Sobre la relación estequiométrica de los reactantes y productos.

1. ESTEQUIOMETRIA DE LAS
REACCIONES QUIMICAS
Máximo Guillermo Valentín Montes
Edith Mercedes Huertas Rueda

2. La etimología del término estequiometría (del griego = stoicheion
(elemento) y =métron, (medida)) es el cálculo de las relaciones
cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una
reacción química.
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”.
Una Ecuación Química es una representación
simbólica de una reacción química

3. CONCEPTOS ESTEQUIOMÉTRICOS

4. Masa de los
Reactantes
Masa de los
Productos
En una reacción química la
masa total de los
reactantes es igual a la
masa total de los
productos. Es decir, en la
naturaleza nada se crea ni
se destruye, sólo se
transforma o se reordena.

5. PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
2 KI + Pb(NO3)2 PbI2 + 2 KNO3
67.6 g + 64.5 g = 132.1 g

6. “Cuando los elementos se
combinan para formar
compuestos lo hacen siempre
en proporciones en peso
definidas”.
Encontró que en cada compuesto
estudiado la proporción en peso de
los elementos presentes era siempre
la misma. Así, el agua contiene
siempre 11,2% de hidrógeno y 88,8% de
oxígeno. El carbonato de calcio puro
(caliza) contiene siempre 40% de calcio,
12% de carbono y 48% de oxígeno.

7. Así, por ejemplo,
sea cual sea el método empleado
para obtenerlo.
el amoniaco
siempre tendrá
un 82.25 % de nitrógeno
y un 17,25 % de hidrógeno
La ley de las proporciones definidas
constituyó una poderosa arma para los
químicos en la búsqueda de la composición.

8. “dos volúmenes iguales de cualquier
gas, a la misma temperatura y
presión, contienen el mismo número
de moléculas”
Ahora: ¿Como determinar las
cantidades de moléculas que hay en
un volumen determinado?, ¿Cómo
medir la masa de un solo átomo?
1 Mol es el número de átomos de Carbono que existen en una muestra de
12 g de este elemento = 6,023 x 1023
. Este se conoce con el nombre de
Número de Avogadro.
Este número fue determinado por Loschmidt mucho tiempo después de la
muerte de Avogadro.

9. Es decir, 4 moles del ion OH-
son 4 (6,023 x 1023
) = 24,092 x 1023
iones de OH-
Un mol de átomos de Cl pesan
35,453 g.
También corresponde a los uma (Unidad
de masa Atómica)

10. “Si dos elementos se combinan
para formar más de un
compuesto, los diferentes pesos
de uno de ellos, que se
combinan con el mismo peso del
otro, están en una razón de
números enteros y pequeños”

11. ¿Cómo se producen?
H2 + O2  H2O
- Nos lo explicó DALTON:
En las reacciones químicas los átomos se
reordenan para formar nuevas sustancias
En las reacciones químicas los átomos se
reordenan para formar nuevas sustancias
¡CUIDADO!¡CUIDADO!
¡La reacción anterior no cumple la ley de
conservación de la masa!

12. 1. Escriba la ecuación química balanceada.
2. Convierta cantidades de sustancias conocidas en moles.
3. Use los coeficientes en la ecuación balanceada para calcular el número de
moles de la cantidad buscada.
4. Convierta los moles de la cantidad buscada en las unidades deseadas.
Cambios de masa en las reacciones químicas

13. Mg3 N2 + H2O NH3 + Mg(OH)2326
Una forma sencilla de equilibrar
ecuaciones es seguir el orden de los
elementos químicos.
EQUILIBRIO DE ECUACIONES

14. Ejemplo: El metanol se quema en el aire de acuerdo con la
ecuación
2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O
Si 209 g de metanol se agotan 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
Resolución:
Datos:

15. 1. Relaciones entre Moles en una ecuación química
1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
Coeficiente estequiométrico
Ejemplo: ¿Cuántos moles de Agua se obtendrán a partir de 3,5 moles de
metano según la reacción anterior?
1 mol CH4 2 moles de H2O
3,5 moles CH4 X moles de H2O
X= (3,5 x 2)/ 1 = 7 moles de H2O

16. 2. Relaciones entre Volúmenes en una ecuación química
Es sólo válida para sustancias en estado gaseoso
Recordar: 1 mol de cualquier sustancia en
estado gaseoso, en condiciones normales,
ocupa 22,4 L. (volumen molar)
Ejemplo: Cuantos litros de agua se formarán, al hacer reaccionar 3 moles
de O2, en condiciones normales.
Relacionando sólo al
Oxígeno con el Agua
tenemos que:
X = 6 moles de H2O
La cantidad de agua formada,
en litros, es:
X = 134,4 L
Vm
R T

17. 3. Relaciones entre Masas en una ecuación química
Recordar: En una reacción química las masa total de los reactivos es
siempre igual a la masa total de los productos
4 g de H2 32 g de O2 36 g de H2O
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de Agua se
formarán a partir de 12g de Hidrógeno?
12g H2
1 mol H2
2 g H2
x
2 mol H2O
2 mol H2
x
18.0 g H2O
1 mol H2O
x = 108 g H2O
Resolución:

18. Ejemplo: Para la obtención de hidrógeno se hizo reaccionar 97,5g de Zn con
91,25g de HCl. Determinar la masa de hidrógeno.
2 HCl + Zn  ZnCl2 + H2
2(36 g/mol) 65g/mol 136g/mol 2g/mol
Para Zn = 97,5 / 65 = 1,5 mol (reactivo Excedente)
Para HCl = 91,25 / 72 = 1,26 mol (Reactivo limitante)
91,25g HCl
1 mol HCl
36 g HCl
x
1 mol H2
2 mol HCl
x
2 g H2
1 mol H2
x = 2,5 g H2
Resolución:
m
n M

19. El rendimiento teórico es la cantidad de producto
que resultaría si todo el reactivo limitante reaccionara.
El rendimiento real es la cantidad de producto
realmente obtenida de una reacción.
% Rendimiento =
Rendimiento real
Rendimiento teórico
x 100

20. Ejemplo: El amoniaco se produce mediante el proceso de Haber con gas
hidrógeno y nitrógeno. Si 85.90g de nitrógeno reaccionan con 21.66 g de
hidrógeno y la reacción rinde 98.67 g de amoniaco, ¿cuál es el rendimiento
porcentual de la reacción?
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
moles N2 = = 3.066 N2
85.90 g N2
28.02 g N2
moles H2 = = 10.74 mol H2
21.66 g H2
2.016 g H2
Se dividen por el coeficiente para obtener el limitante:
3.066 g N2
1
10.74 g H2
3
= 3.066
= 3.582

21. Solución (cont.)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Se tienen 3.066 moles de nitrógeno, y es limitante, por
tanto el rendimiento teórico de amoniaco es:
3.066 mol N2 x = 6.132 mol NH3
(Rendimiento teórico)
6.132 mol NH3 x = 104.427 g NH3
(Rendimiento teórico)
2 mol NH3
1 mol N2
17.03 g NH3
1 mol NH3
% Rendimiento =
x 100% =94.49 %
98.67 g NH3
104.427 g NH3

22. ¿Cuál es el volumen de CO2 producido a 37°C y 1.00 atm
cuando 5.60 g de glucosa se agotan en la reacción?:
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l)
g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2
5.60 g C6H12O6
1 mol C6H12O6
180 g C6H12O6
x
6 mol CO2
1 mol C6H12O6
x = 0.187 mol CO2
V =
nRT
P
0.187 mol x 0.0821 x 310.15 K
L•atm
mol•K
1.00 atm
= = 4.76 L

23. La concentración de una solución es la cantidad de soluto
presente en una cantidad dada de disolvente o disolución .
M = molaridad =
moles de soluto
litros de disolución
¿Qué masa de KI se requiere para producir 500 mL
de una solución de 2.80 M de KI?
volúmen KI moles KI gramos KI
M KI M KI
500. mL = 232 g KI
166 g KI
1 mol KI
x
2.80 mol KI
1 L sol
x
1 L
1000 mL
x

24. 1. Disuelva la sustancia desconocida en agua
2. El reactivo desconocido con la sustancia conocida para formar
un precipitado
3. Filtre y seque el precipitado
4. Pese el precipitado
5. Use la fórmula química y masa del precipitado para determinar
la cantidad de ion desconocido

26. Uso del libro de CTA 3° p.131, 132 y 133
Desarrollar las preguntas:
6,7,8,10,11,12,13,14,15,16,17,18,39,40 y 41