PRESENTACION ESTEQUIOMETRIA

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ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
Estequiometría
Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una 
reacción química.
Reacción química: proceso en el cual una o varias 
sustancias puras (REACTIVOS) se transforman para formar 
una o más sustancias nuevas (PRODUCTOS). Se 
representan mediante ecuaciones químicas. 
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La ecuación química
REACTIVOS PRODUCTOS
Fe2O3
1000 °C
500 atmN2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
COEFICIENTES
ESTEQUIOMETRICOS
Ley de la conservación de la masa:
“Los átomos ni se crean, ni se destruyen, durante una 
reacción química. Por lo tanto, una ecuación química debe 
tener el mismo número de átomos de cada elemento del lado 
de reactivos y de productos.”
Se dice entonces que la ecuación está balanceada.
1. Determinar reactivos y productos
2. Escribir la ecuación química: reactivos → productos
3. Balancear la ecuación (NO introducir átomos o
moléculas que no intervengan en la reacción; ni
cambiar los coeficientes de las fórmulas químicas).
4. Verificar la ecuación igualada (mismo número total de 
átomos de cada tipo en ambos lados de la ecuación).
Balanceo de una ecuación química
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Ej.: escribir y equilibrar la reacción que interpreta la 
combustión del gas butano (C4H10) en el aire. En esta 
reacción el butano reacciona con oxígeno (O2) y se produce 
agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2).
¿Qué información nos da la ecuación química?
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
1 moléc. de N2 3 moléc. de H2 2 moléc. de NH3
2 át. de N 6 át. de H 2 át. de N y 6 át. de H
Se conserva la masa y la cantidad de átomos de cada tipo.
28 uma de N2 6 uma de H2 34 uma de NH3
También puedo hacer “relaciones cruzadas”:
28 uma de N2 reaccionan con 6 átomos de H para dar 2 
moléculas de NH3
Todo esto es a nivel MICROSCOPICO
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N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
1 mol de 
moléc. de N2
3 moles de
moléc. de H2
2 moles de 
moléc. de NH3
2 moles de
át. de N
6 moles de
át. de H
2 moles de át. de N
y 6 moles de át. de H
28 g de N2 6 g de H2 34 g de NH3
También acá puedo hacer “relaciones cruzadas”
A nivel MACROSCOPICO
6,022 × 1023
moléc. de N2
3 × 6,022 × 1023
moléc. de H2
2 × 6,022 × 1023
moléc. de NH3
22, 4 L de N2
(en CNTP)
3 × 22, 4 L de H2
(en CNTP)
2 × 22, 4 L de NH3
(en CNTP)
Pero no puedo mezclar el nivel “micro” con el nivel “macro”
Ej.:
Para la reacción:
CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O
a) ¿Qué masa de CaCO3 necesito para obtener 5,12 L de 
CO2 en CNPT? 
b) ¿Cuántas moléculas de HCl van a reaccionar?
c) ¿Cuál será el número de moles de CaCl2 obtenido?
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Exceso y defecto
P + Q → S
Si tengo 7 panes y 5 rodajas de queso, ¿cuántos sandwiches
puedo armar?
“Reacción” del sandwich de queso:
El pan y el queso son los reactivos. El sandwich es el producto.
Rta: 5 sandwiches
La cantidad de 
queso me limita la 
reacción.
El queso es el 
reactivo limitante
Cuando uno de los reactivos se ha consumido totalmente la 
reacción química se detiene y no se forman más 
productos
REACTIVO LIMITANTE
reactivo que se ha consumido en su totalidad 
REACTIVOS EN EXCESO
reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria 
para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante 
Exceso y defecto
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Ejemplo:
¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 se formarán si mezclamos 
2 g de H2SO4 con 3 g de Al(OH)3?
La mayor parte de las sustancias que se emplean en el 
laboratorio (reactivos) no son tienen una pureza del 100 %, 
sino que poseen una cantidad determinada de otras 
sustancias no deseadas llamadas impurezas.
Ejemplo: 
Calcule la masa de NaCl y la de impurezas presentes en 10 g 
de una muestra de NaCl 99,4%.
Pureza
Masa muestra = masa sust. pura + masa impurezas
Para calcular la cantidad de un producto utilizando la 
ecuación química es necesario primero calcular la cantidad 
de reactivos puros que se tienen
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R% = ( mobtenida / mesperada ) x 100 
R% = ( nobtenidos / nesperados ) x 100
Rendimiento
Cantidad teórica
La cantidad de producto
que se podría obtener con 
las cantidades de reactivos 
que se tienen
Cantidad real
La cantidad de producto
que se obtiene realmente
en una reacción
>
Motivos: pérdidas del equipo; reacciones reversibles; difícil 
recuperación del producto; reacciones secundarias
Cantidad real (producto)
Rendimiento % = × 100 %
Cantidad teórica (producto)
Ej.: En la combustión de 702 g de octano (C8H18) se 
producen 1,84 kg de CO2. ¿Cuál es el rendimiento 
porcentual de CO2?
1. Escribir la ecuación química equilibrada
2. Calcular la cantidad teórica (esperada) de CO2 para la 
combustión de 702 g de octano. 
3. Calcular el rendimiento porcentual del CO2 sabiendo 
que se obtuvo 1,84 kg
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Ej.: se hacen reaccionar 30g de Fe(OH)3 (90% de pureza) con 
100g de H2SO4 (80% de pureza), y se sabe que la reacción 
de formación de Fe2(SO4)3 tiene un rendimiento del 70%. 
Calcular los gramos de sal neutra obtenidos.
EQUIVALENTE QUIMICO
H2SO4 + 2 NaOH å Na2(SO4) + 2 H2O
1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
98 g 2 × 40 g 142 g 2 × 18 g 
Conviene definir una cantidad tal que podamos decir: 
“x” de H2SO4 reacciona con “x” de NaOH para dar “x” de 
Na2(SO4) y “x” de H2O
Entonces, se define el equivalente.
“x” equiv “x” equiv “x” equiv “x” equiv
Pero… ¿cuántos equivalentes hay en un mol de cada uno de 
los compuestos?
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Acidos
En 1 mol hay tantos equivalentes como moles de H+ pierde 
el ácido.
En este caso: 1 mol de H2SO4 → 2 equiv. de H2SO4
H2SO4 + 2 NaOH å Na2(SO4) + 2 H2O
¿Y cuánto pesa un equivalente de H2SO4?
1 mol pesa 98 g (ése es el PM)
Entonces, 1 equiv. de H2SO4 pesa 49 g 
PEq (H2SO4) = PM / 2 = 49 g/ eq
nro. de moles de H+
que perdió el ácido
PEq (ácido) = PM / (nro. de moles de H+ perdidos)
Bases
En 1 mol hay tantos equivalentes como moles de OH- pierde 
la base.
En este caso: 1 mol de NaOH → 1 equiv. de NaOH
H2SO4 + 2 NaOH å Na2(SO4) + 2 H2O
¿Cuánto pesa un equivalente de NaOH?
1 mol pesa 40 g (ése es el PM)
Entonces, 1 equiv. de NaOH pesa 40 g 
PEq (NaOH) = PM / 1 = 40 g/ eq
nro. de moles de OH-
que perdió la base
PEq (base) = PM / (nro. de moles de OH- perdidos)
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Sales
En 1 mol hay tantos equivalentes como moles de cargas (+) 
ó (-) tiene la sal.
En este caso: 1 mol de Na2(SO4) → 2 equiv. de Na2(SO4) 
H2SO4 + 2 NaOH å Na2(SO4) + 2 H2O
¿Cuánto pesa un equivalente de Na2(SO4) ?
1 mol pesa 142 g (ése es el PM)
Entonces, 1 equiv. de Na2(SO4) pesa 71 g 
PEq (NaOH) = PM / 2 = 71 g/ eq nro. de cargas (+) ó (-)
PEq (sal) = PM / (nro. de moles cargas (+) ó (-))
H2SO4 + 2 NaOH å Na2(SO4) + 2 H2O
1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
98 g 2 × 40 g 142 g 2 × 18 g 
2 equiv 2 equiv 2 equiv 2 equiv
1 equiv 1 equiv 1 equiv 1 equiv
H2SO4 + NaOH å Na(HSO4) + H2O
1 mol 1 mol 1 mol 1 mol
98 g 40 g 120 g 18 g 
Otra reacción:
Para trabajar con equivalentes es necesario saber cuáles 
son los productos de reacción
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Ejemplo:
Calcular cuántos equivalentes hay en 150 g de ácido 
sulfúrico. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se 
necesitan para que reaccione todo el ácido para formar 
sulfato de sodio?
1. Calcular el Peq ÁCIDO y la cantidad de equivalentes para 
esa masa
2. Calcular el Peq HIDRÓXIDO y la masa necesaria para 
igualar los eq de ácido presentes. (Recordar que la 
reacción es equivalente a equivalente)