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CATEDRA: QUÍMICA GUÍA DE PROBLEMAS Nº 1
TEMA: ESTEQUIOMETRÍA
OBJETIVOS: Expresar las relaciones de magnitud según las cuales se combinan los distintos
compuestos. Adiestramiento en la resolución de problemas que involucren cálculos
estequiométricos.
PRERREQUISITOS: Dominio de la escritura de las fórmulas químicas. Noción de átomo,
masa atómica, molécula, masa molar, mol y número de Avogadro. Leyes gravimétricas de
conservación de la masa y de Proust.
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
La estequiometría (del griego stoicheion: elemento y metro: medida) es el estudio de los
cálculos basados en ecuaciones y fórmulas químicas y de las relaciones cuantitativas que de
ellas se deducen. Los cálculos estequiométricos se realizan en base a reacciones químicas
balanceadas, esto significa que debe existir el mismo número de átomos de cada elemento a
ambos lados de la flecha. La materia no se crea ni se destruye, se transforma.
Los átomos son los bloques de construcción básicos de la materia; son las unidades más
pequeñas de un elemento que se pueden combinar con otros elementos.
La molécula es el conjunto de dos o más átomos estrechamente unidos. Es la mínima porción
de sustancia que conserva todas las propiedades de la misma y que no puede ser subdividida
sin modificar su naturaleza.
Los intentos para medir en forma individual los átomos demostraron que son demasiado
pequeños para pesarlos individualmente, es necesario manejar cantidades grandes de átomos
para poder medir de manera confiable, para esto se ha definido el mol. El mol se refiere a la
cantidad de sustancia que contiene 6,022 x 1023
partículas (átomos, moléculas u otra partícula).
Así como una docena contiene 12 objetos, un mol contiene 6,022 x 1023
objetos. Este número
se denomina número de Avogadro.
La masa atómica (antes denominado peso atómico), que figura en la tabla periódica para cada
elemento, es la correspondiente a la masa de un mol de átomos de dicho elemento.
Cualquier tipo de átomo, molécula o ion tiene una masa característica y definida, por lo que se
deduce que un mol de una sustancia pura dada también tiene masa definida.
La masa molecular (antes denominado peso molecular) de una sustancia es la suma de las
masas atómicas de los elementos de la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces
en que esté presente el elemento. Por lo tanto, la masa molecular corresponde a la masa de 1
mol de dicha molécula expresada en uma (unidad de masa atómica).
La masa molar es la masa en gramos de un mol de sustancia. La masa molar (en g/mol) de
cualquier sustancia es siempre numéricamente igual a su masa molecular.
Composición porcentual y fórmulas de compuestos:
Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se puede expresar como
porcentaje de masa de cada elemento en el compuesto. Una vez que se conoce la composición
porcentual de un compuesto se puede determinar la fórmula más simple o fórmula empírica,
que es la relación entre el menor número entero de átomos presentes en una molécula del
compuesto. En los compuestos moleculares la fórmula molecular indica el número real de
átomos presentes en la molécula. Puede ser igual a la fórmula empírica o a un múltiplo entero
de ella.

2. 11
Pureza de las muestras:
La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio no son 100% puras, pueden
estar mezcladas con ciertas impurezas. Es por ello que a la hora de hacer los cálculos se debe
tener en cuenta que sólo los gramos de droga pura reaccionarán. Ejemplo: Si el rótulo de un
reactivo indica que la pureza del mismo es de 80%, esto indica que de cada 100 g de reactivo
sólo 80 g son puros y formarán parte de la reacción de interés, el 20% restante son impurezas y
no intervienen en la reacción.
Reactivo limitante:
En una reacción química existe una relación precisa entre las cantidades de los reactivos, o sea,
para una cantidad de reactivo 1se necesita una determinada cantidad del reactivo 2 para que se
produzca la reacción.
La reacción se produce hasta que alguno de los dos reactivos se termine. El reactivo que se
termina primero es el reactivo limitante, porque limita la reacción; el otro reactivo será el
reactivo en exceso, porque es el que sobra.
Rendimiento:
El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se obtendrá si
reacciona todo el reactivo limitante. Por lo tanto el rendimiento teórico es el rendimiento
máximo que se puede obtener, que se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica,
el rendimiento real es la cantidad de producto que se obtiene en una reacción y es siempre
menor que el rendimiento teórico.
% rendimiento ൌ
rendimiento real
rendimiento teórico
x 100
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
1) Reacciones de combinación:
Las reacciones en que dos o más sustancias se combinan para formar un compuesto. Incluyen
a) combinación de dos elementos para formar un compuesto
b) combinación de un elemento y un compuesto para formar otro nuevo compuesto.
(a)

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c) la combinación de dos o más compuestos para formar un nuevo compuesto
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
PCl3 (l) + Cl2 (g) → PCl5 (s)
CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s)
2) Reacciones en soluciones acuosas
Muchas reacciones químicas importantes se producen en soluciones acuosas. Se emplean 3
tipos de ecuaciones químicas para describir reacciones en soluciones acuosas.
a) Ecuaciones moleculares: se muestran las fórmulas completas de todos los compuestos:
2 AgNO3 (ac) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu(NO3)2 (ac)
b) Ecuaciones iónicas totales: se escriben fórmulas para mostrar la forma (predominante) en la
que existe la sustancia cuando entra en contacto con la solución acuosa.
2 Ag+
(ac) + 2 NO3
-
(ac) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu2+
(ac) + 2 NO3
-
(ac)
c) Ecuación iónica neta: eliminando los iones espectadores, se indican únicamente las
especias que reaccionan:
2 Ag+
(ac) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu2+
(ac)
Las únicas sustancias comunes que deben escribirse en forma ionizada o disociada en
ecuaciones iónicas son 1) ácidos fuertes 2) bases fuertes solubles y 3) sales solubles iónicas.
3) Reacciones de desplazamiento
Las reacciones en las cuales un elemento desplaza a otro en un compuesto se llaman reacciones
de desplazamiento. Los metales activos desplazan a metales menos activos o el hidrógeno de
sus compuestos en solución acuosa. Los metales activos son los que tienen baja energía de
ionización y pierden con facilidad electrones para formar cationes.
Zn(s) + H2SO4 (ac) → ZnSO4 (ac) + H2 (g)
4) Reacciones de descomposición
Son aquellas en que un compuesto se descompone para producir: 1) dos elementos 2) uno o
más elementos y uno o más compuestos 3) dos o más compuestos.
(s)CaO(g)CO(s)CaCO
(g)O(l)2Hg(s)2
)(O)(2)(2
23
2
222
+→
+→
+→
Φ
Φ
Φ
HgO
ggHlOH
5) Reacciones de metátesis
Son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para formar otros dos nuevos
compuestos sin que se produzca cambio en el número de oxidación. Con frecuencia se

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describen como reacciones en las cuales los iones de dos compuestos simplemente "cambian de
compañero".
En las reacciones de precipitación se forma un sólido o precipitado y se separa de la solución.
Pb(NO3)2 (ac) + K2CrO4 (ac) → PbCrO4 (s) + 2 KNO3 (ac)
Pb2+
(ac) + CrO4
2-
(ac) → PbCrO4 (s)
6) Reacciones de oxido-reducción
Reacciones en las cuales las sustancias experimentan cambio en el número de oxidación.
PROBLEMAS RESUELTOS
1.- Expresar la masa molecular del cloruro de calcio (CaCl2).
Solución:
El cloruro de calcio está formado por 3 átomos; un átomo de calcio y dos átomos de cloro. Para
calcular la masa molecular se realiza la suma de las masas atómicas, multiplicando cada uno
por el número de veces en que esté presente el elemento.
Las masas atómicas son: Ca = 40,08; Cl = 35,45
Masa molecular: 40,08 + 2 x 35,45 = 110,98 uma
2.- Calcular el número de moles (de átomos) y de átomos contenidos en 80 gramos de azufre.
Solución:
La masa atómica del azufre S es 32,064 gramos. Esta masa corresponde a un mol de átomos de
azufre y por lo tanto a 6,022 x 1023
átomos de azufre.
Moles S = Smoles2,49=
Sg
Smol
xSg
06,32
1
80
Factor unitario
Las reacciones de desplazamiento, combinación y descomposición
generalmente son reacciones redox.
Las reacciones de metátesis nunca son reacciones redox.
LAS REACCIONES QUÍMICAS DEBEN ESTAR SIEMPRE BALANCEADAS,
PORQUE LOS CÁLCULOS SE REALIZAN EN BASE A LAS RELACIONES
ESTEQUIOMÉTRICAS QUE ELLAS EXPRESAN.
SE ANTEPONEN NÚMEROS ENTEROS O FRACCIONARIOS A LOS COMPUESTOS
CON EL OBJETIVO DE TENER IGUAL CANTIDAD DE CADA ELEMENTO ANTES Y
DESPUÉS DE LA FLECHA.

5. 14
Átomos S = átomos15,02x10 23
=
g32,06
átomos10x6,022
xSg80
23
Cuando en vez de trabajar con átomos se trabaja con moléculas, se debe considerar la masa
molar. Esta masa corresponde a un mol de moléculas y a 6,022 x 1023
moléculas.
3.- La glucosa tiene una composición porcentual de 40% de carbono C; 6,72% de hidrógeno H
y 53,3% de oxígeno O. En otros experimentos se demuestra que su masa molecular es
aproximadamente de 180 gramos. Determínese la fórmula empírica y la fórmula molecular de
la glucosa.
Solución:
Por simplicidad se pueden considerar 100 gramos de glucosa, los cuales contienen 40 gramos
de C, 6,72 gramos de H y 53,3 gramos de O. Se calcula primero el número de moles de átomos
que esas masas representan dividiendo las masas por las masas atómicas correspondientes.
Elemento Masa relativa Número relativo Divídase por el
del elemento de moles número menor
C 40,0
01,12
0,40
= 3,33
33,3
33,3
= 1
H 6,72
008,1
72,6
= 6,67
33,3
67,6
= 2
O 53,3
16
3,53
= 3,33
33,3
33,3
= 1
Los números obtenidos corresponden a la menor relación de números enteros que existe entre
los átomos dentro de la molécula. Por lo tanto, la fórmula empírica será CH2O.
Se puede determinar la fórmula molecular al dividir la masa molecular entre la masa de la
fórmula empírica:
n =
02,30
180
= 6
La masa molecular es seis veces el peso de la fórmula empírica (CH2O)6 = C6H12O6, de
manera que la fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6.
4.- Dada la reacción:
CH4 + 2 O2 ⇔ CO2 + 2 H2O
1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
16 g 64 g 44 g 36 g
a) ¿Cuántos moles de O2 son necesarios para reaccionar con 47 moles de CH4?
b) ¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen completamente 24 gramos de CH4?
S

6. 15
Solución:
a) 1 mol de CH4 reacciona estequiométricamente con 2 moles de O2, lo cual se puede expresar
como:
2
4
Odemoles2
CHdemol1
conocido como relación molar o factor unitario
entonces:
2Odemoles94==
4
2
42
CHdemol1
Odemoles2
xCHdemoles47OdeMoles
b)
2Og96==
CHdeg16
Odeg64
xCHdeg24Ode
4
2
42Masa
5.- Utilizando la reacción química del problema anterior, calcular:
a) ¿Qué masa de CO2 se puede obtener a partir de la reacción de 8 g de CH4 con 48 g de O2?
b) Indicar cuál es el reactivo limitante y cuánto sobra del reactivo en exceso.
Solución:
En base a los datos del problema se puede calcular el número de moles disponibles para cada
reactivo:
4
4
4
44 CHmol5,0
CHg16
CHdemol1
xCHdeg8CHde ==moles
2
2
2
22 Omoles5,1
Og32
Omol1
xOg48Odemoles ==
Aplicando la ecuación balanceada, se calcula primero la proporción necesaria de reactivos. A
continuación se calcula la proporción disponible de reactivos y se comparan las dos
proporciones:
Proporción necesaria Proporción disponible
1 mol CH4 = 0,5 moles CH4 0,5 moles CH4 = 0,33 moles CH4
2 moles O2 1 mol O2 1,5 moles O2 1 mol O2
Se observa que cada mol de O2 reacciona completamente con 0,5 moles de CH4, pero como se
tienen sólo 0,33 moles de CH4 por cada mol de O2, entonces el CH4 es insuficiente para
reaccionar con todo el O2 disponible; la reacción se detiene cuando se termina el CH4, y por lo
tanto, el CH4 es el reactivo limitante y los cálculos se basan en dicho reactivo.
a) 2COg22==
2
2
4
2
42
COmol1
COg44
CHmol1
COmol1
xCHmoles0,5COdeMasa x
b) 2
4
2
42 Og32
CHg16
Og64
xCHg8reaccionaqueOde ==Masa
Sólo se consumen 32 g del oxígeno disponible, por lo tanto sobran 16 g de O2 (48 – 32 g).

7. 16
6.- En una planta industrial se hizo reaccionar 15 g de metanol líquido con 10 g de monóxido
de carbono en presencia de un catalizador para obtener 19,1 g de ácido acético de acuerdo con
la siguiente reacción:
CH3OH + CO → CH3COOH
a) ¿Qué masa teórica (en g) de acido acético (CH3COOH) se debe obtener?
b) ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?
Solución:
OH
OH
OH
3
3
3
3 CHmol468,0
CHg32
CHmol1
xOHCHg15 =
COmol357,0
COg28
COmol1
xCOg10 =
La relación molar disponible es:
CO
CHmol
31,1
COmol0,357
CHmol0,468 33
mol
OHOH
=
Como la relación molar estequiométrica es
COmol1
CHmol1 3OH
, entonces el reactivo limitante es el
CO, por lo tanto:
COOH
COOH
3
3
3 CHmol357,0
COmol1
CHmol1
xCOmol0,357COOHCHdeMoles ==
COOH
COOH
COOH
Masa 3
3
3
33 CHg42,21
CHmol1
CHg60
xCOOHCHmol357,0COOHCHde ==
%17,89100x
CHg21,42
CHg19,1
orendimient%
100
teóricoorendimient
realorendimient
orendimient%
3
3
==
=
COOH
COOH
x
7.- Si reaccionan 200 g de hierro de 95% de pureza con un exceso de acido clorhídrico para dar
cloruro ferroso e hidrógeno. ¿Cuántos gramos de hidrogeno se habrán obtenido?
Solución:
Escribimos la ecuación balanceada: Fe + 2 HCl → H2 + FeCl2
Calculamos la masa de Fe puro que reacciona:
reaccionanquepurosFedeg190
impurosFeg100
purosFeg95
ximpurosFeg200 =
Ahora calculamos los gramos de H2 que se formarán. Según la ecuación química balanceada 56
g de Fe forman 2 g de H2, entonces:

8. 17
2
2
2 Hg6,78
Feg56
Hg2
xFeg190Hde ==Masa
PREGUNTAS DE REPASO
1.-Coloque las sustancias siguientes en orden decreciente de masa:
a) 1 molécula de N2, b) 1,0 mol de N2, c) 1,0 gramo de N2, d) un átomo de N.
2.- ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas y cuáles falsas? Justifique
a) Un mol de moléculas es el número de Avogadro de átomos.
b) La masa de 1 mol de H2O es igual a la masa de una molécula de H2O.
c) El reactivo limitante es el que existe en cantidad más pequeña.
3.- ¿Qué función tienen los coeficientes estequiométricos en una ecuación química?
4.-Analice la siguiente afirmación: “la fórmula molecular de un compuesto siempre coincide
con la fórmula mínima”.
5.-Si consideramos 18 g de agua y 2 g de hidrógeno ¿Cuál de las siguientes afirmaciones son
ciertas? a) Tenemos la misma cantidad de átomos.
b) Tenemos la misma cantidad de moléculas.
c) Ninguna de las anteriores es correcta.
6.- ¿Por qué el reactivo que se agota en una reacción química se le llama limitante?
7.- ¿A qué se llama pureza de un reactivo? ¿Cómo se expresa?
8.- Escriba una reacción balanceada para la preparación de Hidrógeno a partir de:
a) Magnesio y un ácido b) metano (CH4) y vapor de agua
Qué tipo de reacción serían?
EJERCITACIÓN
1.- Calcular la masa molecular de los siguientes compuestos:
a) ácido fosfórico b) dicromato de potasio c) cloruro de sodio
2.- El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántos moles de metano hay
en 6,07g de metano?
3.- El cianuro de hidrogeno, HCN, es un liquido incoloro, volátil y sumamente venenoso.
¿Cuántas moléculas hay en 0.056 g de HCN, la dosis toxica promedio?
4.- El azúcar común es la sacarosa C12H22O11. Calcular a) la masa molar de la sacarosa. b)
cuantas moléculas de sacarosa hay en 25 g de sacarosa, c) el número total de átomos en 25 g de
sacarosa.
5.- Se tienen 0,75 moles de fósforo blanco (P4). De acuerdo a este dato responder:
a) ¿Cuántas moléculas de fósforo blanco hay?
b) ¿Cuántos átomos de fósforo hay?
c) ¿Cuál es la masa de un átomo de fósforo?
d) ¿Cuál es la masa molar del fósforo blanco?
6.- Balancear y clasificar las siguientes ecuaciones químicas:
a) Cr(s) + O2(g) → Cr2O3(s)
b) Pb(NO3)2(s) → PbO(s) + NO2(g) + O2(g)

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c) KClO3(s) → KCl(s) + O2(g)
d) P4O10(s) + H2O(l) → H3PO4(ac)
e) KCl(ac) + Hg(NO3)2(ac) → HgCl2(ac) + KNO3(ac)
f) Fe2O3 + Al → Al2O3 + Fe
7.-Una muestra de un compuesto que pesa 83,5 g contiene 33,4 g de azufre. El resto es de
oxigeno. ¿Cuál es la formula mínima?
8.- El acetaldehído tiene una composición porcentual de 54,5% de C, 9,2% de H y 36,3% de O,
y su masa molecular es de 44.Determinar la formula molecular del acetaldehído
9.- 1,63 gramos de un óxido de cromo contiene 1,12 gramos de cromo. Establecer la fórmula
empírica del óxido.
10.- Un compuesto orgánico constituido por carbono, hidrógeno y nitrógeno se quema
produciendo 1,072 g de CO2, 0,307 g de H2O y 0,068 g de N2.
a) Determinar la composición porcentual de cada elemento en la sustancia orgánica
b) Cuál es la fórmula mínima del compuesto
c) Si su peso molecular es 162,1; determine su fórmula molecular
11.- El sodio es un metal reactivo que reacciona en forma instantánea con agua para dar gas
hidrogeno y una disolución de hidróxido de sodio.
a) Escriba y balancee la reacción:
sodio + agua → hidrógeno gaseoso + hidróxido de sodio
b) Según la clasificación de las reacciones químicas indique a qué tipo de reacción
corresponde.
c) ¿Cuántos gramos de sodio se necesitan para obtener 7,81 g de hidrogeno gaseoso?
12.-Dada la ecuación:
zinc + ácido clorhídrico → cloruro de zinc + hidrógeno gaseoso
a) ¿Qué tipo de reacción es (según la clasificación de las reacciones químicas)?
b) ¿Cuántos moles de hidrogeno se forman al reaccionar 3 moles de acido clorhídrico con zinc?
c) ¿Cuántos moles de zinc reaccionan con 3 moles de acido clorhídrico?
d) ¿Cuántos moles de cloruro de zinc se forman a partir de 3 moles de acido clorhídrico?
e) ¿Cuántos moles de acido clorhídrico se requieren para producir 0,5 moles de hidrogeno?
13.- El cloruro de aluminio se utiliza como catalizador en diversas reacciones industriales y se
prepara a partir del cloruro de hidrogeno gaseoso y viruta de aluminio metálico.
a) Escriba y balancee la reacción:
Aluminio + cloruro de hidrógeno → cloruro de aluminio + Hidrógeno gaseoso
b) Determine el reactivo limitante, si se coloca en un vaso de reacción 0,15 mol de Al y 0,35
mol de acido clorhídrico.
b) Calcule cuántos moles de cloruro de aluminio se pueden preparar a partir de esta mezcla.
14.- Para obtener urea se hicieron reaccionar 637,2 g de amoníaco con 1142 g de dióxido de
carbono, según la siguiente reacción:

10. 19
amoníaco + dióxido de carbono → (NH2)2CO + agua
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual el reactivo en exceso?
b) ¿Qué masa de producto (urea) se formó?
c) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó?
d) ¿Cuál fue el % de rendimiento si se sintetizo 1 Kg de urea?
15.- La ecuación que representa el proceso comercial para obtener sosa, cloro e hidrogeno es:
Cloruro de sodio + agua → hidróxido de sodio + Cloro gaseoso + Hidrógeno gaseoso
a) ¿Cuál de los reactivos actúa como limitante, si se utilizan 40 Kg de cloruro de sodio y 11,5
Kg de agua pura?
b) ¿Qué cantidad queda del reactivo que está en exceso?
c) ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se producen si el rendimiento del proceso es del
80%?
16.- Se hicieron reaccionar 44,47 g de cobre con 189 g de acido nítrico para producir nitrato
cúprico, dióxido de nitrógeno y agua.
a) Escribir y balancear la reacción.
b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual el reactivo en exceso?
c) ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre se obtuvieron?
d) ¿Qué masa de reactivo en exceso no reaccionó?
e) ¿Cual fue el rendimiento porcentual, si en el laboratorio se formaron 120 g de nitrato
cúprico?
17.- Se hacen reaccionar 180 g de sulfato férrico con 200 g de ioduro de sodio (85% de pureza)
obteniéndose 98 g de yodo (I2), sulfato ferroso y sulfato de sodio.
a) Escribir y balancear la ecuación.
b) ¿Cuál es el reactivo limitante?
c) ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se obtienen?
d) ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
18.- Se hace reaccionar una muestra de 15 g de carbonato de sodio de 85% de pureza con 35 g
de acido clorhídrico para producir cloruro de sodio, dióxido de carbono y agua.
a) Escribir la ecuación química balanceada.
b) Determinar cuál reactivo está en exceso y en qué cantidad.
c) Calcular cuántos gramos de sal común se formarán.
19.- Una fábrica de ácido sulfúrico produce una cantidad de calor considerable que es
aprovechada para generar electricidad y reducir los costos de producción. La síntesis de ácido
sulfúrico comprende tres procesos principales: a) oxidación del azufre a dióxido de azufre b)
Oxidación de dióxido de azufre a trióxido de azufre c) disolución de trióxido de azufre en ácido
sulfúrico y su reacción para formar ácido sulfúrico
a) Escribir la reacción correspondiente a cada proceso
b) Dar los usos del ácido sulfúrico obtenido
c) Para producir 1 tonelada de ácido sulfúrico, cuánto trióxido de azufre se necesitaría?