Este documento proporciona información sobre la estequiometría, que es la parte de la química que se encarga de medir las cantidades relativas de reactivos y productos en una reacción química. Explica diferentes tipos de problemas estequiométricos como masa-masa, masa-volumen, volumen-volumen, entre otros. También describe conceptos como reactivo limitante, rendimiento teórico y porcentaje de rendimiento.

2. Estequiometría
Es la parte de la química que se encarga de la medición de las cantidades
relativas de reactivos y productos en una reacción química.

3. Estequiometria
Ecuaciones químicas
balanceadas
M/m, m/v, v/m, v/v
Reactivos y
productos
Reacción química
Reacción
exotérmica
Reacción
endotérmica
Reacción
reversible
Cálculos
estequiométricos
Cantidades
Reactivos Productos
Se consumen Se forman
Reactivo limitante
Porcentaje de
rendimiento
Se pueden interpretar
en términos de
Usa
de
Que participan
en una
Se clasifican en
Permiten
Acerca de
de
que que
Considerando
Determina

4. Tipos de problemas estequiométricos
1. Masa - Masa
2. Masa – Volumen y Volumen Masa
3. Volumen – Volumen
4. Masa – Mol y Mol - Masa
5. Volumen – Mol y Mol - Volumen
6. Mol – Mol
7. Moléculas – Con cualquiera de los anteriores y viceversa.

5. Masa - masa
a) Calcular la cantidad de gramos de oxígeno que se necesitan para quemar
72.0 g de C2H6 hasta CO2 y H2O. La ecuación para la reacción es:
2C2H6(g) + 7O2(g)  4CO2(g) + 6H2O(g)
Ha varias formas de razonar y resolver este tipo de problemas. Yo les enseñaré
una forma sencilla a través de reglas de tres, sólo pregúntate que tienes y qué te
falta y en que unidades te lo pide.
1. Qué tienes:
Tienes los datos implícitos de las masas moleculares de los
compuestos problema, en este caso O2 y C2H6; esta masa
se multiplica además por sus respectivos moles de la
ecuación balanceada.
02=60.14 g y C2H6= 223.99 g
Tienes la masa problema es decir: 72.0 g de C2H6
2. Qué te falta y en qué unidades:
Gramos de oxígeno.

6. Masa - masa
2C2H6(g) + 7O2(g)  4CO2(g) + 6H2O(g)
En lo personal me gusta ir acomodando estos datos en mi reacción balanceada.
Los implícitos arriba y los problema debajo.
60.14g 223.99g
72.0 g X
60.14g de C2H6 - 223.99g de O2
72.0 g de C2H6 - X
X= 268.16 g de O2
Bien, si te das cuenta esto tiene la forma de una “regla de tres”, y en efecto eso
es lo que vas a hacer:

7. Masa – masa (varios problemas)
b) Calcule el número de gramos de cloro que se producen al hacer reaccionar
22.1 g de oxído de manganeso (IV) con ácido clorhídrico en exceso :
MnO2(s) + 4HCl(ac)  MnCl2(ac) + Cl(g) + 2H2O(l)
86.93 g 70.40 g
22.1 g X
X= 17.89 g Cl

8. Masa – masa (varios problemas)
c) Los alimentos que ingerimos son degradados o desdoblados en el cuerpo
para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y otras funciones.
Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo, ¿cuál será la
masa de CO2 producida?
C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6H2O
180.15 g 264.05 g
856 g X
X= 1.256X103 g CO2

9. Masa – Mol y Mol - Masa
a) Calcule el número de moles de oxígeno que se producen al calentar 1.65 g de
clorato de potasio. La ecuación balanceada para la reacción química es:
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g)
245.10 g 3 moles
1.65 g X
X= 0.020 moles de O2
Nos pregunta por el número de moles de oxigeno (es lo que falta), y nos dan el
número de gramos de KClO3 (es lo que tenemos). Para resolver por regla de
tres. Gramos sobre gramos; moles sobre moles. Es decir:
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g)
Nota que los datos problema los coloqué en la parte inferior
de la reacción y los implícitos (los que tú inferiste) en la
parte superior.

10. Masa- Mol (varios problemas)
b) Calcule el número de moles de cromo que se pueden producir a partir de la
reacción de 28.5 g de óxido de cromo (III) con aluminio en exceso de acuerdo
con la siguiente ecuación balanceada de la reacción química:
Cr3O3(s) + 2Al(s)  2Cr(s) + Al2O3
151.99 g 2 moles
28.5 g X
X= 0.375 moles de Cr

11. Mol – Mol (varios problemas)
a) Si reaccionan 0.15 mol de Na con agua, calcule el número de moles de H2
que se producen. Considerando la siguiente reacción balanceada:
2Na(s) + 2H2O(l)  2NaOH(ac) + H2(g)
2 mol 1 mol
0.15 mol X
X= 0.075 moles de H2
Nota que esta vez no fue necesario obtener la masa molecular del compuesto
problema. Y esto es porque el dato con el que cuentas está en moles y lo que te
pide está también en moles entonces es directa la “regla de tres”: moles sobre
moles nos da:

12. Masa – Volumen y Volumen -Masa
a) Calcular el volumen, en litros del gas oxígeno, medido a TPN, que se podría
obtener al calentar 28.0 g de nitrato de potasio.
2KNO3(s)  2KNO2(s) + O2(g)
X= 3.10 L de O2
Necesitamos aplicar aquí el volumen molar = 22.4 L. Esta es una constante
cuando un gas (expresado aquí en L) se encuentra en condiciones TPN
(temperatura y presión normal, es decir 760 mmHg y 0ºC). Para nuestra
reacción se plantearía así:
2KNO3(s)  2KNO2(s) + O2(g)
202.21 g 22.4 L
28.0 g X

13. Mol – Volumen y Volumen - Mol
a) Calcule la cantidad de L de O2 (en condiciones TPN) que se producen al
calentar 0.480 mol de KClO3.
X= 16.12 L de O2
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g)
2 moles 67.2 L
0.480 moles X
Aunque el volumen molar es de 22.4 L, deben considerarse los moles de O2 que
tiene el oxígeno, es por eso que 22.4 L se debe multiplicar por 3. Quedándonos
así 67.2 L de O2

14. Volumen - Volumen
a) Calcule el volumen de O2 en litros que se necesitan para la combustión
completa de 1.50 L de C2H6 y el volumen en litros de CO2 y H2O que se
forman; todos los volúmenes se consideran a 400ºC y 760 mmHg.
X= 5.25 L de O2
2C2H6(g) + 7O2(g)  4CO2(g) + 6H2O(g)
44.8 L 156.8 L
1.50 L X
X= 3 L de CO2
89.6 L 134.4 L
X X
X= 4.50 L de H2O

15. Problema integrador de temas
El carbonato de calcio (CaCO3), es una sustancia muy abundante en la
naturaleza, formando rocas, como componente principal, y es el componente
esencial de conchas y esqueletos de muchos organismos y de las cascaras de
huevo. Si un químico hace reaccionar 52.3 g de CaCO3 con ácido clorhídrico
determine:
a) Moles de HCl:
b) Gramos de CaCl2:
c) Moléculas de H2O:
d) Litros de CO2:
CaCO3(s) + 2HCl(ac)  CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)
100.08 g 2 mol
52.3 g X
110.98 g
6.22x1023
molécualas
X X
22.4 L
X
1.45 moles de HCl
57.99 gramos de CaCl2
3.25 x 1023 moléculas de H2O
11.70 litros de CO2

16. Reactivo limitante
Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están
presentes en las cantidades estequiométricas exactas.
El reactivo limitante: es aquella sustancia que se consume primero en una
reacción química. Ya que la máxima cantidad de producto que se forma
depende de la cantidad original de este reactivo.
El reactivo en exceso: son los reactivos presentes en mayor cantidad que la
necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

17. Reactivo limitante
La Urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de
carbono. En un proceso se hace reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2.
a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?
b) Calcule la masa de Urea que se formará.
c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al
finalizar la reacción?
2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(ac) + H2O(l)
34.06 g 44 g
X637.2 g 1142 g
60.05 g
Para el inciso “a” obtén las masas moleculares de ambos
reactivos, y ejecuta una regla de tres entre cada uno de estos
reactivos y el producto en cuestión. Aquel reactivo que de
menos cantidad de producto será tu reactivo limitante:
NH3= 1123.42 g de Urea CO2= 1558.57 g de Urea
El NH3 es nuestro Reactivo
Limitante.

18. Reactivo limitante
Entonces la respuesta para el inciso:
a) Es NH3
b) 1123.42 g de Urea.
Para el inciso “C” tenemos que razonar:
Te preguntan los gramos de reactivo en exceso que NO reaccionó… es decir, los
1142 g de CO2 (Reactivo en Exceso) no reaccionaron completamente. Es por
ellos que:
1. Realiza una regla de tres entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso.
Buscando primero los gramos que sí reaccionaron de CO2.
2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(ac) + H2O(l)
34.06 g 44 g
637.2 g 1142 g
X = 823.1 g de CO2

19. Reactivo limitante
2. Realiza una resta entre la cantidad de reactivo en exceso (CO2) que tenías al
principio del problema. Y la que obtuviste:
1142 g - 823.1 g de CO2
Inciso c) CO2= 318.9 g de CO2

20. Reactivo limitante
Si se mezclan 60 g de Mg(OH)2 y 20 g de HF. Calcule:
a) Balanceo
b) Reactivo limitante
c) MgF2 que se producen
d) Gramos de reactivo en exceso que hay.
e) Gramos de reactivo en exceso que no reaccionó:
2Mg(OH)2 + 2HF  MgF2 + 2H2O
116.63g 40.01 g
60 g 20 g
62.30 g
X
Mg(OH)2= 32.05 g de MgF2 2HF= 31.14 g de MgF2
Reactivo Limitante.

21. Reactivo limitante
2Mg(OH)2 + 2HF  MgF2 + 2H2O
20 gX
Mg(OH)2= 58.30g
Para determinar los gramos de reactivo en exceso que reaccionaron, realiza un
regla de tres entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso, es decir:
Para determinar los gramos de reactivo en exceso que NO reaccionaron,
realiza una resta muy sencilla. A los gramos de R.E. problema (60 g) restale los
gramos de R.E. que Sí reaccionaron (58.30).
Mg(OH)2= 60 g – 58.30 g= 1.7 g
116.63g 40.01 g

22. Rendimiento de reacción
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina
el Rendimiento teórico.
El Rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona
todo el reactivo limitante.
El Rendimiento real, es la cantidad de producto que se obtiene en una
reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.
Porcentaje de rendimiento

23. Porcentaje de rendimiento
El porcentaje de rendimiento describe la proporción del rendimiento real con
respecto al rendimiento teórico. Se calcula como sigue:
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥 100
Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje de rendimiento para
sintetizar la mayor cantidad del compuesto deseado.

24. Porcentaje de rendimiento
El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en
la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y
armazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV)
con magnesio fundido entre 950ºC y 1150ºC:
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥 100
TiCl4(g) + 2Mg(l)  Ti(s) + 2MgCl2(l)
En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54x107 g de TiCl4 con
1.13x107 g de Mg. a) Calcule el rendimiento teórico del Ti en gramos. b)
calcule el porcentaje de rendimiento si en realidad se obtienen 7.91x106 g de Ti:

25. Porcentaje de rendimiento
TiCl4(g) + 2Mg(l)  Ti(s) + 2MgCl2(l)
La mejor estrategia que puedes tener es plantear el problema, es decir, lo que
tienes y lo que te falta:
189.67g 48.61 g
3.54x107 g 1.13x107g
47.9 g
X
Primero vamos a encontrar quién es tu reactivo limitante (aquel que menos
producto te dé). De esta forma sabrás tu Rendimiento Teórico.
2Mg= 11.13x106 g de TiTiCl4= 8.93x106 g de Ti
Reactivo Limitante.
Rendimiento Teórico.

26. Porcentaje de rendimiento
Con este dato ya podrás sustituir en la fórmula de porcentaje de rendimiento el
rendimiento teórico y complementarlo con el rendimiento real que ya te da el
problema.
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥 100
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
7.91𝑥106
𝑔
8.93𝑥106 𝑔
𝑥 100
% de rendimiento= 88.57 de Ti

27. Multiejercicio (RL, Rt, Rp)
La Urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de
carbono. En un proceso se hace reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2.
Si en realidad obtuvimos 850.15 g de Urea.
a) Balancea la reacción
b) Determina quién es el Reactivo limitante y quién el reactivo en exceso.
c) Calcule la masa de Urea que se formará.
d) Gramos de reactivo en exceso que reaccionaron
e) Gramos de reactivo en exceso que No reaccionaron
f) Calcule el rendimiento teórico de la Urea.
g) Calcule el rendimiento porcentual
2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(ac) + H2O(l)
34.06 g 44 g
X637.2 g 1142 g
60.05 g

28. Multiejercicio (RL, Rt, Rp)
NH3= 1123.42 g de Urea CO2= 1558.57 g de Urea
Reactivo Limitante. Reactivo en Exceso
b) Determina quién es el Reactivo limitante y quién el reactivo en exceso.
c) Calcule la masa de Urea que se formará.
Urea= 1123.42 g
Ya que es lo máximo de producto
que se puede lograr con las
cantidades dadas.
d) Gramos de reactivo en exceso que reaccionaron
2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(ac) + H2O(l)
34.06 g 44 g
637.2 g X
X = 823.15 g de dióxido de carbono que
SÍ reaccionaron

29. Multiejercicio (RL, Rt, Rp)
e) Gramos de reactivo en exceso que No reaccionaron.
1142 g CO2 RE problema
823.15 g CO2 RE que Sí reaccionaron
318.85 g de CO2 que NO REACCIONARON
Restas simplemente los gramos de reactivo problema del R. en exceso
problema menos los gramos de R. en Exceso que SÍ reaccionaron.
f) Calcula el rendimiento teórico de la Urea.
Urea= 1123.42 g
Es la cantidad de producto que te
da el reactivo limitante.

30. Multiejercicio (RL, Rt, Rp)
g) Calcule el rendimiento porcentual.
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥 100
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =
850.15𝑔
1,123.42𝑔
𝑥 100
% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 75.67% de Urea