Estequiometria

1. Curso de Química I
CAPITULO 1: Estequiometria
Facultad de Ciencias
Escuela de Química
Profesor: Roxana Y. Pastrana A.
Créditos a:
Danny Balanta
Raymond Chang & Martin S. Silberberg

2. 2
Un breve repaso..
Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794)
químico frances, propuso Ley de
conservación de la masa la cual es una de las
leyes fundamentales de la naturaleza, "En
toda reacción química la masa se conserva,
esto es, la masa total de los reactivos es igual
a la masa total de los productos”.

3. 3
Un breve repaso..
John Dalton (1766-1844) químico y
matemático ingles, Propuso la Ley de las
presiones parciales y la Ley de
proporciones múltiples. También propuso
leyes de conservación de la energía los
cuales fueron fundamentos para la
Termodinámica.

4. 4
Es necesario que hasta este punto usted domine (o recuerde)
lo siguiente: Definición de mol, masa molar, masa molecular
✓ Conversiones de gramos a moles, moléculas, átomos
(análisis dimensional)
✓ Conversiones de unidades de temperatura, de otras
unidades y notación científica
✓ Despeje de ecuaciones y variables
(Hasta aquí re-leer LAS diapositivas dejadas por sus
compañeros en el aula virtual:
✓ Tipos de reacciones químicas, y balanceo al tanteo de
ecuaciones químicas.
Si cree estar list@… prosigamos

5. 5
DEFINICIÓN DE UNA MOL

6. 6
DEFINICIÓN DE UMA

7. 7
Mass (g) = no. of moles x
no. of grams
1 mol
No. of moles = mass (g) x
no. of grams
1 mol
# de atom o molec = no. of moles x
6.022x1023 atom o molec
1 mol
No. of moles = # de atom o molec x
6.022x1023 atom o molec
1 mol
g
M
Interconversiones entre gramos, moles, moléculas y
atomos

8. 8
Ecuaciones químicas
En una ecuación química, se utilizan fórmulas para expresar la
identidad y la cantidad de las sustancias involucradas en un cambio
físico o químico, pudiéndose transformar en una o mas nuevas
sustancias.
Representación de la reacción del H2 con el O2 para formar H2O
reactivos productos

9. 9
Ecuaciones químicas
Ejemplo: reacción de formación de HF

10. 10
Ecuaciones químicas
Ejemplo: reacción de formación de MgO

11. 11
¿Cómo escribir una reacción química?
Mg + O2 MgO
Los reactivos se colocan
en el lado izquierdo
Una flecha indica reacción
química diferenciando reactivos
de productos
Los productos se escriben al
lado derecho.

12. 12
¿Cómo leer una reacción química?
2 Mg + O2 2MgO
La ecuación debe estar balanceada, esto significa que el
mismo número y tipo de átomos deben estar tanto en la
izquierda como a la derecha de la ecuación.
2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 forman 2 fórmulas unitarias de
MgO
2 moles de Mg + 1 mol O2 forman 2 moles de MgO
48.6 gramos de Mg + 32.0 gramos de O2 forman 80.6 g MgO
NO SE LEE : 2 gramos Mg + 1 gramo O2 forman 2 g MgO

13. 13
Tipos de reacciones químicas
2 Mg + O2 2MgO
Combinación o síntesis:
2KClO3 2KCl + 3O2
Descomposición:
NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl
Doble descomposición o intercambio:
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Desplazamiento o sustitución:

14. 14
Tipos de reacciones químicas

15. 15
Tipos de reacciones químicas

16. 16
Tipos de reacciones químicas

17. 17
¿Cómo balancear ecuaciones químicas?
Nota: NO se incluye balanceo por ion electrón ni por oxido
reducción. Solo se considera al tanteo
1. Escriba la(s) fórmula(s) correctas para los reactivos en el lado
izquierdo de la ecuación y la(s) fórmula(s) correcta(s) de los
productos del lado derecho
El etano reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono
y agua
C2H6 + O2 CO2 + H2O
2. Cambie los números antecediendo las fórmulas (coeficientes)
para igualar el número de átomos en ambos lados de la
ecuación. No cambie los subíndices.
2C2H6
NO ES IGUAL A C4H12

18. 18
¿Cómo balancear ecuaciones químicas?
3. Comience balanceando los elementos que aparecen en sólo un
reactivo y un producto.
C2H6 + O2 CO2 + H2O
Comience con C o H pero no con O
2 carbonos en el
lado izquierdo
1 carbono en
el lado derecho
multiplique CO2 por 2
C2H6 + O2 2CO2 + H2O
6 hidrógenos en
el lado izquierdo
2 hidrógenos en el lado
derecho multiplique H2O por 3
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

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¿Cómo balancear ecuaciones químicas?
4. Balancee los elementos que aparecen en dos o más reactivos
o productos
2 oxígenos
en el lado
izquierdo
4 oxígenos
(2x2)
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
+ 3 oxígenos
(3x1)
Multiplique O2 por 7
2
= 7 oxígenos
en el lado derecho
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
7
2
Quite la fracción
multiplicando ambos
lados por 2
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

20. 20
¿Cómo balancear ecuaciones químicas?
5. Revise que tenga el mismo número de cada tipo de átomos en
ambos lados de la ecuación
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
Reactivos Productos
4 C
12 H
14 O
4 C
12 H
14 O
4 C (2 x 2) 4 C
12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2)
14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6)

21. 21
Cálculos Estequiométricos
• Los coeficientes de una ecuación química balanceada:
1. Representan el número de partículas de reactivo y producto
2. El número relativo de moles de cada uno
• La masa y los moles se relacionan:
1. La ecuación permite el cálculo de las masas y moles de los
reactivos y productos para una reaccion dada
• Las relaciones molares de la ecuación balanceada son
utilizadas como factores de conversion.

22. 22
Informacion que contiene una ecuacion balanceada
Viewed in
Terms of
Products
3 CO2(g) + 4 H2O(g)
Amount (mol)
Mass (amu)
3 molecules CO2 + 4 molecules H2O
3 mol CO2 + 4 mol H2O
132.03 amu CO2 + 72.06 amu H2O
Reactants
C3H8(g) + 5 O2(g)
Molecules 1 molecule C3H8 + 5 molecules O2
1 mol C3H8 + 5 mol O2
44.09 amu C3H8 + 160.00 amu O2
Mass (g) 132.03 g CO2 + 72.06 g H2O
44.09 g C3H8 + 160.00 g O2
Total Mass (g) 204.09 g 204.09 g

23. 23
Pasos en estequiometria
1. Escriba la ecuación
química balanceada.
2. Convierta cantidades
conocidas de
sustancias en moles.
3. Use los coeficientes
estequiométricos para
calcular el número de
moles de la cantidad
buscada.
4. Convierta los moles de
la cantidad buscada en
las unidades deseadas.

24. 24
Pasos en estequiometria: gramos a gramos
El Metanol hace combustión en el aire según la siguiente ecuación:
2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O
Si 209 g de metanol se consumen en la combustión, ¿qué masa de agua
es producida?
gramos CH3OH moles CH3OH moles H2O gramos 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

25. 25
Pasos en estequiometria: moles a moles
El oxido de cobre (I) se obtiene de sulfuro de cobre (I) en presencia
de O2 gaseoso
2Cu2S (s) + 3 O2 (g) 2 Cu2O (s) + 2 SO2 (g)
¿Cuantos moles de O2 se requieren para tratar 10 moles de sulfuro
de cobre (I)?
Siguiendo los pasos, se resuelve de esta manera:
10 mol Cu2S
3 mol O2
2 mol Cu2S
x = 15 mol O2
moles Cu2S ? moles O2

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Pasos en estequiometria: moles a gramos
El oxido de cobre (I) se obtiene de sulfuro de cobre (I) en presencia
de O2 gaseoso
2Cu2S (s) + 3 O2 (g) 2 Cu2O (s) + 2 SO2 (g)
¿Cuantos gramos de SO2 se forman a partir de 10 moles de sulfuro
de cobre (I)?
Siguiendo los pasos, se resuelve de esta manera:
10 mol Cu2S
2 mol SO2
2 mol Cu2S
x = 641 g SO2
64.07 g SO2
1 mol SO2
x
moles Cu2S moles SO2
gramos SO2

27. Estequiometria: reactivo limite
27
Cuando se tienen dos o mas reactivos, uno de ellos será el que
determine la cantidad de los productos a formarse y sera el que se
consuma por completo, a ese lo llamaremos reactivo limite,
mientras que los sobrantes serán considerados reactivos en
exceso
Ejemplo 1: hacer un sandwich “agrandado”. Se forman 3 sandwich.
Pan: Reactivo límite. Jamón y queso: reactivos en exceso

28. Estequiometria: reactivo limite
28
Ejemplo 2: hacer un sundae. ¿Quien es el reactivo limite y quienes
son los reactivos que están en exceso?
Syrope: Reactivo límite.
Helado y Cerezas:
reactivos en exceso

29. Estequiometria: reactivo limite
29
Ejemplo 3: la urea, (NH2)2CO, se prepara por la reacción del NH3 con CO2
2NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O
En un proceso se hacen reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2.
¿Cual es el reactivo limitante?
Paso 1: se determina el numero de moles de urea obtenidas con los
reactivos NH3 y CO2 por separado.

30. Estequiometria: reactivo limite
30
Ejemplo 3 (cont): calcule la masa de urea que se forma.
Paso 2: tome el número de moles que se forman de urea a partir del reactivo
límite y calcule la masa en gramos de la urea que se forma.
¿Que masa de reactivo en exceso (CO2) quedará sin reaccionar al final?
Paso 3: Calcule la masa de CO2 que reaccionó para producir las 18.71
moles de (NH2)2CO y después haga la diferencia entre los 1142 g de CO2

31. Estequiometria: reactivo limite
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Ejercicio: en un proceso 124 g de Al reaccionan con 601 g de
Fe2O3.
2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
a) ¿Cual es el reactivo limite?
b) Calcule la masa en gramos de Al2O3 que se formó
c) ¿Que cantidad de reactivo en exceso que no reaccionó?
Solución al final de las diapositivas….

32. Estequiometria: rendimiento
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33. Estequiometria: rendimiento
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¿Por qué el rendimiento real es diferente al rendimiento teórico?
1. La pureza de los reactivos de partida no es del 100 %
2. Se pierde material en el proceso de separación y purificación del
producto generado.
3. Balanzas descalibradas, material volumétrico descalibrado en
general.
4. Reacciones incompletas o que se devuelven (equilibrios
presentes, reacciones secundarias, principio de Le Chatelier)

34. Estequiometria: rendimiento
34

35. Estequiometria: rendimiento
35

36. Estequiometria: rendimiento
36
Ejercicio de % de rendimiento.
Clave: identifique quien es el reactivo límite.

37. Estequiometria: pureza y conversión
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El porcentaje de pureza nos dice cuanto hay (en %)
verdaderamente del compuesto de interés en un reactivo en
particular, ya que los reactivos no siempre son totalmente puros.
% 𝑃𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜
∗ 100%
También es válido decir que:
𝑆𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑢𝑟𝑎 + 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎𝑠 = 100%
E igualmente:
𝑆𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑢𝑟𝑎 = 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎 ∗ % 𝑑𝑒 𝑃𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎

38. Estequiometria: pureza y conversión
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Ejemplo: en 40 g de NH4Cl del 85% de pureza, ¿cuantos g del compuesto
son puros? Solución: se utiliza la ecuación
𝑆𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑢𝑟𝑎 = 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎 ∗ % 𝑑𝑒 𝑃𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎
= 40 𝑔 𝑁𝐻4𝐶𝑙 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠 ∗
85 𝑔 𝑁𝐻4𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠
100 𝑔 𝑁𝐻4𝐶𝑙 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠
= 34 𝑔 𝑁𝐻4𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜

39. Estequiometria: pureza y conversión
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La caritenita, SnO2 se trata en un horno con 1 kg de coque (carbon
impuro) y se obtienen 4 kg de estaño puro (Sn), quedando sin
reaccionar 3 moles de SnO2. si la reacción que ocurre es:
• Calcular el porcentaje de carbono en el coque.
• Cuantos kilogramos de SnO2 se colocaron en el horno?
Solución: se debe partir desde los 4 kg de Sn puros, por que el 1 kg
de coque está impuro.
Cantidad de SnO2 originalmente colocados en el horno:
4000 g Sn 1 mol Sn
118.71 g Sn
x 1 mol SnO2
1 mol Sn
x
150.71 g SnO2
1 mol SnO2
x =
5078.25 g SnO2 (5.07 kg)

40. Estequiometria: pureza y conversión
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Calcular el % de carbono en el coque (que está impuro). Primero se
calcula la cantidad de coque que si está puro, desde los 4000 g de Sn
3 mol SnO2
150.71 g SnO2
1 mol SnO2
x = 4626.12 g SnO2
Cantidad de SnO2 que si reaccionó:
5078.25 g SnO2 -
4000 g Sn 1 mol Sn
118.71 g Sn
x 2 mol C
1 mol Sn
x
12 g C
1 mol C
x = 808.69 g C
% Carbono en el coque
808.69 g C (puro)
1000 g C (impuro)
100% = 80.86 % C
x

41. Estequiometria: pureza y conversión
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Ejercicio:
El antimonio se obtiene calentando stibnita (Sb2S3) pulverizada
con chatarra de hierro; el antimonio fundido se extrae del fondo
del recipiente donde ocurre la reacción.
Suponga que se calientan 600 g de stibnita (Sb2S3) con 250
g de limaduras de hierro para producir 320 g de antimonio
(Sb). Determine:
• El reactivo límite
• La cantidad de reactivo en exceso que no reacciona
• El porcentaje de rendimiento
• El porcentaje de conversión