1. UNIVERSIDAD CESAR VALLEJO SESION 7
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ESTEQUIOMETRIA
En química, la estequiometría (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida)
es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el
transcurso de una reacción química.
La estequiometría es una herramienta indispensable en la
química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la
medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la
determinación del rendimiento potencial de oro a partir de
una mina y la evaluación de diferentes procesos para
convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden
aspectos de estequiometría.
El primero que enunció los principios de la estequiometría
fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792.
Escribió:
La estequiometría es la ciencia que mide las
proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la
que los elementos químicos que están implicados.
PRINCIPIO CIENTÍFICO.-
En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes:
los reactivos se modifican para dar lugar a los productos.
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre
átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se
forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley
de conservación de la materia (masa), que implica las dos leyes siguientes:
1.- la conservación del número de átomos de cada elemento químico
2.- la conservación de la carga total
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y
productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están
determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
Ajustar o balancear una reacción
¿Qué significa ajustar o balancear una
reacción? Veamos.
Una ecuación química (que no es más que la
representación escrita de una reacción
química) ajustada debe reflejar lo que pasa
realmente antes de comenzar y al finalizar la
reacción y, por tanto, debe respetar las leyes
de conservación del número de átomos y de la
carga total.
Para respetar estas reglas, se pone delante
de cada especie química un número llamado
coeficiente estequiométrico, que indica la
proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de
Jeremias Benjamin
Richter.
Estequiometría, indispensable en
la química.

2. moléculas o de átomos, o de iones o de moles; es decir, la cantidad de materia que se
consume o se treansforma).
Por ejemplo:
En la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular(O2)
del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).
La reacción sin ajustar (sólo representando los elementos que interactúan) será:
Esta reacción no es correcta, porque no cumple la ley de conservación de la materia. Para el
elemento hidrógeno (H), por ejemplo, hay 4 átomos en los reactivos (CH4) y sólo 2 en los
productos (H2O). Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada
compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.
De esta manera, si se pone un 2 delante del H2O:
se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H), pero no para el oxígeno (O),
situación que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O2 en los reactivos:
y se obtiene así, finalmente, la reacción ajustada.
Ésta dice que 1 molécula de metano (CH4) reacciona con 2 moléculas de oxígeno molecular
(O2) para dar 1 molécula de dióxido de carbono(CO2) y 2 moléculas de agua (H2O). Si
verificamos el número de átomos veremos que en ambos lados de la ecuación hay 1 átomo de
carbono (C), 4 átomos de hidrógeno (H) y 4 átomos de oxígeno (O). La materia (la cantidad de
átomos) se ha conservado una vez terminada la reacción química.
Coeficiente estequiométrico
Ya que arriba lo mencionamos, agreguemos algo más sobre el coeficiente estequiométrico.
Es el coeficiente (un número) que le corresponde a cada especie química (elemento) en una
ecuación química dada. En el ejemplo anterior:
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los
coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas
reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. En esencia lo que indica este
coeficiente es el número de moléculas de cada sustancia.

3. Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1,
no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2
no llevan ningún coeficiente delante.
Este método del tanteo para fijar el coeficiente
estequiométrico sirve bien cuando la reacción es
simple. Consiste en fijar arbitrariamente un
coeficiente e ir deduciendo los demás haciendo
balances a los átomos implicados en la especie
inicial. Si aparecen fracciones, se multiplican todos
los coeficientes por el mínimo común múltiplo
(mcm) de los denominadores
En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método
del ion-electrón.
Se recomienda ir balanceando siguiendo el orden: metales, no metales, hidrógenos,
oxígenos.
Mezcla/proporciones/condiciones estequiométricas
Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes
estequiométricos se dice:
 La mezcla es estequiométrica;
 Los reactivos están en proporciones estequiométricas;
 La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;
Las tres expresiones tienen el mismo significado.
En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las
cantidades estequiométricas de productos correspondientes.
Ejemplo
 ¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para reaccionar con 100 gramos de carbono
produciendo dióxido de carbono?
Masa atómica del oxígeno = 15,9994.
Masa atómica del carbono = 12,0107.
La reacción es:
para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de
oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.
1 mol de carbono 2 mol de oxígeno
12,0107 gramos de carbono 2 • 15,994 gramos de oxígeno
100 gramos de carbono x gramos de oxígeno
despejando x:
realizadas las operaciones:
x = 266,41 gramos de oxígeno

4. Ver: Reacción química
Para entender la estequiometría hay que tener claridad conceptual de los siguientes términos:
Elementos -----> Átomos ------> Símbolos
Compuestos -----> Moléculas ------> Fórmulas
Reacciones Químicas (cambios químicos) -------> Ecuaciones Químicas
Símbolo es la representación gráfica de un elemento. El símbolo de un elemento representa
no solamente su nombre, sino también un átomo o un número prefijado (“mol”) de átomos de
ese elemento.
Fórmula es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su
composición química.
Ecuación Química es la representación gráfica de un cambio químico. Una reacción química
siempre supone la transformación de una o más sustancias en otra u otras; es decir, hay un
reagrupamiento de átomos o iones, y se forman otras sustancias.
Peso Atómico: Se puede definir como la masa en gramos de un mol de átomos. En términos
más específicos, el peso atómico es el peso total de las masas de los isótopos naturales del
elemento.
http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa
http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap4/estequi1/esteq1-index.htm
Relaciones Molares
Una ecuación química balanceada proporciona las relaciones molares que rigen la
reacción entre reactantes y productos en una transformación química. Por ejemplo, la
siguiente ecuación balanceada representa la descomposición del clorato de potasio:
2 KClO3  2 KCl + 3 O2
Como indica la ecuación dos moles de clorato de potasio se descomponen para
producir dos moles de cloruro de potasio y tres moles de oxígeno. Estas relaciones
molares son las proporciones que rigen la reacción. Por lo tanto, si intervienen 4
moles de reactante en la misma reacción, las relaciones dictan que la cantidad de
productos será de 4 y 6 moles respectivamente.
Ejemplo:
Determine la cantidad de moles de oxígeno necesarias para la síntesis de 3.5 moles
de óxido de aluminio.
Solución:
Primer Paso: Escribir la ecuación balanceada que representa la reacción.
La síntesis de óxido de aluminio se representa con la siguiente reacción:
4 Al (s) + 3 O2 (g)  2 Al2O3 (s)
Segundo Paso: Utilizar las relaciones molares para calcular la cantidad de reactante
requerida.

5. Dado que la relación molar entre el óxido de aluminio y el oxígeno es de 2 moles a 3
moles respectivamente, para obtener la cantidad de oxígeno requerida para la
producción de 3.5 moles del óxido se multiplica por el número de moles de oxígeno y
se divide por el número de moles de óxido, así:
# mol O2 = 3.5 mol Al2O3 * 3 mol O2 = 5.3 mol O2
2 mol Al2O3
La cantidad de moles requerida es de 5.3 mol O2.
Para calcular el número de moles de una sustanciainvolucrada en una reacción a partir
del número de moles de otra, se utiliza laproporción de la relación molar entre las
dossustancias.
Relaciones entre Moles y Masas de Sustancias en una Reacción Química
Así como la mol está asociada a la masa molar, las relaciones molares de una
ecuación pueden ser asociadas a masas determinadas de las sustancias involucradas
por medio de la mol. Tomando el mismo ejemplo en la sección anterior de la ecuación
balanceada de la descomposición del clorato de potasio, 2 KClO3  2 KCl + 3 O2,
la relación molar de dos moles de clorato de potasio a dos moles de cloruro de
potasio y tres moles de oxígeno se puede expresar en términos de gramos utilizando
la masa molar de los compuestos y multiplicándola por el coeficiente de moles
correspondiente. Por lo tanto, también se puede decir que 244g de clorato de potasio
(2 veces la masa molar) se descomponen para producir 148g de cloruro (2 veces la
masa molar) de potasio y 96g de oxigeno (3 veces la masa molar).
Para obtener la relación de masas entre sustanciasinvolucradas en una reacción
química, se multiplica la masa molar de lasustancia por el coeficiente de esa sustancia
en la ecuación debidamentebalanceada.
Ejemplo:
Utilizando la reacción entre el aluminio y el ácido clorhídrico, calcule lo siguiente:
a. El número de moles de aluminio requerido para reaccionar con 20.g del ácido.
b. El número de gramos de hidrógeno producidos por la reacción de 0.45 moles
de aluminio.
c. La masa de hidrogeno producida por la reacción de 1.50g del ácido.
Solución:
Primer Paso: Escribir la ecuación balanceada que representa la reacción.

6. El aluminio y el ácido clorhídrico reaccionan en desplazamiento sencillo para producir
hidrógeno gaseoso y cloruro de aluminio, así:
2 Al (s) + 6 HCl (ac)  2 AlCl3 (ac) + 3 H2 (g)
Segundo Paso: Utilizar las relaciones molares y las relaciones de masa para calcular
la cantidad de reactante requerida.
a) Para obtener el número de moles de aluminio que reaccionan con la cantidad
especificada del ácido, es necesario calcular el número de moles de ácido
involucrados. Luego se utiliza la relación molar para determinar el número de moles
de aluminio que participan.
# mol Al = 20.g HCl * 1 mol HCl * 2 mol Al = 0.19 mol Al
36g HCl 6 mol HCl
La cantidad de moles requerida es de 0.19 mol Al.
b) Para obtener el número de gramos de hidrógeno producido por la reacción de 0.45
moles de aluminio, es necesario utilizar la relación molar para determinar el número de
moles de hidrógeno que se producen y luego utilizar la masa molar para calcular la
masa en gramos.
H2 = 0.45 mol Al * 3 mol H2 * 2 g H2 = 1.4g H2
2 mol Al 1 mol H2
La cantidad de gramos producida es 1.4g H2.
c) Para determinar la masa de hidrógeno producida por 1.50g del ácido es necesario
calcular el número de moles del ácido, multiplicar por la proporción de la relación molar
y determinar el número de moles del producto.
# g H2 = 1.50g HCl * 1 mol HCl * 3 mol H2 * 2 g H2 = 0.042 g H2
36g HCl 6 mol HCl 1 mol H2
La cantidad de gramos producida es 0.042g H2.

7. Reactante Límite.-
A menudo en las reacciones químicas no se combinan los reactantes en las
proporciones exactas dictadas por la relación molar de una ecuación balanceada. En
esos casos, uno de los reactantes se agota primero, puesto que está presente en
menor proporción. Al agotarse este reactante, no es posible obtener más producto de
la reacción y la porción no utilizada del otro reactante permanece como exceso. El
reactante que está presente en la menor proporción se denomina reactante límite,
puesto que limita la cantidad de producto que puede ser obtenida. Los casos en los
cuales es necesario determinar el reactante límite son aquellos en los que ambas
cantidades de reactantes se especifican.
Ejemplo:
23g de KOH reaccionan con 17g de H2SO4. ¿Cuál es el reactante límite? ¿Qué
cantidad de agua (en gramos) resulta de la reacción?
Solución:
La ecuación balanceada para la reacción es la siguiente:
2 KOH + H2SO4  K2SO4 + 2 H2O
Para determinar cuál de los reactantes es limitante en una reacción, se calcula la
cantidad que en un caso ideal es necesaria del otro reactante utilizando la cantidad
especificada del otro.
# g KOH = 17g H2SO4 * 1 mol H2SO4 * 2 mol KOH * 56g KOH = 19 g KOH
98 g H2SO4 1 mol H2SO4 1 mol KOH
Luego se compara la cantidad requerida en casos ideales con la cantidad disponible,
de manera que si la cantidad requerida es mayor a la cantidad en disposición, ese
reactante es límite. Si la cantidad requerida es menor a la cantidad disponible de ese
reactante, ése esta presente en exceso y es el otro reactante el límite. En este caso,
se requieren 19g de KOH para la reacción con 17 g de H2SO4. Hay 23g de KOH
disponibles, por lo cual el KOH esta presente en exceso. El reactante límite es el
ácido sulfúrico.
Ahora se puede utilizar el reactante límite para encontrar los gramos de agua que
resultan de la reacción, tal como se hizo en las secciones anteriores.
# g H2O = 17g H2SO4 * 1 mol H2SO4 * 2 mol H2O * 18g H2O = 6.2 g H2O
98 g H2SO4 1 mol H2SO4 1 mol H2O
Se obtiene 6.2g de H2O como producto de la reacción.

8. El Reactante Límite es el que se encuentra en menor proporción y se agota primero en
una reacción.
PORCENTAJE DE PRODUCCIÓN O RENDIMIENTO
En una reacción química verificada bajo condiciones normales y no ideales como se
supone en los cálculos estequiométricos, el rendimiento de una reacción rara vez es
del 100%. El porcentaje de producción es la comparación de la cantidad de producto
obtenida experimentalmente (en situaciones reales) y la cantidad de producto
calculada de manera teórica (en situaciones ideales), obtenido por la división de
ambas y multiplicando por 100. Este valor indica la eficiencia de la reacción y a
menudo puede utilizarse para evaluar los procesos de producción.
Porcentaje de Producción = cantidad experimental x 100
o Rendimiento cantidad teórica
Ejemplo:
Utilizando la ecuación NaOH + HCl  NaCl + H2O, determine la eficiencia de la
reacción de 42 g de NaOH, si experimentalmente se obtiene 45g de NaCl como
producto.
Solución:
Para determinar el porcentaje de rendimiento, es necesario calcular la cantidad
teórica de producto, como se ha hecho en las secciones anteriores.
# g NaCl = 42g NaOH * 1 mol NaOH * 1 mol NaCl * 58g NaCl = 61 g NaCl
40. g NaOH 1 mol NaOH 1 mol NaCl
La cantidad de cloruro de sodio que debería producirse de la reacción es 61g.
Luego se sustituyen los datos en la fórmula para calcular el porcentaje de producción,
así:

9. % Producción = 45g NaCl * 100 = 74%
61 g NaCl
La eficiencia de la reacción ha sido del 74%.