Este documento presenta información sobre estequiometría, porcentaje de rendimiento y reactivo límite. Explica conceptos clave como la ley de conservación de masa, composición definida y proporciones múltiples. Define porcentaje de rendimiento como la cantidad de producto obtenida dividida por la cantidad teórica máxima, y reactivo límite como aquel que se consume primero y limita la cantidad de productos formados. Incluye ejemplos para ilustrar estos temas.

1. QUIMICA
DANIELA NIETO SALAZAR
10-1
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
INFORMATICA
IBAGUÉ – TOLIMA
2017

2. ESTEQUIOMETRÍA, REACTIVO LÍMITE Y PORCENTAJE DE
RENDIMIENTO.
DANIELA NIETO SALAZAR
PROFESORA- DIANA FERMANDA JARAMILLO
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
INFORMATICA
IBAGUÉ-TOLIMA
2017

3. TABLA DE CONTENIDO
1. Introducción.
2. Objetivos.
3. Marco teórico.
–Estequiometria.
–Porcentaje de rendimiento.
–Reactivo límite.
4. Pantallazos de la actividad.
5. WedGrafia.

4. INTRODUCCION
Una reacción química es un proceso termodinámico mediante el cual uno o
más sustancias por efecto de un factor energético, se transforma: cambia
su estructura molecular en otras sustancias llamadas productos. Estas
sustancias pueden ser elementos o compuestos.
En una reacción es importante el considerar que no todos los componentes se
consumen o utilizan en su totalidad: existen reactivos limitantes, así como
reactivos en exceso dentro de una reacción.
Al trabajar en el laboratorio es de suma importancia el saber reconocer dichas
sustancias para poder utilizar las cantidades correctas de
componentes permitiéndonos así el reducir los niveles de desperdicio de
reactivos al mínimo.
Cuanto más se acerque el valor obtenido experimental
mente a la cantidad del producto que debíamos obtener
teóricamente, decimos que existe un mayor rendimiento
real. Siempre debemos buscar el obtener un
mayor rendimiento real.
OBJETIVOS
1. Aplicar los procedimientos necesarios para resolver los diferentes
problemas de los temas mencionados.
2. Aprender nuevas fórmulas y a cómo aplicarlas.
3. Reforzar lo visto en clase de química para un mejor resultado en los
exámenes de esta área.
4. Desarrollar una excelente actividad y aprender del tema de una forma
bastante distinta

5. MARCO TEORICO
ESTEQUEOMETRIA
Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en
el transcurso de una reacción química.
El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremías
Benjamín Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la
siguiente manera:
«La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o
relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una
reacción química)».
Además también estudia la proporción de los distintos elementos en un
compuesto químico y la composición de mezclas químicas.
Los cálculos estequiométricos requieren el manejo adecuado de la masa molar
(peso molecular) de las sustancias que participan en una reacción, el ajuste de
las ecuaciones químicas, así como la ley de la conservación de la masa y la ley
de las proporciones definidas.
LEYES PONDERALES:
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que
tienen como objetivo el estudio de las masas de las
sustancias, en una reacción química, entre dos o
más sustancias químicas.
Por lo tanto, se puede decir que se divide en cuatro
importantes leyes como lo son:

6. 1. LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA:
Enuncia que la materia no se crea no se destruye se transforma, es decir, el
peso de los reactivos debe ser igual al peso de los productos.
EJEMPLO: MASA A MASA
Calcular la masa de SO2 que puede ser preparada a partir de la combustión
completa de 94 Gr de azufre ( S).
S8 + 8 O2 8SO2 S = 1 X 32 = 32
O = 2 X 16 = 32
94 gr de S8 X 1 mol de S8 X 8 mol de SO2 X 64 gr de SO2
, 256 Gr de S8 1 mol de S8 1 mol de SO2
= 188 Gr de SO2
2. LEY DE LA COMPOSICION DEFINIDA: (J.PROUSET - J.DALTON)
Establece que un compuesto dado siempre contiene los mismos elementos en
la misma proporción de agua.
EJEMPLO:
El agua siempre va a tener dos gramos de hidrogeno por uno de oxígeno.
94 Gr Gr=?
‘

7. 3. LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES:
Establece que cuando dos elementos se combinan para formar más de un
compuesto las masas de un elemento que se combinan en una más fija del otro
elemento, en los diferentes compuestos guardan la relación de números
enteros pequeños.
EJEMPLO: MOL A MASA
El óxido de hierro tres (Fe2O3) reacciona con coque (carbono ©) en un alto
horno, para producir monóxido de carbono y hierro fundido ¿Cuántos moles de
hierro se pueden producir a partir de 22 Gr de óxido de hierro tres?
Fe2O3 + 3C 2Fe + 3CO Fe =55,84 x 2= 111,68
O = 16 X 3 = 48
159,68
22 Gr de Fe2O3 X 1mol de Fe2O3 X 2 mol de Fe
. 159,68 Gr de Fe2O3 1 mol de Fe2O3
= O,27 mol de Fe
22Gr X MOL

8. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO
Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen
totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.
La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima
que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.
Rendimiento teórico:
La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se
consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.
A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente
rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la
siguiente desigualdad.
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico
Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento
teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

9. Ejemplo:
Po oxidación de 36 gr de amoniaco (NH3) se obtiene 50,82 gr de monóxido de
nitrógeno ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
4NH3 + 5 O2 4NO + 6H2O
Solución:
36gr de NH3 X 1mol de NH3 X 4mol de NO X 30gr de NO
. 17gr fr NH3 4mol de NH3 1 mol de NO
= 63.52gr de NO
P.T
% R = P.R . 100 %
. P.T
% R = 50.82 gr de NO . 100%
. 63,52 gr de NO
= 80%
R//: El porcentaje de rendimiento de la reacción es del 80%
P.T
P.R

10. REACTIVO LIMITE
En una Reacción Química, el Reactivo Limitante es el que se consume antes y
por lo tanto va a limitar la cantidad de los productos que se forman.
Por otra parte, los Reactivos en Exceso son aquellos que van a sobrar cuando
el reactivo limitante se consuma completamente.
Sea la siguiente ecuación:
aX + bY → cZ.
Entonces los reactivos limitantes dependerán de las cantidades de reactivo
presentes en la reacción:
b · moles de X < a · moles de Y → X es el reactivo limitante.
b · moles de X > a · moles de Y → Y es el reactivo limitante.
El concepto de Reactivo Limitante sirve para evitar costes innecesarios: el
reactivo más caro será el limitante asegurando que se aprovecha lo máximo
posible.
Ejemplo:
cuantos moles de PbI2 se puede preparar al reaccionar 0,25 moles de
Pb(NO3)2 con 0,62 moles de NaI.
Solución:

11. Pb (NO3)2 + 2NaI PbI2 + 2Na(NO3)
0,25 mol 0,62 mol X moles
0,25 mol de Pb(NO3)2 X 1 mol de PbI2 = 0,25 mol de PbI2
. 1 mol de Pb(NO3)2
0,62 mol de NaI X 1 mol de PbI2 = 0,3 mol de PbI2
. 2 mol de NaI
R//: El reactivo limite es Pb ( NO3 ) 2 con 0,25 moles.
PANTALLAZOS DE LA ACTIVIDAD

14. WedGrafia:
 http://www.eis.uva.es/~qgintro/compara.php
 https://es.slideshare.net/Carpediem1004/reactivo-limitante-3471381
 https://es.slideshare.net/ELIASNAVARRETE/estequiometra-
12928174
 http://clasesdequimica.blogspot.com.co/2009/08/reactivo-limitante-
y-reactivo-en-exceso.html