8 CAPITULO VIII

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Estequiometría 
 
I.- ESTEQUIOMETRÍA 
 
studia las relaciones de las masas de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Se basa en 
las unidades químicas de masa y en las leyes ponderales. 
 
A la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en 
una reacción se le llama estequiometría. 
La palabra estequiometría deriva de dos palabras griegas: stoicheion, que significa elemento, y metron que 
significa medida. 
La cantidad de reactivos y productos que participan en una reacción química se puede expresar en unidades de 
masa, de volumen o de cantidad de sustancia. Sin embargo, para hacer cálculos en una reacción química es más 
conveniente utilizar la cantidad de sustancia. Recordarás del capítulo anterior que los coeficientes 
estequiométricos en una ecuación química se pueden interpretar como la cantidad de cada sustancia en la 
reacción, por lo que el mol es la unidad adecuada para trabajar con la ecuación química. 
Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear la ecuación, nos permiten conocer la cantidad de 
productos a partir de cierta cantidad de reactivos, o viceversa. Para poder trabajar con la ecuación química, 
definimos las razones estequiométricas. Una razón estequiométrica es un parámetro constante y universal para 
cada par de participantes en la reacción. Se obtiene con el cociente entre dos coeficientes estequiométricos 
 
DOS COSAS IMPORTANTES: La primera es que la cantidad de sustancia se expresa en moles, con lo cual nos 
evitamos el segundo paso en el cálculo. La segunda es que en ocasiones no es necesario expresar la masa de las 
sustancias desconocidas, puede ser mejor tenerlas como cantidad de sustancia. Por estas razones, podemos 
decir que tenemos tres tipos de cálculos estequiométricos, los que parten de cantidad de sustancia y nos llevan 
a cantidad de sustancia, los que parten de la masa y nos llevan a cantidad de sustancia, y los que parten de 
cantidad de sustancia y nos llevan a masa, como se indica en la figura 
 
 
 
 
 
PARA REALIZAR CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS SE PUEDEN SEGUIR LOS SIGUIENTES PASOS: 
• Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos, y balancea la reacción química. 
• Cuando sea necesario, calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de las sustancias cuyos datos estén 
dados en el problema. 
• Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de las sustancias que deseas conocer. 
• Con la cantidad de sustancia y las masas molares de las sustancias puedes calcular la masa de las mismas. 
• Siempre analiza tu resultado y pregúntate si es razonable o no. Cuando el resultado sea descabellado, revisa 
tus cálculos. 
 
 
E 
 
 
 
 
 
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 I. Leyes Ponderales 
Son un conjunto de leyes que se descubrieron por la vía experimental y que hacen referencia a las 
relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los 
productos. 
 
1. LEY DE LAVOISIER O DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA .- "La masa de un sistema 
permanece invariable, cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de el " 
 A + B ⇒ C + D 
 mA + mB → mC + mD 
 
 Ejemplo : 2H2 + O2 → 2H2O 
 4g H2 + 32g O2 → 2(18 g) H2O 
 ↓ 
 36 g = 36 g 
 
2. LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O CONSTANTES .- "Cuando dos o 
más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en relación de pesos 
invariables ". 
 
 Ejemplo : 2Ca + O2 → 2 Ca O 
 2(40g Ca) + 2 (16 g O) → 2 (56 g CaO) 
 40g Ca + 16 g O → 56 g Ca 
 Siempre 40 g Ca consumirán 16 g O 
 
Ø En ciertas reacciones químicas es necesario considerar: 
 
REACTIVO LIMITANTE 
Ø Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en menor proporción y al agotarse limita la 
cantidad máxima del producto(s) obtenido(s). 
 
 
PARA HACER CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CUANDO HAY REACTIVO LIMITANTE, PUEDES SEGUIR 
LOS SIGUIENTES PASOS: 
• Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos, y balancea la ecuación química. 
• Cuando sea necesario, calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de las sustancias cuyos datos estén 
dados en el problema. 
• Identifica al reactivo limitante. Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo 
limitante. 
• Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de sustancia de las sustancias que deseas 
conocer. 
• Con la cantidad de sustancia y las masas molares puedes calcular la masa de las sustancias. 
• Siempre analiza tú resultado y pregúntate si es razonable o no. Cuando el resultado sea descabellado, revisa 
tus cálculos 
 
 REACTIVO EN EXCESO 
Ø Es aquella sustancia que está en mayor proporción por lo tanto queda como sobrante al finalizar 
la reacción. 
Ø Una regla práctica para determinar el reactivo limitante y el reactivo en exceso para cada 
reactante es: 
 
 
 Cant idad dato d el problem aRe lación
C antid ad ob ten id a d e la ecuación
= 
 
 
 
 
 
 
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 Ejemplo : N2 + 3H2 → 2 NH3 
 1 mol N2 + 3 mol H2 → 2 mol NH3 
 Si hubieron : 
 2 mol N2 + 3 mol H2 → ? NH3 
 Debemos ubicar el reactivo limitante 
 Entonces : 
 Si 1 mol N2 → 3 mol H2 
 2mol N2 → x 
 x = 6 mol H2 y solo hay 3 mol H2 
 
⇒ El hidrógeno se consume primero lo que lo convierte en el reactivo limitante y al N2 en el 
reactivo en exceso. 
 
Luego : Las 3 mol H2 producirán solo 2 mol NH3 
 
3. LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES .- "Cuando dos elementos se 
combinan para formar dos o más compuestos, el peso de una de ellos permanece constante y el peso 
del otro varia en razón de números enteros pequeños." 
 
 SO → 32 g S + 16 g O 
 x2 
 Ejemplo : S + O2 SO2 → 32 g S + 32 g O x3 
 
 SO3 → 32 g S + 48 g O 
 
4. LEY DE WENZELL - RITCHER O DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS .- "Cuando dos 
elementos se combinan separadamente con el peso fijo de un tercero, los pesos de estos son los 
mismos que se combinan entre sí o son múltiplos de estos" 
 
Ejemplo : 10 g A + 30 g B → Productos 
 10 g A + 20 g C → Productos 
 ⇒ 30 g B consumieron 20 g C 
 
RENDIMIENTO .- El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se 
espera, calculada a partir de unas cantidades dadas de los reactivos. La cantidad de producto que 
realmente se obtiene se llama rendimiento real. 
 
% de rendimiento = 100x
M
M
teórico
práctico 
 
II. Relación Volumen – Cantidad : Ley de Avogadro “A presión y temperatura constantes, el volumen de 
un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente”. 
Ejm: 
 3 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g) 
 3 mol 1 mol 2 mol 
 3 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes 
 
III. Volumen Molar de un Gas a CN : CN (Temperatura y presión a condiciones normales) 
T = 0º C = 273 K 
 P = 1 atm. = 760 mm Hg 
A estas condiciones una mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros. 
 
1 Mol gas → 6,023 x 1023 moléculas de gas → 22,4 L 
 
 
 
 
 
 
 
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 IV. Porcentaje de Pureza en una muestra química 
 Normalmente, las muestras químicas que intervienen en un proceso no son químicamente puras, 
pues tienen cierto grado o porcentaje de impurezas. 
 En una reacción química sólo intervienen sustancias químicamente puras, las impurezas no 
reaccionan; por lo tanto, en los cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la 
muestra química. 
 
 
 
 
Ejercicios 
 
1. En las hojas de una planta de camote se realiza la fotosíntesis, produciéndose glucosa de acuerdo a la 
siguiente ecuación 
 6 CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6 O2 ; para producir 900 g de glucosa ¿ Cuántos 
gramos de CO2 deben ser respirados por las hojasde esta planta? 
a)1450 g b)1320 g c ) 1230g d)230 g e)320g 
Solución : 
 6 CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6 O2 
 6 mol CO2 1 mol C6H12O6 
264 g CO2 180 g C6H12O6 
 X 900 g C6H12O6 
 X = 1320 g CO2 
 
2. ¿Qué masa de SO3 se obtendrá al “quemar” 8 g de S ; si el rendimiento es 70%? (P.A. : S= 32) 
a)1,4 g b)7 g c)14 g d)20 g e)70g 
Solución: 
 2S + 3O2 2SO3 
 2 mol S 2 mol SO3 
 64 g S 160 g SO3 
 8 g S X 
 X= 20 g SO3 
 Rpta: 20 g ( 0.70 ) = 14 g SO3 
 
3. Una de las reacciones que se lleva a cabo en un alto horno, en el cual el mineral de hierro se convierte en 
hierro fundido es: 
 Fe2O3(s) + 3 CO(g) Δ 2Fe(s) + 3CO2 
Suponga que se obtienen 1,64x103 Kg de hierro a partir de la reducción de 2,62 x 103 Kg de dicha muestra 
mineral, ¿Cuál es el porcentaje de pureza del Fe2O3 en la muestra original? 
a) 93,14% b) 81,31% c) 76,74% d) 89,31% e) 78,93% 
 
% Pureza = Cantidad de sustancia pura X 100 
 Cantidad de muestra impura 
 
 
 
 
 
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Solución : 
 Fe2O3(s) + 3 CO(g) Δ 2Fe(s) + 3CO2 
1mol Fe2O3 2 mol Fe 
160 g Fe2O3 112 g Fe 
X 1,64x103 Kg Fe 
 X = 2,34 x103 Kg Fe2O3 
Pureza ; (2,34 x103 Kg Fe2O3/ 2,62 x 103 Kg mineral) x 100 = 89,4 % 
 
4. En el proceso metalúrgico de obtención del hierro se parte del Oxido Ferrico Fe2O3 según las siguientes 
reacciones 
 Fe2O3 + C FeO + CO 
 FeO + C Fe + CO 
Si al inicio se tenía 100 g de Fe2O3 y al final se obtuvo 56g de Fe, ¿ Cual es el porcentaje de rendimiento 
de todo el proceso? 
a) 50% b) 60% c) 70 % d) 80 % e) 90 % 
Solución : 
Primero balancear las ecuaciones: 
 Fe2O3 + C 2FeO + CO 
 FeO + C Fe + CO 
Entonces : 1 mol de Fe2O3 genera 2 mol de FeO y 
 1mol de FeO genera 1 mol de Fe ; Por lo tanto 
 1 mol de Fe2O3 genera 2 mol de Fe 
 160 g de Fe2O3 112 g de Fe 
 100 g de Fe2O3 X 
 X = 70 g de Fe 
 Rendimiento = (56/70)x100 = 80% 
 
5. La calaverita AuTe2 contiene 50% de oro. Si un mineral contiene 0,20% de calaverita, ¿Cuantas toneladas 
se necesita para tener 1 Kg de oro? 
a)2 Tm b) 1,5 Tm c) 1,4 Tm d)1,2 Tm e) 1,0 Tm. 
Solución : 
 1Kg de oro es el 50% de AuTe2 
entonces : 
 1 Kg Au 50% 
 X 100 % 
 X = 2 Kg de AuTe2 
Y 0,2 % de AuTe2 estan en el mineral 
Luego : 
 2 Kg 0,2 % 
 Y 100% 
 Y = 1000 Kg = 1 Tm