Este

1. ESTEQUIOMETRÍA:
REACTIVO LIMITANTE
PUREZA
RENDIMIENTO

2. Es la parte de la química que permite establecer relaciones
cuantitativas entre las diferentes especies que intervienen en la
reacción química.
Requisito indispensable: !Igualar la ecuación!
Estequiometría
2
𝟏 CH4 + 𝟐 O2 → 𝟏 CO2 + 𝟐 H2O

3. Los coeficientes permiten establecer relaciones directas en moles, y para
establecer las relaciones correspondientes en gramos se debe considerar
los pesos moleculares respectivos.
Ley de la conservación de la materia!
Estequiometría
𝟐
1 𝟒
1

5. 𝐌𝐚𝐬𝐚𝐑.𝐄. 𝐒𝐎𝐁𝐑𝐀 = 𝐌𝐚𝐬𝐚𝐑.𝐄. 𝐢𝐧𝐢𝐜𝐢𝐨 − 𝐌𝐚𝐬𝐚𝐑.𝐄. 𝐫𝐞𝐚𝐜𝐜𝐢𝐨𝐧𝐚
𝐦𝐨𝐥𝐑.𝐄. 𝐒𝐎𝐁𝐑𝐀 = 𝐦𝐨𝐥𝐑.𝐄.𝐢𝐧𝐢𝐜𝐢𝐨 − 𝐦𝐨𝐥𝐑.𝐄.𝐫𝐞𝐚𝐜𝐜𝐢𝐨𝐧𝐚
Para determinar la cantidad que sobra del reactivo en exceso (R.E.) se
usa las siguientes ecuaciones:
La cantidad inicial del
reactivo en exceso (RE)
(Dato del ejercicio)
La cantidad del reactivo en exceso (RE) que
reacciona se calcula con estequiometría a
partir del reactivo limitante (R.L.)
Reactivo limitante: Es el reactivo (compuesto) que se consume
completamente. Por lo tanto, determina las cantidades de los
productos formados.
Reactivo en exceso: Es el reactivo (compuesto) que se sobra
Reactivo limitante

6. • Ejercicio 1
Cuando reaccionan 124 g de Al reaccionan con 601 g de
Fe2O3. Determinar el reactivo limitante
Pesos atómicos (uma): O=16, Al=27; Fe=56
124 g Al
1 at-g Al
27 g Al
x
1 mol Fe2O3
2 at-g Al
x
159,7 g Fe2O3
1 mol Fe2O3
x =
Para 124 g Al necesita 366,71 gFe2O3
Como tiene mayor cantidad de Fe2O3 (601 g), el Al es el reactivo limitante
2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
366,71 g Fe2O3
124 g 601 g

7. • Ejercicio 2
En un proceso,124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3
Calcule la masa de Al2O3 que se forma.
Pesos atómicos (uma): O=16, Al=27; Fe=56
124 g Al
1 at-g Al
27 g Al
x
1 mol Fe2O3
2 at-g Al
x
159,7 g Fe2O3
1 mol Fe2O3
x = 366,71 gFe2O3
Para 124 g Al necesita 366,71 gFe2O3
Como tiene mayor cantidad de Fe2O3 (601 g), Al es el reactivo limitante
Se usa el reactivo limitante (Al) para calcular la cantidad de producto
que se puede formar:
124 g Al
1 at-g Al
27 g Al
x
1 mol Al2O3
2 at-g Al
x
102 g Al2O3
1 mol Al2O3
x = 234 g Al2O3
2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
124 g 601 g
Reactivo
limitante

8. • Ejercicio 3
En un proceso,124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3
Calcule la cantidad que sobra del reactivo en exceso (R.E.)
Pesos atómicos (uma): O=16, Al=27; Fe=56
Primero se determina el reactivo limitante (RL). En este caso el Al es el
reactivo limitante
Se usa el reactivo limitante (Al) para calcular la cantidad de reactivo
que reacciona:
124 g Al
1 at-g Al
27 g Al
x
1 mol Fe2O3
2 at-g Al
x
160 g Fe2O3
1 mol Fe2O3
x = 367,41 g Fe2O3
2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
124 g 601 g
Reactivo
limitante
MasaFe2O3sobra = MasaFe2O3inicio (DATO) − MasaFe2O3 Rx
MasaFe2O3sobra = 601 g − 367,41 g
𝐌𝐚𝐬𝐚𝐅𝐞𝟐𝐎𝟑𝐬𝐨𝐛𝐫𝐚 = 𝟐𝟑𝟑, 𝟓𝟗 g
Determina la cantidad que sobra del reactivo en exceso (RE= Fe2O3)

10. Pureza de los Reactivos
Los reactivos que intervienen en las reacciones químicas pueden
contener impurezas, parte de los reactivos son sustancias que no
intervienen en la reacción.
% Pureza =
)
Cantidad de sustancia pura (g
)
Cantidad de la muestra (g
× 100
• Fórmula
Muestra = reactivo puro + impurezas
• Factor de conversión
)
Cantidad de sustancia pura (g
)
Cantidad de la muestra (g
;
)
Cantidad de las impurezas (g
)
Cantidad de la muestra (g
Ejemplo: Para una muestra del 80% de Pureza, se tiene:
80 g sustancia pura
100 g muestra
;
20 g impurezas
100 g muestra La pureza
SIEMPRE se
aplica a los
reactivos

11. • Ejercicio 1
Un mineral de cobre de 60 g de posee una pureza del
80%. Determinar la cantidad de cobre puro
Esto significa que 48 g de
la muestra corresponden
a cobre puro, siendo el
resto impurezas inertes.
% Pureza =
Cantidad de sustancia pura (g)
Cantidad de la muestra (g)
× 100
80% =
𝑚𝐶𝑢 𝑃𝑈𝑅𝐴
60 g
× 100
𝑚𝐶𝑢 𝑃𝑈𝑅𝐴 =
80% × 60 𝑔
100
= 48𝑔
48 g Cu
60 g mineral

12. • Ejercicio 2
Considerando la combustión completa del metano
determinar los gramos de H2O que se pueden formar a
partir de 200 g del gas con 80 % pureza.
Pesos atómicos (uma): C=12; O=16; H=1
CH4 + O2 → CO2 + H2O
Antes de iniciar cualquier cálculo estequiométrico es indispensable
tener la ecuación igualada.
.
200g CH4 impuro ⋅
80g CH4 puro
100g CH4 impuro
⋅
1 mol CH4
16 g CH4
⋅
𝟐 mol H2O
𝟏 mol CH4
⋅
18 g H2O
1 mol H2O
= 360g H2O
%𝐏𝐮𝐫𝐞𝐳𝐚 = 𝟖𝟎%
𝟖𝟎 𝐠 𝐩𝐮𝐫𝐨
𝟏𝟎𝟎 𝐠 𝐦𝐮𝐞𝐬𝐭𝐫𝐚
PM CH4 PM H2O
Coeficiente
estequiométrico
𝟏CH4 + 𝟐O2 → 𝟏CO2 + 𝟐H2O
200g muestra ¿? g
80% pureza

14. Rendimiento de los productos
Es un indicador que en forma de
porcentaje expresa la relación existente
entre la cantidad real de producto formado
y la cantidad teórica generada si todo el
reactivo limitante se consumiese
%ɳ =
Cantidad 𝐫𝐞𝐚𝐥 de 𝐩𝐫𝐨𝐝𝐮𝐜𝐭𝐨 obtenido experimentalmente
Cantidad 𝐭𝐞ó𝐫𝐢𝐜𝐚 de 𝐩𝐫𝐨𝐝𝐮𝐜𝐭𝐨
× 100%
Debe recordar que la pureza es para los reactivos y el
rendimiento es para los productos.
Cantidad teórica se obtiene por 𝐞𝐬𝐭𝐞𝐪𝐮𝐢𝐨𝐦𝐞𝐭𝐫í𝐚 a partir
del reactivo limitante (R.L.)

15. Rendimiento de los productos
En la práctica, la cantidad real de producto obtenido
de forma experimental casi siempre es menor que la
teórica.
%ɳ =
Volumen 𝐫𝐞𝐚𝐥 obtenido
Volumen 𝐭𝐞ó𝐫𝐢𝐜𝐨 obtenida
∙ 100%
%ɳ =
Moles 𝐫𝐞𝐚𝐥𝐞𝐬 obtenidas
Moles 𝐭𝐞ó𝐫𝐢𝐜𝐚𝐬 obtenidad
∙ 100%
%ɳ =
Masa 𝐫𝐞𝐚𝐥 obtenida
Masa 𝐭𝐞ó𝐫𝐢𝐜𝐚 obtenida
∙ 100%
La cantidad de producto se puede expresar en diferentes unidades de
medida, no necesariamente en masa. Por lo cual el rendimiento se puede
obtener de las siguientes formas:
• Fórmulas • Factor de conversión
𝐜𝐚𝐧𝐭𝐢𝐝𝐚𝐝 real 𝐯𝐚𝐥𝐨𝐫 𝐦𝐞𝐧𝐨𝐫
𝐜𝐚𝐧𝐭𝐢𝐝𝐚𝐝 teórica 𝐯𝐚𝐥𝐨𝐫 𝐌𝐀𝐘𝐎𝐑
El rendimiento se aplica a los
productos

16. • Ejercicio 1
Una muestra de 50 g del cloruro de sodio comercial del 80% en
peso de pureza se ponerse en contacto con 140 g de AgNO3. Si
luego de la reacción se forman 90 g de AgCl, determinar el
rendimiento de la reacción.
PM NaCl
El primer paso es calcular el reactivo limitante, solo de esta manera
se puede obtener la cantidad teórica formada de producto.
50 g mezcla ·
80 g NaCl
100 g mezcla
·
1 mol NaCl
58,5 g NaCl
·
1 mol AgNO3
1 mol NaCl
·
169,9 g AgNO3
1 mol AgNO3
= 116,2 g AgNO3
PM AgNO3
% pureza
Coeficiente
estequiométrico
Tengo 140 g de AgNO3 y solo necesito 116,2 g de AgNO3,
entonces el AgNO3 está en exceso (sobra). Por lo tanto, el el
NaCl es el reactivo limitante.
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
140 g 50 g muestra 90 g Real
80% pureza
Pesos atómicos (uma): Ag=108; N=14; O=16; Na=23; Cl=35,5

17. Ahora que sabemos cuál es reactivo limitante,
procedemos a calcular la cantidad teórica de producto
obtenida.
La cantidad de producto teórica se la obtiene a partir del reactivo limitante (R.L)
50 g mezcla ·
80 g NaCl
100 g mezcla
·
1 mol NaCl
58,5 g NaCl
·
1 mol AgCl
1 mol NaCl
·
143,4 g AgCl
1 mol AgCl
= 98,05 g AgCl
Teórica
Finalmente, se calcula el rendimiento:
%ɳ =
Masa 𝐫𝐞𝐚𝐥 de AgCl (dato)
Masa 𝐭𝐞ó𝐫𝐢𝐜𝐚 de AgCl (calculada con estequiometría)
× 100%
%ɳ =
90 g de AgCl
98,05 g de AgCl
· 100% = 𝟗𝟏, 𝟖 %

18. Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de
combinación
• Gay-Lussac (1778-1850) observó que al reaccionar un volumen de oxígeno con dos volúmenes de
hidrógeno, se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, siempre y cuando los volúmenes de los
gases se midieran a la misma presión y temperatura.
1 O2 (g) + 2 H2 (g)  2 H2O (g)
32 g O2 (g) + 2 (2) g H2 (g)  2 (18) g H2O (g)
1 mol + 2 mol  2 mol
1 V + 2 V  2 V
• Según la ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, en la que intervienen gases, los
volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de los productos de la reacción están
en una relación de números enteros sencillos.
• Cuando se habla de volúmenes nos referimos a cualquier unidad (litros, mililitros, metros cúbicos...).