Este documento proporciona una introducción a la estequiometría, incluidas las definiciones de rendimiento teórico, real y porcentual de una reacción. Explica cómo se pueden deducir relaciones cuantitativas a partir de una ecuación química equilibrada y cómo calcular las masas de reactivos y productos. También cubre conceptos como reactivo limitante, pureza de reactivos e impurezas, y motivos por los cuales el rendimiento puede ser menor que el 100%.

1. Estequiometría
QUÍMICA-CBC-UBA
STELLA MARIS O'CONNELL
2018

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Índice:
1) Introducción Pág. 2
2) Relaciones cuantitativas que se deducen de una ecuación química Pág. 3
3) Sobre los reactivos Pág. 4
3.1- Pureza de un reactivo Pág. 4
3.2- Reactivo limitante Pág. 5
3.3- Cálculo del producto obtenido Pág. 6
4) Rendimiento de una reacción Pág 6
4.1- Rendimiento real, teórico y porcentual Pág 6
4.2- Motivos por los que el rendimiento de una reacción puede ser
inferior al 100 %

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1) Introducción:
La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas que existen entre las
sustancias que intervienen en una reacción química. Con cálculos
estequiométricos un químico puede calcular, por ejemplo, cuánta piedra caliza
necesita si debe obtener 1 tonelada de cal.
Cada reacción química se puede representar mediante una ecuación química
en la cual, tanto las sustancias que reaccionan (reactivos) como las que se
forman (productos) se representan con sus fórmulas químicas. Los diferentes
reactivos se separan entre sí por un signo + (lo mismo ocurre con los distintos
productos), la flecha que se coloca entre reactivos y productos indica que ocurre
una reacción.
Ejemplo:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Los números que se anteponen a las fórmulas se denominan coeficientes
estequiométricos y se colocan de manera tal que el número de átomos de cada
elemento sea el mismo en los reactivos que en los productos, cuando esto ocurre
se dice que la ecuación está equilibrada o balanceada. No hay un solo conjunto
de coeficientes estequiométricos que permite equilibrar una ecuación, pero
generalmente se emplean los que tengan números enteros y pequeños.
Otras formas de equilibrar la ecuación anterior:
H2 +½ O2 → H2O
50 H2 + 25 O2 → 50 H2O
4 H2 + 2 O2 → 4 H2O
100000 H2 +50000 O2 → 100000 H2O
Completar las siguientes ecuaciones equilibrándolas:
a) CH4 + O2 → CO2 + H2O
b) Fe + O2 → FeO
c) H2SO4 + KOH → K2SO4 + H2O
Para las respuestas: https://es.slideshare.net/StellaMarisOConnell/respuestas-
a-los-ejerciciosj-118190984
A veces conviene aclarar el estado de agregación de las sustancias (s, l o g) o
indicar si se encuentran en solución acuosa (aq o ac).
Ejemplo:
2 Na (s) + 2 H2O (l) →2 NaOH (ac) + H2 (g)

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2) Relaciones cuantitativas que se deducen de una ecuación química
Si la fórmula de una sustancia representa a un átomo, a una molécula o a una
unidad de fórmula también puede representar a un mol de átomos, a un mol de
moléculas o a un mol de unidades de fórmulas respectivamente y es por eso que,
a partir de la ecuación química, podemos establecer relaciones cuantitativas entre
número de partículas, cantidades de sustancias y/o masas de sustancias, como
se puede ver en el siguiente ejemplo:
2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (ac) + H2 (g)
2 átomos 2 moléculas
2 unidades de
fórmula
1 molécula
2 moles de átomos
2 moles de
moléculas
2 moles de unidades
de
fórmulas
1 mol de moléculas
2x 6,02 .1023 átomos
2x 6,02 .1023
moléculas
2x 6,02 .1023
unidades de
fórmulas
6,02 .1023 moléculas
46 g 36 g 80g 2 g
Podemos observar que la masa total de los reactivos es 82 g (46 g de Na y 36 g
de H2O) igual a la masa total de los productos (80 g de NaOH y 2 g de H2), es
decir que la masa se conserva, esto que hoy tal vez parezca obvio fue un avance
importante descubierto a fines del siglo XIX por Lavoisier quién formuló la ley de
la conservación de la masa:
Esta foto de Autor
desconocido está bajo
licencia CC BY-SA
Cuando Lavoisier enunció la ley que también se la conoce como Ley de
Lavoisier recién comenzaban a usarse las balanzas en los laboratorios.
https://historia-biografia.com/antoine-lavoisier/
La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química
es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción.

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3) Sobre los reactivos
3.1- Pureza
Muchas veces los reactivos que se emplean no están puros debido a que,
durante su formación, ya sea en la naturaleza o en un laboratorio, se formaron
también otras sustancias cuya separación generalmente resulta muy costosa. A
estas últimas se las denomina impurezas.
En las etiquetas de los envases de los reactivos figura la pureza de estos
expresada como porcentaje en masa (%m/m). Si en una etiqueta de un envase
leemos que la pureza es del 85 % significa que cada 100 g de su contenido sólo
85 g son del reactivo que dice contener. Es muy importante tener esto en cuenta
al realizar un cálculo estequiométrico.
Ejemplo 1:
De un frasco que tiene un reactivo A con una pureza del 78 % m/m se extrajeron
245 g de su contenido, ¿cuál es la masa del reactivo A extraída?
100 % 245 g o 100 g 78 g
78 % x = 191,1 g 245 g x = 191,1 g
Ejemplo 2:
La etiqueta de un envase de un reactivo B dice que tiene una pureza del 92 %
m/m, ¿qué masa del reactivo impuro contienen 300 g de B?
100 % 300 g o 100 g 92 g
92 % x = 276 g 300 g x = 276 g

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3.2- Reactivo limitante
Si en una reacción química todos los reactivos se consumen completa y
simultáneamente se dice que los reactivos están en proporciones
estequiométricas, es decir, en las proporciones molares establecidas por los
coeficientes estequiométricos de la ecuación equilibrada. Algunas veces esto no
ocurre, uno de los reactivos se consume por completo y es denominado reactivo
limitante ya que determina las cantidades de productos que se forman.
Ejemplo:
¿Qué masa de PCl3 se forma si se colocan 250 g de P4 y 700 g de Cl2 para realizar
la siguiente reacción?
P4 (s) + 6 Cl2 (g) → 4 PCl3 (l)
1 mol 6 mol 4 mol
124 g 426 g 550 g
Primero relacionamos los reactivos para comprobar si hay reactivo limitante:
124 g P4 426 g Cl2
250 g P4 x = 859 g Cl2
Acabamos de calcular que para que puedan reaccionar los 250 g de P4 hacen
falta 859 g de Cl2, lo que nos indica que parte del P4 no va a reaccionar ya que
solo se han colocado 700 g de Cl2.
A la misma conclusión hubiésemos llegado a través del siguiente planteo:
426 g Cl2 ─── 124 g P4
700 g Cl2 ─── x = 204 g P4
Calculamos que para los 700 g de Cl2 se necesitan 204 g de P4, es decir, 46 g
menos de los que se colocaron.

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3.3- Cálculo del producto obtenido
Para calcular la masa del producto obtenida podemos:
a) A partir del reactivo limitante:
426 g Cl2─── 550 g PCl3
700 g Cl2─── x= 904 g PCl3
b) A partir del reactivo en exceso:
En este caso hay que trabajar con la masa del reactivo que reacciona, no
con toda la que está presente.
124 g P4 ─── 550 g PCl3
204 g P4─── x= 904 g PCl3
4) Rendimiento de una reacción
4.1- Rendimiento teórico, real y porcentual.
Rendimiento teórico: es la cantidad de producto que se espera,
calculada a partir de las cantidades dadas de los reactivos.
Rendimiento real: es la cantidad de producto que realmente se obtiene.
Rendimiento porcentual: se define como
Rendimiento porcentual = (Rendimiento real/ Rendimiento teórico) x 100%
Ejemplo:
Calcular el rendimiento porcentual si se colocaron 1,00 mol de cada uno
de los reactivos y se obtuvieron 0,80 moles del producto al producirse la
siguiente reacción:
H2 + O2 → H2O2
1 mol 1 mol 1 mol
Rendimiento teórico: 1 mol
Rendimiento real: 0,80 mol
Rendimiento porcentual = (0,80 mol/ 1 mol) x 100% = 80,0 %
https://www.educatube.es/rx-estequiometria/

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4.2- Motivos por los cuales el rendimiento de una reacción puede ser inferior al
100 %
1) El producto de la reacción rara vez aparece en forma pura y al manipularlo
en las etapas de purificación se puede perder algo.
2) Puede ser que los reactivos participen en otras reacciones distintas a la
que nos interesa. Estas se conocen como reacciones secundarias y a los
productos no deseados se los denomina subproductos.
Ejemplo:
En la obtención de clorobenceno (C6H5Cl) por cloración del benceno
(C6H6) se obtienen derivados di y policlorados.
C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl
C6H6 + 2 Cl2 →C6H4Cl2 + 2 HCl
3) La reacción puede ser reversible.
Ejemplo:
N2 (g) + 3 H2 3 (g)
Las dos flechas indican que la reacción ocurre en los dos sentidos. Parte del NH3
se descompone volviendo a formar N2 e H2.
5) Pasos para resolver un problema estequiométrico
1) Representar la reacción con una ecuación equilibrada.
2) Si hay reactivos impuros calcular cuál es la masa que realmente hay del
reactivo que nos interesa.
3) Comparar las cantidades reales de reactivos para ver si alguno de ellos
limita la reacción.
4) Calcular el rendimiento teórico utilizando la cantidad de reactivo
correspondiente.
5) Aplicar el rendimiento porcentual para calcular el rendimiento real.
Más ejercicios en:
https://es.scribd.com/document/388448243/Ejercicios-Sobre-Estequiometria

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Bibliografía
QUÍMICA BÁSICA. C Di Risio, M. Roverano e I. Vázquez, 6a
Ed. CCC
QUÍMICA GENERAL. R. Petrucci, C. Bisonnette, F. Herring y J. Madura, 10a
Ed.
Prentice Hall
QUÍMICA. K. Whitten, R. Davis, M. Peck. 10a
Ed. Brooks Cole Pub Co.
QUÍMICA, Actividades de ejercitación. Cecilia Di Risio, 1a
Ed. CCC Editorial
Educando, 2018