Este documento proporciona una introducción a la estequiometría, que incluye convertir entre moles y gramos, identificar el reactivo limitante, y calcular el rendimiento porcentual de una reacción. Explica cómo usar las relaciones estequiométricas entre los reactivos y productos para resolver problemas cuantitativos, como determinar la cantidad de uno que se necesita para producir una cantidad dada de otro.

1. Estequiometria:
Mol - Mol, Gramo - Gramo,
Reactivo limitante y % de Rendimiento

2. Estequiometria
En química, la estequiometria es el cálculo
de las relaciones cuantitativas entre los
reactivos y productos en el transcurso de
una reacción química.

3. Aprendimos a convertir:
1. Moles a moléculas
– Usando el numero de Avogadro
2. Moles a gramos (y viceversa)
– Usando la masa molecular

4. Estequiometria Parte II

5. Nuevos cálculos estequiometricos
1. Moles A a Moles B
– Usando identidades (razones) molares
2. Gramos A a Gramos B
– Usando identidades (razones de masa)
3. Reactivo limitante
– Usando identidades (razones) molares y de masa
X Moles A
𝐴 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐵
𝐵 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐴
= C Moles B
Razón o Identidad
Proviene de Ecuaciones Balanceadas

6. Moles en una reacción
• Cuando tenemos una reacción química balanceada
podemos predecir cuanta cantidad de una sustancia
reacciona con otra.
• La relación entre compuestos en una reacción
siempre esta en moles

7. Identidades o razones molares
Una identidad consiste en escribir las
cantidades involucradas en forma de una razón
o un quebrado.
N2 + 3H2 → 2NH3
1 𝑀𝑜𝑙 𝑁2
3 𝑀𝑜𝑙 𝐻2
1 𝑀𝑜𝑙 𝑁2
2 𝑀𝑜𝑙 𝑁𝐻3

8. Nuevos cálculos estequiometricos
5 Mol A + 2 Mol B 2 Mol C
Si tengo 3 Mol A ¿cuanto Mol B Necesito?
3 Moles A
2𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐵
5 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐴
= 1.2 Moles B
Razón o Identidad
Bien de Ecuaciones
BalanceadasDato de
Entrada Resultado

9. Moles A → Moles B
1. Balancea la ecuación
2. Usa análisis dimensional
para construir la identidad
molar necesaria.
¿Cuantos moles de NH3 se
requieren para producir 10.8 mol
de H2?
N2 + 3H2 → 2NH3

10. Moles A → Moles B
¿Cuantos moles de NH3 se
requieren para producir 10.8 mol
de H2?
N2 + 3H2 → 2NH3
10.8 mol H2
2 𝑀𝑜𝑙 𝑁𝐻3
3 𝑀𝑜𝑙 𝐻2
=¿ ? Solución: 7.2 mol NH3

11. Identidades Molares
Ejemplo:
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O + E

12. Moles A → Moles B
Ejemplo 2:
¿Cuantos moles de O2 son necesarios para la
combustión de 1.2 moles de etanol C2H5OH?
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
1.2 Mol C2H5OH
3 𝑀𝑜𝑙 𝑂2
1 𝑀𝑜𝑙 𝐶2
𝐻5
𝑂𝐻
Solución: 3.6 mol O2

13. Gramos A → Gramos B
gr de A Problema
𝑔𝑟 𝐵 𝐸𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛
𝑔𝑟 𝐴 𝐸𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛
= gr de B
1. Balancea la ecuación
2. Convierte los gramos de los datos del problema en
moles (moles A).
3. Convierta los moles de A en moles de B por medio
de la identidad molar.
4. Convierta moles de B en gramos de B

14. Gramos A → Gramos B
¿Cuantos gramos de O2 son necesarios para la
combustión de 10 gramos de etanol?
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
46gr/mol 96 gr/mol 88gr/mol 54gr/mol
10 gr C2H5OH
96 𝑔𝑟 𝑂2
46 𝑔𝑟 𝐶2 𝐻5 𝑂𝐻
=
Solución: 20.869 gramos de O2

15. Gramos A → Gramos B
¿Cuantos gramos de Cloruro de plata se pueden
obtener de 100 gramos de Nitrato de plata, de
acuerdo a la siguiente reacción?
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
109 gr/mol 58.5gr/mol 85gr/mol 82.5 gr/mol
100 gr AgNO3
85 𝑔𝑟 𝐴𝑔𝐶𝑙
109 𝑔𝑟 𝑑𝑒 𝐴𝑔𝑁𝑂3
=
Sol= 77.98 gr AgCl

16. Reactivo Limitante
• En la vida real las sustancias no se encuentran
en las cantidades ideales descritas por una
reacción química.
• Lo mas común es que un reactivo se consuma
totalmente y del otro exista un exceso o
sobrante.

17. Reactivo Limitante
Ejemplo:
Si tuviera 14 rebanadas de pan, pero solo cinco
rebanas de queso, solo podrás completar 5
sándwiches de queso. A pesar de tener pan
para 7 sándwiches.

18. Reactivo Limitante
Ejemplo:
Lo mismo ocurre a nivel químico. Si tienes 9 moles
de Sodio pero solo un mol de cloro diatónico.
Podrás formar dos mol de cloruro de sodio y te
sobraran 7 moles de sodio.
2 Na + Cl2 2 NaCl

19. Reactivo Limitante
Suponga que tiene 6 gr de carbón que se
combinan con 3 gr de hidrogeno, de acuerdo a
la siguiente reacción
C + H2 → CH4
a) ¿Cual es el reactive limitante y cual es el
reactive en exceso?
b) ¿Cuantos gramos de CH4 se pueden formar?

20. Reactivo Limitante
1. Balance la ecuación y Saque peso
C + H2 → CH4
12gr 4 gr 16 gr
2. Calcule los gramos ,que cada reactivo puede producir con 6 gr de C y 3 gr de H2
6 gr C
16 𝑔𝑟 𝐶𝐻4
12 𝑔𝑟 𝐶
= 8 gr CH4
3 gr H2
16 𝑔𝑟 𝐶𝐻4
4 𝑔𝑟 𝐻2
= 12 gr CH4
3. El carbono es el reactive limitante C, debido ha que produce una menor cantidad
de CH4, el reactivo en exceso es H2.la cantidad de CH4 que es posible formar
es 8 gr
LIMITANTE
EXCESO
2

21. Reactivo Limitante
4. ¿Cuánto H2 (Excedente) se utilizo?
8 gr CH4
4 𝑔𝑟 𝐻2
16 𝑔𝑟 𝐶𝐻4
= 2 gr de H2
5. ¿Cuánto H2 sobro?
3 gr de H2 Originales - 2 gr de H2 Gastados = 1 gr de H2 en exceso

22. Reactivo Limitante
Actividad 24 Ejercicio 1
Si tiene 15 gramos de óxido de calcio que
reaccionan con 13 gramos de ácido fosfórico de
acuerdo a la siguiente reacción
CaO + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + H2O
a) ¿Cual es el reactive limitante y cual es el
reactive en exceso?
b) ¿Cuantos gramos de Ca3(PO4)2 se pueden
formar?

23. Reactivo Limitante
1. Balance la ecuación y Saque masa molecular
CaO + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + H2O
168 gr 196 gr 310 gr 54 gr
2. Calcule los gramos ,que cada reactivo puede producir con 15 gr de CaO y 13
gr de H3PO4.
15 gr CaO
𝟑𝟏𝟎 𝑪𝒂 𝟑
𝑷𝑶 𝟒 𝟐
𝟏𝟔𝟖 𝒈𝒓 𝑪𝒂𝑶
= 27.67 gr Ca3(PO4)2
13 gr H3PO4
𝟑𝟏𝟎 𝒈𝒓 𝑪𝒂 𝟑
𝑷𝑶 𝟒 𝟐
𝟏𝟗𝟔 𝒈𝒓 𝑯 𝟑
𝑷𝑶 𝟒
= 20 .56 gr Ca3(PO4)2
3. El Acido fosfórico es el limitante , debido ha que produce una menor cantidad
de Fosfato de Calcio, el reactivo en exceso es Oxido de calcio. La cantidad de
Fosfato de Calcio que es posible formar es 20.56 gr
LIMITANTE
EXCESO
3 2 1 3

24. Reactivo Limitante
4. ¿Cuánto gr de CaO (Excedente) se utilizo?
20 .56 gr Ca3(PO4)2
168 𝑔𝑟 𝐶𝑎𝑂
310 𝑔𝑟 𝐶𝑎3
𝑃𝑂4 2
= 11.14 gr CaO
5. ¿Cuánto gr de CaO sobraron?
15 gr de CaO Originales - 11.14 gr de CaO Gastados = 3.86 gr de CaO
Sobrantes

25. Porcentaje
de
Rendimiento

26. Porcentaje de rendimiento
• Cantidad teórica= es la cantidad que se
calcula matemáticamente suponiendo un
estado ideal.
• Cantidad real = es la cantidad obtenida en
condiciones reales
• % Rendimiento =
Cantidad Real
Cantidad Teorica
x 100%

27. Ejemplo
5 gr de cobre reaccionan con nitrato de plata en
exceso de acuerdo a la siguiente reacción:
𝐶𝑢 + 𝐴𝑔𝑁𝑂3 → 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 + 𝐴𝑔
Se producen 15.2 gr de plata. ¿Calcule el % de
rendimiento?

28. Ejemplo
• Balance la ecuación
𝐶𝑢 + 𝐴𝑔𝑁𝑂3 → 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 + 𝐴𝑔
64 gr/mol 304 gr/mol 188 gr/mol 216 gr/mol
• Obtenga la cantidad teórica de plata
5𝑔𝑟 𝐶𝑢
216 𝑔𝑟 𝐴𝑔
64 𝑔𝑟 𝐶𝑢
= 16.875𝑔 𝐴𝑔
• Calcule el % de rendimiento
15.2 𝑔 𝐴𝑔
16.9 𝑔 𝐴𝑔
𝑥 100% = 89.9%
2 2

29. Porcentaje de Rendimiento
Ejemplo II
Se mezclaron 67 gr de NaHCO3 con 50 gr de CH3COOH y se obtuvieron 33 gr CO2.
Determine:
¿Cuál es el reactivo limitante y cual es el Excedente?
¿Cuánto CO2 Teórico se puede formar?
¿Cuál es el porcentaje de rendimiento?
NaHCO3 + CH3COOH → CO2 + H2O + CH3COONa
84gr 60 gr 44gr 18 gr 82 gr
67 gr NaHCO3
44 𝑔𝑟 𝐶𝑂2
84 𝑔𝑟 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
= 35 gr CO2
50 gr CH3COOH
44 𝑔𝑟 𝐶𝑂2
60 𝑔𝑟 𝐶𝐻3
𝐶𝑂𝑂𝐻
= 36.66 gr CO2
% rendimiento=
𝑔𝑟 𝑅𝑒𝑎𝑙
𝑔𝑟 𝑇𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜
100 %
% r=
33 𝑔𝑟 𝐶𝑂2
35 𝑔𝑟𝐶𝑂2
100 % = 94.28 %
Excedente
Limitante

30. Referencia
• http://www.learnchem.net/tutorials/stoich.s
html
• http://www.chemtutor.com/mols.htm