ESTEQUIOMETRIA

1. Bioq. José Luis Rodríguez Tenesaca

2. OBJETIVO:
 UTILIZAR LOS PRINCIPIOS QUÍMICOS –
MATEMATICOS EN LA RESOLUCIÓN DE
EJERCICIOS EN BASE A REACCIONES
QUÍMICAS EN ESTEQUIOMETRÍA.

3. ¿Que es Estequiometría Química?
 Estudia las relaciones cuantitativas entre sustancias
que intervienen en una reacción química (Reactivos y
Productos).
 Un mol se define como la cantidad de materia que
tiene tantos objetos como el número de átomos que
hay en exactamente 12 gramos de 12C.
 Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023
 Se abrevia como 6,02 x 1023, y se conoce como número
de Avogadro.
¿Que es una MOL?

4. Pesos atómicos y moleculares.
 Los subíndices en las fórmulas químicas
representan cantidades exactas.
 La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una
molécula de agua está compuesta exactamente por dos
átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
 Para obtener el peso molecular de una molécula se
hace una operación matemática, se multiplica cada
elemento con su peso atómico y su numero de
molécula, y al final se suma todos los elementos. Se
obtiene en gr o gr/mol.

5. ¿Qué tipos de operaciones se
pueden realizar en Estequiometría
Química?
 Mol – Mol.
 Mol – Gramos.
 Gramos – Gramos.
 Mol – Volumen.
 Volumen – Gramos.
 Volumen – Volumen.

6. FACTOR MOLAR
 La parte central de un problema estequiometrico es el
Factor Molar cuya formula es:
F.M. = Moles de sustancias deseadas/moles de sustancia
partida
 Factor molar, se obtiene de los coeficientes en la
ecuación balanceada.

7. Recordar:
 Para redondear con dos decimales, usamos como base
el tercer decimal. Si este es mayor o igual a 5
aumentamos una unidad al segundo decimal, si es
menor a 4 no.
 15, 28645 = 15, 29
 3, 12478 = 3,12

8. EJERCICIOS.
 Para la siguiente ecuación balanceada:
4Al + 3O2 → 2Al 2 O3
a. ¿Cuantos mol de aluminio son necesarios para
producir 5,27 mol de Oxido de Aluminio?
b. ¿Cuántas moles de Oxigeno reaccionan con 3, 97 mol
de Aluminio?
 Respuestas: a. 10, 54 mol
b. 2,98 mol

9. Volumen molar de un gas.
Condiciones normales, estándar, temperatura y presión:
T = 0 °C = 273 °K.
P = 1 atmosfera = 760 mm de Hg = 760 Torricelli.
P = 1 atmosfera = 14,7 Lb/Pulg2
VALOR DE CADA MOL DE GAS.
1 mol gas = 22,4 Litros (l)

10. EJERCICIOS.
 Descomposición de Clorato de Potasio por efecto del
calor, condiciones normales de temperatura y presión.
Ecuación:
2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g)
a. ¿Cuántas mol de Clorato de Potasio son necesarios
para producir 25 Litros de Oxigeno gaseoso?
b. ¿Cuántos litros de Oxigeno se producen si se obtiene
5, 11 moles de Cloruro de Potasio?
RESPUESTA: a. 0,75 mol
b. 171, 81 litros

11. REACTIVO LIMITANTE, REACTIVO
EN EXCESO, PUREZA Y PORCENTAJE
DE RENDIMIENTO.
REACTIVO LIMITANTE.- Cuando una reacción se
detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese
reactivo se le llama reactivo limitante.
Aquel reactivo que se ha consumido por completo en
una reacción química se le conoce con el nombre de
reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de
producto formado.
Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto
basado en la ecuación química ajustada.

12. REACTIVO EN EXCESO.- Es todo lo contrario del
reactivo limitante, es aquel reactivo que no se a
consumido por completo, es aquel que prevalece en una
reacción química.
PUREZA.- El porcentaje de un compuesto o elemento
específico en una muestra impura.
PORCENTAJE DE RENDIMIENTO.- Rendimiento real
multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento
teórico.
% R = PRODUCCIÓN REAL/PRODUCCIÓN TEORICO (100)

13. EJERCICIOS.
¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de
hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?
Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2

14. N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
a. A partir de 100 g r. de nitrógeno y 100 gr de hidrogeno
¿Cuántos gramos de Amonio se obtiene?
b. ¿Cuál es el reactivo limitante y cual el reactivo en
exceso?
c. ¿Calcule la cantidad de gramos de reactivo en exceso
que quedan al final de la reacción

15. NaHCO3 (s) + HCl ( ac.) → NaCl (ac.) + H2O (l) + CO2 (g)
a. ¿Cuántos gramos de Cloruro de Sodio se obtienen si
reaccionan 20,0 gr de Carbonato acido de sodio con 17,6
gr de ácido clorhídrico?
b. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción si
se obtuvieron realmente 13,9 gr, de cloruro de sodio?

16. Al agregar un trozo de fosforo al bromo liquido la
reacción es inmediata y libera calor. Si se mezclan 5,00 gr
de fosforo con 40, 5 gr. Bromo molecular.
P4 + 6 Br2 (l) → 4 PBr3 (s)
a. ¿Cuál es el reactivo limitante?
b. ¿Cuántos gramos de PBr3 se forman?
c. Cuantos gramos de reactivo en exceso quedaron al
terminar la reacción?
d. Si la producción real es 37,5 gr. PBr3 ¿Cuál es % de
rendimiento?

17. ¿Qué son los Radicales Libres?
Los radicales libres son átomos o grupos de átomos que, en su
composición, cuentan con un electrón que no está aparejado y que se
encuentra en capacidad de aparearse, por lo que son altamente reactivos e
inestables. Estos son liberados cuando el alimento es metabolizado para
producir energía en las células, pero también pueden provenir desde el
ambiente, por ejemplo, cuando se está expuesto a contaminantes o
radiaciones como los rayos ultravioletas del sol, los escapes de los autos, la
contaminación ambiental y el humo del cigarro.
Para lograr establecer el equilibrio este átomo buscará “robarle” un
electrón a otro átomo. Cuando esto sucede, el átomo que pierde su
electrón se convierte a su vez en un radical libre. Así se va generando una
reacción en cadena que daña las células y produce el envejecimiento y
muchas enfermedades.
Los radicales libres son producidos por el organismo para luchar contra
bacterias y virus, sin embargo, es necesario que sean controlados por
medio de una protección antioxidante. Los antioxidantes son sustancias
que liberan electrones en la sangre, los que son captados por los radicales
libres y se vuelven así moléculas estables.

18. CONSULTA:
 ¿QUÉ ES EL ESTADO GASEOSO?
 PROPIEDADES Y CARACTERISTICAS DE LOS
GASES.

19. LEYES DE LOS GASES.
 LEY DE BOYLE MARIOTTE.
 LEY DE JAQUES CHARLEY .
 LEY DE GAY –LUSSAC.
 LEY COMBINADA DE LOS GASES.
 LEY DE DALTON.
 LEY DE GRAHAM.
 DENSIDAD O PESO ESPECIFICO DE LOS GASES.
 ECUACIÓN GENERAL DEL ESTADO.

20. LEY DE BOYLE MARIOTTE (P. y V.)
La Temperatura Permanece constante.
Cuando la presión aumenta el volumen disminuye, llamada
Ley ISOTERMICA.
ISO= Igual.
TERMICA = Temperatura.
Formula General: P1 x V1 = P2 x V2 ó P1 = P2
V2 V1
P1= Presión inicial. P2= Presión final.
V1 = Volumen inicial. V2 = Volumen final.

21. LEY DE JAQUES CHARLEY (V. y T.)
La Presión se mantiene Constante.
Es una Ley ISOBARICA
ISO= Igual.
BAROS = Presión.
Es decir que si la temperatura aumenta, el volumen
también aumenta.
Formula General: V1 = V2
T1 (°K) T2 (°K)
V1 = Volumen inicial. V2 = Volumen final.
T1= Temperatura inicial. T2= Temperatura final.

22. LEY DE GAY LUSSAC (P. y T.)
Volumen Permanece Constante.
Es una Ley ISOMETRICA
ISO= Igual.
MERO = Volumen.
Es decir que si la temperatura aumenta, la presión también
aumenta.
Formula General: P1 = P2
T1 (°K) T2 (°K)
P1 = Presión inicial. P2 = Presión final.
T1= Temperatura inicial. T2= Temperatura final.

23. LEY COMBINADA DE LOS GASES.
Interviene los tres factores: Presión, Volumen y
Temperatura (BOYLE, CHARLES y GAY LUSSAC).
Formula General: P1 x V1 = P2 x V2
T1 (°K) T2 (°K)
P1= Presión inicial. P2= Presión final.
V1 = Volumen inicial. V2 = Volumen final.
T1= Temperatura inicial. T2= Temperatura final.

24. LEY DE DALTON
LEY DE LAS MEZCLAS GASEOSAS o LEY DE LAS
PRESIONES PARCIALES.
La Presión Total de una mezcla de 2 o mas gases que
reaccionan entre si, es igual a la suma de las presiones de los
componentes.
Formula General: PT = P1 + P2 + P3 ………
PT= PRESIÓN TOTAL.
P1, P2, P3…. = Presiones Parciales de cada gas componentes
de la mezcla.

25. LEY DE GRAHAM (Difusión de los Gases)
A la misma temperatura y presión la velocidad de la
difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz
cuadrada de su masa molecular.
FORMULA: V1 = √Ma. 2
V2 √Ma. 1
V1, V2= Volumen o Velocidad de Difusión de los gases.
Ma. 1, Ma. 2 = Peso o masa molecular de los gases.

26. DENSIDAD O PESO ESPECIFICO DE LOS GASES.
La densidad de un gas varia inversamente con las
temperaturas absolutas °K y directamente con la presión.
Conociendo que la densidad es igual a : d= M/V gr/L.; La
formula General seria es:
d1 x T1(°K) = d2 x T2(°K)
P1 P2
d1 y d2 = Densidad inicial y final en gr/L
T1 y T2 = Temperatura absoluta (°K) inicial y final.
P1 y P2 = Presión inicial y final

27. ECUACIÓN GENERAL DEL ESTADO.
FORMULA GENERAL = P x V = N x R x T
P= Presión .
V= Volumen.
Pg. = Peso en gramos del gas.
N= Numero de Moles = PM Peso molecular del gas gr/mol
R= Constante universal de los gases = 0,082 at. L/ Mol °K
T= Temperatura Absoluta °K