SM_S_G09_U04_L01

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Introducción
¿CÓMO CAMBIAN LOS COMPONENTES DEL MUNDO?
¿Cuándo se acaba uan reacción química? 
Figura 1. Fermentación del alcohol
La reacción química, es un proceso en que las sustancias reaccionantes, se convierten a una o 
más sustancias diferentes, estas se conocen como productos. 
Una reacción química reordena los átomos constituyentes de los reactivos para producir diferentes 
sustancias.
La quema de combustibles, la fundición de hierro, la fabricación de vidrio, cerámica, cerveza, y 
la elaboración del vino y el queso, son entre muchos, ejemplos de actividades que incorporan 
las reacciones químicas que se han conocido y utilizado durante miles de años.
Fermentación del alcohol1.
Las levaduras presentes en algunos alimentos son hongos unicelulares. En las condiciones adecuadas 
pueden consumir carbohidratos (los azúcares de la fruta) para producir alcohol etílico. O dicho 
de otra forma, el azúcar de las uvas se transforma en etanol y además se produce dióxido de 
carbono. (Figura 1)
Reacciones químicas 
Azúcares Levaduras Etanol Dióxido de 
carbono
1 Tomado de: http://www.thelastq.es/2014_01_01_archive.html
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Describe dos ejemplos de reacciones químicas que conoces, nombra los reactivos y los productos.
Actividad 1
La estequiometría y el método de Job
Analizar las reacciones químicas en términos de las cantidades iniciales y finales de reactivos y 
productos.
Objetivos de aprendizaje
La palabra estequiometría fue establecida en 
1792 por el químico alemán Jeremías B. Richter 
(figura 2) para designar la ciencia que mide las 
proporciones según las cuales se deben combinar 
los elementos químicos. 
La relación cuantitativa entre los reactivos y los 
productos se llama estequiometría. El término 
estequiometría se deriva de dos palabras griegas: 
stoicheion (que significa “elemento”) y metron 
(que significa “medida”).
Figura 2. Jeremías B. Richter (1762 – 1807)
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Para determinar el método de variación continua o de Job, partamos de la figura 3, en la que se 
utilizan la disolución de un catión y un anión con una misma concentración y que reaccionan en 
proporción 1:1. La columna superior representa la mezcla en el instante anterior a la reacción y la 
parte inferior representa la reacción y la formación de precipitado.
Ejemplo de una reacción química 
Por ejemplo, una mol de oxígeno reacciona con dos moles de hidrógeno.
2 H2 + O2 2 H2O
Un mol de carbono reacciona con un mol de oxígeno.
C + O2 CO2
Variación continua o método de Job
Figura 3. Experimento de variación continúa
Los cálculos estequiométricos se basan en el hecho de que los átomos se conservan. Ellos no pueden 
ser destruidos o creados. Los números y tipos de átomos de antes y después de las reacciones son 
siempre los mismos. Esta es la ley básica de la naturaleza.
Método de variación continua. (Método de Job)
Es un método que permite determinar experimentalmente la relación estequiométrica entre la 
combinación de reactivos de una reacción. La base del método consiste en realizar reacciones 
sucesivas con ambos reactivos, empleando cantidades diferentes de cada uno de ellos, manteniendo 
constante el volumen. Se puede medir la altura del precipitado o el calor liberado en la reacción.
Volumen catión
Volumen anión
Clave: Catión Anión
2
4
1
5
3
3
4
2
5
1
4
Actividad experimental
Experimento de variación continua o de Job
Materiales 
• 5 botellas plásticas 
• Dos tapas de las botellas 
• 250 gramos de bicarbonato de sodio NaHCO3
• 250 ml de vinagre (C2H4O2)
• Regla graduada
• 5 globos
• Embudo
PROCEDIMIENTO
Disponer de 5 botellas las cuales deben ser enumeradas de 1 a 5. 
Posteriormente toma como referencia la tapa de la botella para tomar la medida del vinagre y 
deposita una tapa completa y márcala como botella 1. (Figura 4). 
Continúa llenando cada botella con la siguiente 
cantidad (Figura 5):
• A la botella 2 introduce 2 veces la medida inicial
• A la botella 3, introduce 3 veces la medida inicial
• A la botella 4, introduce 4 veces la medida inicial 
• A la botella 5, introduce 5 veces la medida inicial
Figura 4. Medida del vinagre 
Figura 5. Registro de medidas del vinagre
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Ahora se realiza el mismo procedimiento con 
los globos, conservando la proporción 1:1, es 
decir que cuando se una el globo a la botella se 
debe mantener constante las proporciones de 
6. (Figura 6)
En la figura 7 se ubican los globos sobre cada 
botella, manteniendo la proporción 1:1.
Figura 6. Medidas del bicarbonato de sodio en los globos 
Figura 7. Recipientes con vinagre y globos con bicarbonato 
de sodio
Registra lo que ocurre en cada recipiente y marca con una regla el precipitado que se forma en cada 
caso, para ingresar los datos en la tabla 1.
Con los datos obtenidos elabora una gráfica de altura del precipitado contra el volumen de vinagre 
y el bicarbonato de sodio. Determina el punto de equivalencia en que se combinan los reactivos. 
Escribe la ecuación balanceada para la reacción estudiada.
Botella Bicarbonato de 
sodio
NaHCO3 Vinagre 
C2H4O2
Altura del precipitado 
en mm
1 5 1
2 4 2
3 3 3
4 2 4
5 1 5
6
ALTURA DEL PRECIPITADO Vs VOLUMEN DE REACTIVOS
ALTURA DE PRECIPITADO
Bicarbonato de sodio
Vinagre
0
0
4
4
2
2
6
6
8
8
Reacción química: _________________________________________________________________________________
Especifica los reactivos y productos
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Actividad 2
Conservación de la materia 
Mijaíl Lomonósov (Figura 8) en 1745, enunció 
la ley de conservación de la materia “En una 
reacción química donde la masa permanece 
invariable, es decir, la masa presente en los 
reactivos es igual a la masa presente en los 
productos”.
En el mismo año el químico Antoine Lavoisier 
(Figura 9) propone que “la materia no se crea 
ni se destruye, solo se transforma”. Es por esto 
que muchas veces la ley de conservación de 
la materia es conocida como ley de Lavoisier-
Lomonósov.
Figura 8. Mijaíl Lomonosov. (1711- 1765)
Figura 9. Antoine Lavoisier
Figura 10. Reacción química 
Ca + O (=) CaO
Unión o Fusión Producto
Reactivos Sentido de la 
reacción
Teniendo como referencia la ley de conservación de la materia, cuando se escribe una ecuación 
y se realiza química, debe cumplirse que los átomos en los reactivos deben ser igual a los átomos 
de los productos. (Figura 10)
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Balance por tanteo
 
Un ejemplo de una ecuación balanceada se observa en la figura 11
Reúnete con dos compañeros y realicen el balance entre reactivos y productos de las siguientes 
ecuaciones, teniendo como referencia la conservación de la materia.
2
2
Na Cl
Cl
Al alterar el NaCl con el coeficiente 2, 
también se altera el Na, por lo que hay 
que regresar al inicio del balanceo:
Na 1
1
1
2
Reactivos Productos
Na(s) + Cl2(g) 2 2
2
2 2
Na Cl
Cl
Quedando balanceada
Na 1
1
1
2
Reactivos Productos
Na(s) + Cl2(g)2
2
Na Cl
Cl
Al alterar el NaCl con el coeficiente 2, 
también se altera el Na, por lo que hay 
que regresar al inicio del balanceo:
Na 1
1
1
2
Reactivos Productos
Na(s) + Cl2(g) 2 2
2
2 2
Na Cl
Cl
Quedando balanceada
Na 1
1
1
2
Reactivos Productos
Na(s) + Cl2(g)
Figura 11. Balance de ecuaciones 
Mg + O2 MgO
N2 + H2 NH3
SO2 (g) + O2 (g) SO3 (g)
Na2O(S)+ H2O(I) NaOH(aq)
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Partiendo de cálculos estequiométricos entre productos y reactivos, se pueden obtener la masa de 
los productos en una ecuación unidireccional.
Ejemplo:
En un hogar se utiliza una pipeta con gas butano C4H10 (gas doméstico, incoloro y estable que se 
licúa fácilmente por presión y se emplea principalmente como combustible doméstico e industrial 
envasado en recipientes de acero), para calentar los alimentos. (Figura 12)
Consideremos la siguiente situación:
La reacción que ocurre es la siguiente:
2C4H10(l) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O (g)
 
Calculemos la masa de C02 producida al quemar 1 gramo de gas butano C4H10
Para iniciar debemos conocer cuántas moles de butano tenemos en 1,0 gramo de la muestra: 
Información cuantitativa de las ecuaciones 
Figura 11. Balance de ecuaciones 
RECORDEMOS: el peso molecular de un compuesto se obtiene de la tabla periódica, en este caso 
sumamos 4 veces el del carbono C (12,011) y el del hidrógeno H 10 veces (1,00), para un total de 58,0 
gramos.
10
(1,0 g de C4 H10) ∙ 
1 mol de C4H10
8 moles de CO2
8 moles de CO2
44 g de CO2
58,0 g de C4H10
2 moles de C4H10
2 moles de C4H10
1 mol de CO2
= 1,72 ∙ 10-2 moles de C4H10
∙1,72 ∙ 10-2 moles de C4H10 =6,88 ∙10-2 moles de CO2
6,88 ∙10-2 moles de CO2
6,88 ∙10-2 moles de CO2 ∙
2h2(g) + O2(g) 2H2O (g)
=3,03 g de CO2
La relación estequiométrica entre el reactivo del gas butano C4H10 y el producto dióxido de 
carbono C02
Entonces podemos reemplazar el valor obtenido de las moles de gas butano C4H10
Ahora para determinar la masa del CO2 , debemos tomar las moles que son de: 
Ahora para determinar la masa del CO2 , debemos tomar las moles que son de: 
Reúnete con dos compañeros y realicen el siguiente ejercicio:
La producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 y una mol de O2
¿Cuántas moles y gramos de agua H2O se producirán si tenemos 1,57 moles del reactivo O2?
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En una reacción química la situación es similar: una vez se haya consumido uno de los reactivos 
la reacción se para, es el límite del reactivo.
Ejemplo de reactivo Límite
Si tenemos la reacción que conduce a la producción de agua. (Figura 14)
2H2 + O2 2H20
¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 15 moléculas de hidrógeno y 15 moléculas de oxígeno?
Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2.
La proporción requerida es de 2:1.
Pero la proporción que tenemos es de 1:1.
Actividad 3
Reactivo límite 
Supongamos que somos dueños de un restaurante 
y que se ha realizado un pedido de 25 sánduches, 
si sabemos que para realizarlos se necesitan dos 
rebanadas de pan de molde, una rebanada de 
jamón y otra de queso. Hay 51 rebanadas de pan, 
25 de queso y 19 de jamón. Podremos preparar los 
25 sánduches
Pues al igual que una reacción química el ingrediente 
limitante en este caso es el jamón, pues sólo tenemos 
19.Figura 13. Realización de un sanduche
Figura 14. El agua 
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Entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5 y el número 
de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.
Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El 
O2 es el reactivo limitante.
Una manera de resolver cuál es el reactivo limitante es: El reactivo limitante será aquel que produce 
la menor cantidad de producto.
Ejemplo reactivo límite partiendo de las masas iniciales de los reactivos
Si partimos de la reacción de: amoniaco NH3 y el dióxido de carbono CO2
2NH3(g) + CO2 (g) (NH2)2 CO (ac) + H2O (l)
 
Determina cuál es el reactivo límite si tenemos
Los reactivos tienen las siguientes cantidades:
 
640,5 gramos de NH3 y 1345 gramos de CO2 ¿cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?
Solución:
Debemos convertir la cantidad de masa en gramos de cada reactivo en moles.
Para ello dividimos los gramos por la masa molecular de cada reactivo así: 
NH3: masa molecular es: 17,031 g/mol
CO2: masa molecular es: 44, 01 g/mol
Haciendo la división se tiene:
 
640,5 gramos de NH3 son: 37,60 moles
1345 gramos de CO2 son: 30,56 moles 
 
LA RELACIÓN ESTEQUIOMÉTRICA ES: 
• A partir de 2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO 
• A partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO
Si cada reactivo se consume en su totalidad tendremos: 
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• A partir de 37,60 moles de NH3 se obtienen 18,8 moles de (NH2)2CO
• A partir de 30,56 moles de CO2 se obtienen 30,56 moles de (NH2)2CO
Por tal motivo el reactivo límite es el NH3 amoniaco y podremos obtener como máximo de 
urea 18,8 moles.
Ahora multiplicamos las moles por el peso o masa molecular de la urea. (NH2)2CO:= 60g/mol
18, 8 moles (NH2)2CO x 60 g/mol = 1128 gramos 
Realiza el siguiente cálculo del reactivo límite
• Determinar el reactivo límite en una reacción, partiendo de las masas iniciales de los reactivos.
CH4 + 2O2 - CO2 + 2 H2O
Si tenemos 148,7 gramos de metano CH4 y de oxígeno O2 1854 gramos. ¿Cuántos gramos de 
CO2 se producen y cuál es el reactivo límite?
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Recuerda datos importantes sobre las reacciones químicas
La reacción de formación del dióxido de carbono a partir de carbono y oxígeno. 
En la figura 15 podemos ver el ajuste a nivel molecular : un átomo de carbono reacciona con 
una molécula de oxígeno y se forma una molécula de dióxido de carbono. 
En la figura 16 vemos el ajuste a nivel macroscópico: 12 gramos de carbono reaccionan con 32 
gramos de oxígeno y se forman 44 gramos de dióxido de carbono.
Un átomo de C
(12 u.m.a)
12 g de carbono 
en un vidrio de 
reloj
(a) (b) (c)
A nivel molecular:
A nivel macroscópico:
Una mólecula de O2
(32 u.m.a)
32 g de oxígeno 
en un globo
44 g de dióxido de
carbono en un globo
Un átomo de CO2
CO2(44 u.m.a)
Figura 15. Reacción química de formación de dióxido de carbono a nivel molecular 
Figura 16. Reacción química de formación de dióxido de carbono a nivel macroscópica 
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Ejercicio
1. Para llevar a cabo la manufactura de un bolso se requieren 3 cierres, 2 cargaderas y 1 etiqueta, 
¿cuántos bolsos se pueden producir si tenemos 120 cierres, 700 cargaderas y 350 etiquetas? 
Establece cuál es el elemento límite.
2. Se tiene la siguiente ecuación química
AgNO3 + AlCl3 Al(NO3)3 + AgCl
En la que intervienen los siguientes reactivos y en cantidades: 21,3 g de nitrato de plata con 33,5 
g de cloruro de aluminio.
Realiza el balance de la ecuación.
Determina ¿cuál es el reactivo límite y qué cantidad (masa en gramos) se produce de cloruro 
de plata?
Masas atómicas relativas: N = 14 ; O = 16 ; Al = 27 ; Cl = 35,5; Ag = 107,9
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Lista de figuras
Figura 1. Fermentación del alcohol
Figura 2. Jeremías B. Richter (1762 – 1807)
Waldir. (2006. Junio 29). Jeremias Benjamin Richter. [Ilustración]. Obtenido de: http://en.wikipe-
dia.org/wiki/Jeremias_Benjamin_Richter#/media/File:Jeremias_Benjamin_Richter.jpeg
Figura 3. Experimento de variación continua
Figura 4. Medida del vinagre 
Figura 5. Registro de medidas del vinagre
Figura 6. Medidas del bicarbonato de sodio en los globos 
Figura 7. Recipientes con vinagre y globos con bicarbonato de sodio
Figura 8. Mijaíl Lomonosov. (1711- 1765)
19 века. (2011, noviembre 21). Mikhail Lomonosov2. [Ilustración]. Obtenido de: http://commons.
wikimedia.org/wiki/File:Mikhail_Lomonosov2.jpg
Figura 9. Antoine Lavoisier
Uopchem25NirajPatel. (2005, mayo 19). Antoine Lavoisier ’s. [Ilustración]. Obtenido de: http://
en.wikipedia.org/wiki/Conservation_of_mass#/media/File:Antoine_laurent_lavoisier.jpg
Figura 10. Reacción química 
Figura 11. Balance de ecuaciones 
Figura 12. Quema de gas butano
Figura 13. Realización de un sánduche
Figura 14. El agua 
Figura 15. Reacción química de formación de dióxido de carbono a nivel molecular 
Figura 16. Reacción química de formación de dióxido de carbono a nivel macroscópico 
 
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Referencias
Gobierno de Canarias. (2014). Cd Química. Recuperado el 15 de Abril de 2015, de Cd Química: http://
www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/flashq/1-reacciones%20q/
reaccionescombustion/teoriacombustiondehidrocarburos-2.htm
Tripod. (2013). Recuperado el 17 de Abril de 2015, de Tripod: http://quimicapura3000.tripod.com/este
quiometria.htm