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1. Prof. Rafael Quevedo

2. Estequiometría
- La estequiometría es
el estudio
cuantitativo de
reactivos y productos
en una reacción
química.

3. Cantidades de reactivos y productos
Las ecuaciones químicas balanceadas se utilizan para predecir cuánto producto se
formará a partir de una cantidad determinada de reactivos.
2 moles de CO se combinan con 1 mol de O2 para producir 2 moles de CO2.
2 moles de CO son estequiométricamente equivalentes a 2 moles de CO2.

4. Cantidades de reactivos y productos
Coeficiente B
Coeficiente A
Moles B = X Moles A
La relación molar se utiliza para determinar las cantidades de compuestos
consumidos o producidos en una reacción química balanceada

5. 1. Escribir la ecuación balanceada de la reacción.
2. Convertir la cantidad conocida del reactivo (en gramos u
otras unidades) a número de moles.
3. Utilizar la relación molar de la ecuación balanceada para
calcular el número de moles del producto formado.
4. Convertir los moles de producto en gramos (u otras
unidades) de producto.
Cantidades de reactivos y productos

6. Ejemplo : Considere la reacción completa de 3.82 moles de CO para formar CO2.
Calcular el número de moles de CO2 producidos.
Cantidades de reactivos y productos
moles de CO2 producidos = 3.82 moles de CO ×
2 moles de CO2
2 moles de CO
= 𝟑. 𝟖𝟐 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐞 𝐂𝐎𝟐

7. La Urea [(NH2)2CO] es un subproducto del metabolismo proteico. Este producto de
desecho se forma en el hígado y luego se filtra de la sangre y se excreta en la orina por
los riñones. La urea se puede sintetizar en el laboratorio mediante la combinación de
amoníaco y dióxido de carbono según la ecuación
𝟐𝐍𝐇𝟑 𝒈 + 𝐂𝐎𝟐 𝒈 → 𝐍𝑯𝟐 𝟐𝐂𝐎 𝒂𝒄 + 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
(a) Calcular la cantidad de urea que se producirá por la reacción completa de 5.25
moles de amoníaco.
(b) Determinar la cantidad estequiométrica de dióxido de carbono necesaria para
reaccionar con 5.25 moles de amoníaco.
Ejemplo

8. Ejemplo
Estrategia Utilizar la ecuación química balanceada para determinar los
factores de conversión estequiométricos correctos y, a continuación,
multiplicar por el número dado de moles de amoníaco.
Solución
(a) moles de (NH2)2CO producidos = 5.25 mol NH3 ×
(b) moles de CO2 requeridos = 5.25 mol NH3 ×
1 mol (NH2)2CO
2 mol NH3
= 2.63 mol (NH2)2CO
𝟐𝐍𝐇𝟑 𝒈 + 𝐂𝐎𝟐 𝒈 → 𝐍𝐇𝟐 𝟐𝐂𝐎 𝒂𝒄 + 𝐇𝟐𝐎(𝒍)
1 mol CO2
2 mol NH3
= 2.63 mol CO2

9. El Monóxido de dinitrogeno (N2O), también conocido como óxido
nitroso o "gas de la risa", se utiliza como anestésico en la odontología.
Se fabrica calentando nitrato de amonio. La ecuación balanceada es
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(l)
(a) Calcular la masa de nitrato de amonio que debe calentarse para
producir 10.0 g de óxido nitroso.
(b) Determinar la masa correspondiente de agua producida en la
reacción.
Δ
Ejemplo

10. NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(l)
Masa molar 44.02 g/mol
80.05 g/mol 18.02g/mol
1 mol N2O
44.02 g N2O
= 0.227 mol N2O
1 mol NH4NO3
1 mol N2O = 0.227 mol NH4NO3
80.05 g NH4NO3
1 mol NH4NO3
= 18.2 g NH4NO3
(a) 10.0 g N2O x
Solución
0.227 mol N2O x
0.227 mol NH4NO3 ×
Masa 10.0 g
Por lo tanto, 18.2 g de nitrato de amonio deben calentarse para producir 10.0 g de óxido
nitroso.
Ejemplo (cont’n

11. Solución
(b) A partir del número de moles de óxido nitroso determinados en el primer
paso de (a)
2 mol H2O
1 mol N2O
= 0.454 mol H2O
18.02 g H2O
1 mol H2O
= 8.18 g H2O
Ejemplo (cont’n
0.227 mol N2O x
0.454 mol H2O x

12. Reacciones que implican un
REACTIVO LIMITANTE
En una reacción química un reactivo se puede consumir por
completo, sin ser usada en su totalidad la otra sustancia. El
reactivo que se consume totalmente se denomina reactivo
limitante porque determina o limita la cantidad de producto
que se forma en la reacción. A los demás reactivos se les
puede llamar reactivos en exceso.
En la realidad, los reactivos no se encuentran en cantidades
estequiométricas. Usualmente1 o varios de los reactivos
están en mayor cantidad de la que se requiere, por lo que al
finalizar la reacción quedará un remanente de esos reactivos.

13. Reactivo Limitante
The reactant that is completely consumed by the reaction

14. CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
Reactivo Limitante
Considere la reacción entre 5 moles de CO y 8 moles de H2 para
producir metanol de acuerdo con la reacción.
¿Cuántos moles of H2 son necesarios para que todos los moles CO
reaccionen?

15. 10 moles de H2 requeridos; 8 moles de H2 disponibles; reactivo limitiante.
4 moles de CO requeridos; 5 moles de CO disponibles; reactivo en exceso
CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
Reactivo Limitante
moles de H2 = 5 mol CO ×
2 mol H2
1 mol CO
= 10 mol H2
moles de CO = 8 mol H2 ×
1 mol CO
2 mol H2
= 4 mol CO

16. Los comprimidos de Alka-Seltzer contienen ácido acetilsalicílico (aspirina), bicarbonato de
sodio y ácido cítrico. Cuando entran en contacto con el agua, el bicarbonato de sodio
(NaHCO3) y ácido cítrico (H3C6H5O7) reaccionan para formar gas de dióxido de carbono,
entre otros productos.
3NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → 3CO2(g) + 3H2O(l) + Na3C6H5O7(aq)
La formación de CO2 hace que se produzca el burbujeo cuando los comprimidos se dejan
caer en un vaso de agua. Un comprimido de Alka-Seltzer contiene 1.700 g de bicarbonato
de sodio y 1.000 g de ácido cítrico. Determinar, para un solo comprimido disuelto en agua,
(a) ¿qué ingrediente es el reactivo limitante?, (b) ¿qué masa del exceso de reactivo queda
cuando la reacción está completa?, y (c) ¿qué masa de CO2 se forma?.
Ejemplo

17. Estrategia Convertir cada una de las masas de reactivos en moles. Utilizar
la ecuación balanceada para escribir el factor de conversión
estequiométrico y determinar qué reactivo es el limitante. A continuación,
determine el número de moles de exceso de reactivo restante y el número
de moles de CO2 producidos. Por último, utilice las masas molares
apropiadas para convertir el exceso de moles de CO2 a gramos.
Solución
1.700 g NaHCO3 ×
1 mol NaHCO3
84.01 g NaHCO3
= 0.02024 mol NaHCO3
= 0.005205 mol H3C6H5O7
1 mol H3C6H5O7
192.12 g H3C6H5O7
Ejemplo
1.000 g H3C6H5O7 ×

18. (a) Para determinar qué reactivo es el limitante, calcule la cantidad de ácido
cítrico necesaria para reaccionar completamente con 0.02024 moles de
bicarbonato de sodio .
0.02024 mol NaHCO3×
La cantidad de H3C6H5O7 necesario para reaccionar con 0.02024 moles de
NaHCO3 es más de lo que una tableta contiene. Por lo tanto, el ácido cítrico es
el reactivo limitante y el bicarbonato de sodio es el reactivo en exceso.
1 mol H3C6H5O7
3 mol NaHCO3
= 0.006745 mol H3C6H5O7
Ejemplo (cont’n)

19. Solución
(b) Para determinar la masa del exceso de reactivo (NaHCO3) que sobra,
primero calcule la cantidad de NaHCO3 que reaccionará:
0.005205 mol H3C6H5O7 ×
Así, 0.01562 moles de NaHCO3 se consumirán, dejando 0.00462 moles sin
reaccionar. Convierta la cantidad no reaccionada en gramos como sigue:
0.00462 mol NaHCO3 ×
84.01 g NaHCO3
1 mol NaHCO3
= 0.388 g NaHCO3
3 mol NaHCO3
1 mol H3C6H5O7
= 0.01562 mol NaHCO3
Ejemplo (cont’n)
3NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → 3CO2(g) + 3H2O(l) + Na3C6H5O7(aq)

20. Solución
(c) Para determinar la masa de CO2 producida, primero calcule los moles de CO2
producidos a partir del número de los moles del reactivo limitante (H3C6H5O7) consumido.
0.005205 mol H3C6H5O7 ×
Convierta esta cantidad en gramos de la siguiente manera:
0.01562 mol CO2×
Resumen de los resultados:
(a) El ácido cítrico es el reactivo limitante,
(b) 0.388 g de bicarbonato de sodio sigue sin ser reaccionado, y
(c) 0.6874 g de dióxido de carbono se producen.
44.01 g CO2
1 mol CO2
= 0.6874 g CO2
3 mol CO2
1 mol H3C6H5O7
= 0.01562 mol CO2
Ejemplo (cont’n)

21. El metanol se quema en el aire según la ecuación
2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O
Si se consumen 209 g de metanol en la combustión, ¿qué masa de
agua se produce?
gramos CH3OH moles CH3OH moles H2O gramos H2O
masa molar
CH3OH
coeficientes de la
ecuación química
masa molar
H2O
209 g CH3OH
1 mol CH3OH
32.0 g CH3OH
x
4 mol H2O
2 mol CH3OH
x
18.0 g H2O
1 mol H2O
x =
235 g H2O
Ejemplo

22. Rendimiento de una reacción
El rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtendrá
si reacciona todo el reactivo limitante.
El rendimiento real es la cantidad de producto realmente obtenida
de una reacción.
El porcentaje de rendimiento es la proporción del rendimiento real
con respecto al rendimiento teórico.

23. El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza
en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y
armazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio(IV)
con magnesio fundido entre 950 y 1 150°C:
En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54 x 107 g de TiCl4
con 1.13 x 107 g de Mg. a) Calcule el rendimiento teórico de Ti en gramos.
b) Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtienen 7.91 x
106 g de Ti.
TiCl4(g) + 2Mg(l)  Ti(s) + 2MgCl2(l)
Solución: Primero debemos determinar cuál de los dos reactivos es el
reactivo limitante.
gramos de TiCl4  moles de TiCl4  moles de Ti
moles de Ti = 3.54 × 107
g TiCl4 ×
1 mol TiCl4
189.7 g TiCl4
×
1 mol Ti
1mol TiCl4
= 1.87 × 105moles de Ti
Ejemplo

24. El porcentaje de rendimiento es
gramos de Mg  moles de Mg  moles de Ti
Por lo tanto, el TiCl4 es el reactivo limitante debido a que produce una
cantidad más pequeña de Ti. La masa de Ti formada es
moles de Ti = 1.13 × 107g Mg ×
1 mol Mg
24.31 g Mg
×
1 mol Ti
2 mol Mg
= 2.32 × 105moles de Ti

25. La Aspirina, ácido acetilsalicílico (C9H8O4), es el analgésico más utilizado
en el mundo. Es producido por la reacción del ácido salicílico (C7H6O3) y
anhídrido acético (C4H6O3) de acuerdo con la siguiente ecuación:
En una cierta síntesis de aspirina, se combinan 104.8 g de ácido salicílico
y 110.9 g de anhídrido acético. Calcular el rendimiento porcentual si se
producen 105.6 g de aspirina.
C7H6O3
ácido salicílico
C4H6O3
anhídrido acético
C9H8O4
ácido acetilsalicílico
HC2H3O2
ácido acético
+ +
→
Ejemplo

26. Estrategia Convierta gramos reactivos en moles y determine cuál es
el reactivo limitante. Utilice la ecuación equilibrada para determinar los
moles de la aspirina que se pueden producir y convertir a gramos para
el rendimiento teórico. Utilice esto y el rendimiento real dado para
calcular el rendimiento porcentual.
Solución
104.8 g C7H6O3×
1 mol C7H6O3
138.12 g C7H6O3
= 0.7588 mol C7H6O3
1 mol C7H6O3
102.09 g C4H6O3
= 1.086 mol C7H6O3
110.9 g C4H6O3×
Ejemplo (cont’n)

27. Debido a que los dos reactivos se combinan en una relación de
moles 1:1, el reactivo presente en el menor número de moles (en
este caso, ácido salicílico) es el reactivo limitante. Según la
ecuación balanceada, se produce un mol de aspirina para cada
mol de ácido salicílico consumido.
Por lo tanto, el rendimiento teórico de la aspirina es de 0.7588 mol.
Convertimos esto en gramos usando la masa molar de aspirina:
0.7588 mol C9H8O4× 180.15 g C9H8O4
1 mol C9H8O4
= 136.7 g C9H8O4
% 𝐝𝐞 𝐫𝐞𝐧𝐝𝐢𝐦𝐢𝐞𝐧𝐭𝐨 =
𝟏𝟎𝟓. 𝟔 𝒈
𝟏𝟑𝟔. 𝟕 𝒈
× 𝟏𝟎𝟎 = 𝟕𝟕. 𝟐𝟒%
Ejemplo (cont’n)

28. La reacción 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
se utiliza para generar electricidad en una celda de combustible de
hidrógeno. Supongamos que una celda de combustible contiene 150 g de
H2(g) y 1500 g de O2(g). ¿Cuántos gramos de agua se pueden formar?
Solución: A partir de la ecuación balanceada, tenemos las siguientes
relaciones estequiométricas:
Ejemplo (cont’n)

29. Los coeficientes de la ecuación balanceada indican que la reacción requiere 2
moles de H2 por 1 mol de O2. Por lo tanto, para que reaccionara todo el O2,
necesitaríamos 2 x 47 = 94 moles de H2. Como solo hay 75 moles de H2, no
puede reaccionar todo el O2, así que este es el reactivo en exceso y el H2 sería el
reactivo limitante. Utilizamos la cantidad de H2 (el reactivo limitante) para calcular
la cantidad de agua formada.
Ejemplo (cont’n)

30. Tarea

31. 1. Una planta embotelladora tiene 121,515 botellas con una capacidad
de 355 mL, 122,500 tapas y 40,875 L de bebida. (a) ¿Cuántas botellas
pueden llenarse y taparse? (b) ¿Cuánto de cada cosa queda? (c)
¿Qué componente limita la producción?
2. El hidróxido de aluminio reacciona con ácido sulfúrico así:
a) ¿Cuál reactivo es el limitante cuando se permite que reaccionen
0.500 mol de Al(OH)3 y 0.500 mol de H2SO4?
b) ¿Cuántos moles de Al2(SO4)3 pueden producirse en estas
condiciones?
c) ¿Cuántos moles del reactivo en exceso quedan al término de la
reacción?
Tarea:
Al(OH)3(s) + H₂SO4(ac) ⇒ Al₂SO₄(ac) + H₂O(l)

32. 3. Uno de los pasos del proceso comercial para convertir amoniaco en
ácido nítrico implica la conversión de NH3 en NO:
En cierto experimento, 1.5 g de NH3 reacciona con 2.75 g de O2.
(a) ¿Cuál reactivo es el limitante? (b) ¿Cuántos gramos de NO y
H2O se forman? (c) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso
quedan una vez que se ha consumido totalmente el reactivo
limitante? ?
4. Las disoluciones de ácido sulfúrico y acetato de plomo (II)
reaccionan para formar sulfato de plomo(II) sólido y una disolución
de ácido acético. Se mezclan 7.50 g de ácido sulfúrico y 7.50 g de
acetato de plomo(II). Calcule el número de gramos de ácido
sulfúrico, acetato de plomo(II), sulfato de plomo(II) y ácido acético
que están presentes en la mezcla al término de la reacción.
H₂SO₄(ac) + Pb(C₂H₃O₂)₂(ac) ⇒ CH₃COOH(ac) + PbSO₄(s)
4NH3(g) + 5O2(g) ⇒ 4NO(g) + 6H₂O(g)

34. 4. 5.2 g H₂SO₄
0.0 g Pb(C₂H₃O₂)₂
2.76 g CH₃COOH
6.97 g PbSO₄
3. a) RL O2
b) 2.065 g NO, 1.859 g H2O
c) Reactivo en exceso NH3: = 0.328 g
2. a) RL H2(SO4)
b) 0.167 moles
c) 0.167 moles
1. a) 115, 141 botellas
b) 6,374 botellas y 7,359 tapas
c) La bebida
Solución