1. ESTEQUIOMETRIA
Ing. Juan Morales Espinoza
Depto. Acuicultura
Laboratorio de Microalgas
juan.morales@uantof.cl
Programa módulo ad – hoc
Carrera de Biotecnología

2. ESTEQUIOMETRIA
 Rama de la química que se
encarga del estudio cuantitativo de
los reactivos y productos que
participan en una reacción.

3. ESTEQUIOMETRIA
Palabra derivada del griego
 Stoicheion (elemento)
 Metron (medida)
“Es una herramienta indispensable en química”
Aplicaciones: procesos muy diversos a nuestro
alrededor y rendimiento en las reacciones
químicas.

4. LA ESTEQUIOMETRIA SE BASA EN:
 Masas atómicas
 Ley
de la conservación de la
masa.

5. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA.
“La masa total de todas las sustancias
presentes después de una reacción
química es la misma que la masa total
antes de la reacción”

6. ANTOINE LAVOISIER (1734-1794)
(1789) “Podemos asentar como axioma
incontrovertible que, en todas las
operaciones del arte y de la
naturaleza, nada se crea; existe una
cantidad igual de materia tanto antes
como después del experimento”

7. DEFINICIONES:
“Los átomos no se crean ni se destruyen
durante una reacción química”
Reacción: “reacomodo de átomos”.

8. REACCIÓN QUÍMICA
 ¿Cómo se usan las fórmulas y ecuaciones
químicas para representar los reacomodos
de los átomos que tienen lugar en las
reacciones químicas?
 Las sustancias se pueden representar por
fórmulas, las cuáles nos proporcionan
mucha información.

9. FÓRMULA MÍNIMA Y MOLECULAR
 Una fórmula química expresa las proporciones
relativas de los átomos que constituyen el
compuesto.
 Una fórmula molecular, además expresa el número
de átomos de cada elemento que forman una
molécula del compuesto.
 Una fórmula mínima es la reducción de una
fórmula molecular o su mínima expresión entera.

10. EJEMPLO
 Benceno.
 Fórmula molecular C6H6
 Fórmula mínima CH

11. COMPOSICIÓN ELEMENTAL
Fórmula química
Masa molar
Se calcula
Masa de los elementos Masa del compuesto

12. CANTIDAD DE SUSTANCIA
 El concepto “cantidad de sustancia”, aparece
en 1971 como una magnitud diferente de la
masa.
 Su introducción hace posible “contar” en el
nivel microscópico las entidades
elementales, a partir de las masas o los
volumenes de combinación de las sustancias
que reaccionan.

13. SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES
Nombre de la Símbolo de la
Magnitud
unidad unidad
longitud metro m
masa kilogramo Kg
tiempo segundo s
Intensidad de
amperio A
corriente
temperatura kelvin K
Cantidad de
mol mol
sustancia
Intensidad
candela cd
luminosa

14. IUPAC (2001)
 “cantidad de sustancia” o “cantidad química”
es proporcional al número de entidades
elementales-especificadas por una fórmula
química- de las cuáles la sustancia está
compuesta. El factor de proporcionalidad es
el recíproco de la constante de Avogadro
(6.022 X 10²³ mol -¹).

15. MOL
 Mol es la cantidad de sustancia que
contiene tantas entidades elementales
como átomos hay en 0.012 Kg de ¹²C
 Pero, ¿cuántos átomos hay en 12g de
¹²C ?
6.022 X 10²³ átomos

16. MOL
A este número se le conoce como
Número de Avogadro en honor al
Químico Italiano del siglo XIX.
NA= 6.022 X 10²³

17. CONSTANTE DE AVOGADRO
1 mol de partículas = NA partículas
No= NA partículas/ 1 mol de partículas
No= Constante de Avogadro

18. EJERCICIO
 En el Mundo somos ~
6, 500, 000 000 de personas
¿Cuántas moles de personas somos en
el mundo?

19. RESPUESTA
1 mol -------------- 6.02 X 1023 personas
X mol ------------- 6.5 X 109 personas
X= 1.079 x 10-14 moles de personas
¡ NI SIQUIERA SOMOS UN MOL !

20. MOL DE ÁTOMOS: EL MOL NOS DEJA USAR LA BALANZA.
 No podemos medir la masa de cada átomo
individualmente, pero si podemos medir la
masa de un grupo representativo de átomos
y compararla con una masa de otro número
igual de un átomo distinto.
 6.022 X 10²³ átomos= 1 mol de átomos

21. ENTONCES
6.022 X 10²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu
6.022 X 10²³ átomos de H = 1 mol de átomos de H
6.022 X 10²³ átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe

22. MOL Y UMA
Masa atómica del Cu= 63.54
 Significa
 1 átomo de Cu pesa 63.54 uma
 1 mol de átomos de Cu pesa 63.54 g

23. SI HABLAMOS DE MOLÉCULAS:
6.022 X 10²³ moléculas de NH3 = 1 mol
de moléculas de amoniaco
6.022 X 10²³ moléculas de H20 = 1 mol
de moléculas de agua

24. SIGNIFICA
1 molécula de NH3 pesa 17 uma
 1 mol de moléculas de amoniaco pesan
17 g
1 molécula de H2O pesa 18 uma
 1 mol de moléculas de agua pesas 18 g

25. RELACIÓN DE n CON m, v y N

26. EJEMPLO DE RELACIÓN DE n CON m, v y N
 una sustancia puede expresarse de diferentes
maneras:
Agua
 Masa m (H2O)= 1 Kg
 Volumen V (H2O) = 1 L
 cantidad de sustancia n (H2O) = 55.6 mol
 número de partículas N(H2O) = 33.5 x 1024
moléculas

27. Reacciones Químicas

28. ESTEQUIOMETRIA. 2A. SESIÓN
Reacción química

30. ¿CÓMO NOS DAMOS CUENTA QUE SE PRODUCE
UNA REACCIÓN QUÍMICA?
Cuando al poner en contacto dos o más
sustancias:
 Se forma un precipitado
 Se desprenden gases
 Cambia de color
 Se desprende o absorbe energia (calor)
 Se percibe un “olor”, etcétera

31. EJEMPLO DE REACCIÓN QUÍMICA:
Por cada molécula de oxígeno que reacciona
son necesarias dos de hidrógeno para
formar 2 moléculas de agua.
Esto se expresa mediante la ecuación
química:
O2(g) + 2 H2(g)  2 H2O (g)

33. SU REPRESENTACIÓN GRÁFICA
+ 

34. PERO, ¿QUÉ ES UNA REACCIÓN QUÍMICA?
 Una reacción química consiste en la “ruptura
de enlaces químicos” entre los átomos de los
reactivos y la “formación de nuevos enlaces”
que originan nuevas sustancias
químicas, con liberación o absorción de
energía.
 En toda reacción química la masa se
conserva, es decir permanece constante

35. REACCIÓN QUÍMICA
 ¿Cómo se usan las fórmulas y ecuaciones
químicas para representar los reacomodos
de los átomos que tienen lugar en las
reacciones químicas?
 Las sustancias se pueden representar por
fórmulas y símbolos, las cuáles nos
proporcionan mucha información.

36. SÍMBOLOS USADOS EN UNA ECUACIÓN QUÍMICA:
 + se usa entre dos fórmulas para indicar la
presencia de varios reactivos o de varios
productos.
  se llama “flecha de reacción” y separa los
reactivos de los productos. Indica que la
combinación de los reactivos “produce”.

37. SÍMBOLOS USADOS EN UNA ECUACIÓN QUÍMICA:
  la doble flecha indica que la reacción
puede ocurrir en ambas direcciones.
  la flecha hacia abajo indica la formación
de un precipitado que cae por gravedad al
fondo del vaso de reacción.

38. SÍMBOLOS USADOS EN UNA ECUACIÓN QUÍMICA:
  la flecha hacia arriba indica que se
desprende un gas.
 (s) indica que la sustancia se encuentra en
estado sólido.
 (l) indica que la sustancia se encuentra en
estado líquido.
 (g) indica que la sustancia se encuentra en
estado gaseoso.

39. SÍMBOLOS USADOS EN UNA ECUACIÓN QUÍMICA:
calor
  la flecha con una “delta” o la palabra
calor encima indica que la reacción requiere
energía térmica para llevarse a cabo.
 Cualquier “signo” que se ponga encima de la
flecha, nos indica que se requiere de este
para que la reacción ocurra.

40. SÍMBOLOS USADOS EN UNA ECUACIÓN QUÍMICA:
 (ac) indica que el reactivo o el producto se
encuentra en solución acuosa.
 Catalizador, generalmente se coloca encima
de la flecha de reacción y nos indica que
para que se lleve a cabo la reacción se
necesita un catalizador.

41. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
 ¿Ecuación química ?
 Es la representación de la reacción
química.
 Para iniciar con los cálculos
estequiométricos, es necesario contar con la
ecuación química debidamente
balanceada.

42. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS.
MÉTODOS:
 Por inspección (tanteo)
 Algebraico
 Oxido-reducción
 Ion-electrón (químico)

43. HERRAMIENTAS DE LA ESTEQUIOMETRIA
 Coeficientes estequiométricos
 Razones estequiométricas (parámetros
constantes y universales)
 Ejemplo: 2CO(g) + O2(g)  2CO2 (g)
 La razón estequiométrica entre el monóxido
de carbono y el oxígeno es
 [ 2 moles de CO / 1 mol de O2]

44. RAZONES ESTEQUIOMÉTRICAS
 La razón indica los moles de monóxido de
carbono que se requieren para reaccionar
con un mol de oxígeno.
 Otras razones estequiométricas en la misma
ecuación:
 [2 moles de CO/ 2 moles de CO2]
 [1 mol de O2/ 2 moles de CO2 ]

45. TIPOS DE CÁLCULOS
ESTEQUIOMÉTRICOS
Moles de reactivos Moles de productos
Masa de Moles de
reactivos Moles de
reactivos
productos
Masa de Moles de Moles de Masa de
reactivos reactivos productos productos

46. ACTIVIDADES EXPERIMENTALES
Medio de cultivo para microalgas marinas:
Solución Mg/L cultivo
KNO3 2.5mM
PO4H2NaH2O 5
SiO3Na2·9H2O* 15-30
Solución de Metales Traza 1mL/L
Solución de Vitaminas 1mL

47. ACTIVIDADES EXPERIMENTALES
Reacción de absorción de calor:
 Reacción en probeta
Ecuación química:
KNO3 + H2O  KOH + HNO3
Calcular: 2.5mM de KNO3 cuantos g/L son???