción del rendimiento 
real con respecto al rendimiento teórico. 
 
% de rendimiento = 
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 
 x 100% 
 
El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. 
Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje de rendimiento de las 
reacciones. Entre los factores que pueden afectar el porcentaje del rendimiento 
se encuentran la temperatura y la presión. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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