Este documento proporciona una introducción a la estequiometría. La estequiometría estudia cuantitativamente los reactivos y productos en una reacción química utilizando unidades como la masa molecular y el mol. Explica conceptos básicos como masa, masa atómica, masa relativa y el número de Avogadro. También cubre leyes estequiométricas, métodos de balanceo de reacciones químicas y cálculos estequiométricos.

1. Estequiometria
Realizado por:
- Luis Salazar
- Alex Valverde
- Carlos Loja
- Edison Morocho

2. Introducción
La química tiene una rama que se encarga de
estudiar cuantitativamente los reactivos y
productos en una reacción química, utilizando para
ello UNIDADES QUÍMICAS como la masa molecular
y el mol.
Esta rama es la ESTEQUIOMETRÍA y nos ayuda a
relacionar mediante la masa a los participantes en
una reacción química.

3. La estequiometria es el área de la química que se preocupa de estimar
las cantidades exactas de reactivos y productos obtenidos en una
reacción química.
Estequiometria
La palabra estequiometria fue introducida en 1792 por Jeremías Richter
para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer
relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas.
Estequiometria, proviene
del griego "stoicheion”
(elemento) y "métrón”
(medida)

4. Materia
Es cualquier cosa que tiene masa y que ocupa un
espacio.
Conceptos básicos
Masa
es una magnitud relacionada con la cantidad de materia
que tiene un objeto.
Peso
es la fuerza de atracción que posee los cuerpos hacia la
tierra.
Masa
atómica
Es la masa de un átomo en unidades de masa atómica
(uma)
Masa
relativa
es un número que indica cuántas veces mayor es la
masa de una molécula de una sustancia con respecto a
la unidad de masa atómica.
Mol es la cantidad de materia que contiene tantas entidades
elementales (átomos, moléculas u otras partículas)

5. Número de Avogadro
Número de entidades (normalmente átomos o moléculas) que
hay en 22,4 litros de un gas ideal en condiciones normales de
presión y temperatura.
1 mol de átomo = 6,0221367 x 10^23 partículas
1 mol
6.02x1023
moléculas
1 mol
6.02x1023
moléculas
1 mol
6.02x1023
moléculas
1 mol
6.02x1023
moléculas
1 mol
6.02x1023
moléculas

6. Peso Fórmula
Es la suma de los pesos atómicos (en
gramos) para cada elemento en una
fórmula química.
H2SO4 (PF)=
H = 2 x (1,0 g) = 2
S = 1 x (32,0g) = 32
O = 4 x (16g) = 64
= 98 g

7. Reacción química
Reacción química:
Proceso en el cual partiendo de unas sustancias
iniciales, REACTIVOS, se obtienen otras, PRODUCTOS
de la reacción.
A + B C + D
REACTIVOS PRODUCTOS
En las reacciones químicas
también es importante el
intercambio de ENERGÍA
REACCIONES EXOTÉRMICAS
Y ENDOTÉRMICAS

8. ¿Cómo nos damos cuenta que se produce una
reacción química?
Cuando al poner en contacto dos o más
sustancias:
- Se forma un precipitado
- Se desprenden gases
- Cambia de color
- Se desprende o absorbe energía.

9. Ecuación química
representación de una
reacción mediante el uso de
símbolos químicos.
mostrar lo que
sucede durante una
reacción química
Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2
para formar H2O

10. Síntesis: A + B C
Descomposición
–Simple: A B + C
–Mediante reactivo:
AB + C AC + BC
Sustitución
(desplazamiento):
AB + C AC + B
Doble sustitución
(doble desplazamiento):
AB + CD AC + BD
2 H2 + O2 2 H2O
CaCO3 CaO + CO2
2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2SO2
PbO + C CO + Pb
HCl + NaOH NaCl +H2O
Tipos de reacciones químicas

11. Leyes
estequiométricas

12. Ley de la conservación de la masa
1782
ANTOINE LAVOISIER
“la suma de las masas de
las sustancias
reaccionantes es igual a
la suma de las masas de
los productos de la
reacción” o bien: la
materia ni se crea ni se
destruye solo se
transforma.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
40 gr + 36.5 gr = 58.5 gr + 18 gr
76.5 gr = 76.5 gr

13. Ley de Proust
(Ley de las Proporciones Definidas, 1799)
“Un compuesto químico tiene siempre
la misma composición, es decir, la
misma proporción en masa de los
elementos que lo
forman, independientemente del
método empleado para obtenerlo”.

14. Ley de Dalton
(Ley de las Proporciones Múltiples)
Si 2 elementos forman
diferentes compuestos, las
masas de uno de ellos
combinados con una misma
masa del otro guardan entre sí
una relación de números
enteros y sencillos.

15. Ley de Gay Lussac
(Ley delos volúmenes de combinación)
Cuando se produce una reacción química
en la que intervienen gases, los volúmenes
de las sustancias gaseosas que intervienen
la reacción, guarda entre sí una relación
dada por números sencillos.
Lussac investigo la reacción entre el H y el O y dedujo que bajo las mismas
condiciones de presión y temperatura 2 litros de H reaccionaban con un litro de
O y formaba 2 litros de vapor de H2O.

16. Balance de una reacción
química
Se llama balance a la búsqueda del
número de moles de reactivos y
productos, de tal forma, que el número
de átomos de cada elemento tiene que
ser igual en los reactivos y en los
productos.
Método del tanteo
En el ajuste nunca pueden
cambiarse los subíndices de
las fórmulas de reactivos o
productos.
Métodos de ajuste
Método algebraico
Método del cambio de
valencia (redox)
Método del ion
electrón

17. Método de tanteo
Carbonato de sodio + acido clorhídrico = cloruro de sodio + dióxido de
carbono + agua
1er Paso: Escribir las formulas correctamente
Na2CO3 + HCl = NaCl + CO2 + H2O
2do Paso: Colocar coeficientes numéricos a las moléculas de manera que la
cantidad de átomos en la izquierda sea igual a los de la derecha.
Na2CO3 + HCl = NaCl + CO2 + H2O22

18. Verifico las cantidades de átomos que hay en reactivos y productos
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
Na = 2
C = 1
O = 3
H = 2
Cl = 2
Na = 2
C = 1
O = 2+1 = 3
H = 2
Cl = 2
IGUALDAD DE ATOMOS (ECUACION IGUALADA)

19. Método algebraico
1er Paso: Escribir las formulas correctamente
MnO2 + HCl + = MnCl2 + H2O + Cl2
2do Paso: Colocar letras minúsculas como coeficientes a cada una de
las moléculas
Di óxido de manganeso + acido clorhídrico = cloruro de manganeso +
agua + cloro
a MnO2 + b HCl + = c MnCl2 + d H2O + e Cl2

20. 3er Paso: Identificar cada uno de los átomos y formar ecuaciones con
las letras colocadas en forma de coeficientes
Ej. a MnO2
Mn = a O = 2a
Mn: a = c (1)
O: 2a = d (2)
H: b = 2d (3)
Cl: b = 2c + 2e(4)
a MnO2 + b HCl + = c MnCl2 + d H2O + e Cl2

21. 4to Paso: Resolver el sistema de ecuaciones, empezando por colocar un valor
arbitrario a cualquiera de las letras y mediante cálculos matemáticos para
resolver el sistema.
Mn: a = c (1)
O: 2a = d (2)
H: b = 2d (3)
Cl: b = 2c + 2e(4)
a = 1
a = c
1 = c
2a = d
2(1) = d
2 = d
b = 2d
b = 2(2)
b = 4
5to Paso: Luego de hallar los valores de cada una de las letras las mismas
son reemplazadas y la ecuación quedara igualada.
MnO2 + 4 HCl + = MnCl2 + 2 H2O + Cl2

22. METODO DEL CAMBIO DE
VALENCIA (redox)
1er Paso: Escribir las formulas correctamente
MnO+ PbO2 + HNO3 = HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
Mono óxido de manganeso + oxido plúmbico + acido nítrico = acido
permangánico + nitrato plumboso + agua
2do Paso: Colocar números de oxidación a cada uno de los átomos de la
ecuación, tomar en cuenta que la mayoría de los números de oxidación coinciden
con la valencia de los átomos, para verificar la suma de cargas positivas y
negativas de ser igual a cero, por ej.
MnO
2 -2
Mn = +2
O = -2
= 0

23. 3er Paso: Identificar que átomos tienen un cambio en el numero de oxidación al
aumentar se llama oxidación y al disminuir se llama reducción, en caso de tener
subíndice se multiplica el numero de oxidación por el subíndice para identificar la
cantidad de oxido - reducción
MnO+ PbO2 + HNO3 = HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
+2 -2 +4 -2 +1 +5 -2 +1 +7 -2 +2 +5 -2 +1 -2
MnO+ PbO2 + HNO3 = HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
+2 +4 +7 +2
Oxida en 5
Reduce en 2
4to Paso: Intercambiar el valor de oxidación por el valor de reducción en forma
de coeficientes e igualar la ecuación empezando preferentemente con los metales
y no metales, posteriormente con el hidrogeno y terminando con el oxigeno
2MnO+ 5PbO2 + HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + H2O

24. 2MnO+ 5PbO2 + 10HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 4H2O
Reactante Producto
2 Mn 2
5 Pb 5
10 N 10
10 H 10
42 O 42
IGUALDAD DE ATOMOS (ECUACION IGUALADA)

25. METODO DEL ION
ELECTRON
1er Paso: Escribir las formulas correctamente
Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO
Cobre + acido nítrico = nitrato cúprico + monóxido de nitrógeno
2do Paso: De igual manera que en método anterior se debe identificar los
elementos que oxidan y reducen, para posteriormente colocarlos en forma iónica
a los elementos que sean sales y ácidos, mientras que los demás elementos
quedan como están.
0 +1+5-2 +2 +5 -2 +2-2
Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO
Cu + NO3
- = Cu+2 + NO
oxida
reduce

26. 3er Paso: Se forman semireacciones con los elementos que oxidan y con los que
reducen, para posteriormente realizar la igualación por medio acido o básico
4to Paso: Primero se debe igualar los átomos al tanteo, los oxígenos que falten
se igualara con agua y los hidrógenos del agua con iones de hidrogeno
IGUALACION POR EL MEDIO ACIDO
NO3
- = NO + 2 H2O
NO3
- = NO + 2H2O4 H+ +
5to Paso: Para realizar la igualación de cargas se deben utilizar electrones (e-)
para sumar o restar cargas de manera que las cargas en reactivos y productos
sean las mismas, tomar en cuenta que se cuentan las cargas de los iones
multiplicando por el coeficiente en caso de tenerlo, los demás valdrán cero

27. 4H+ + NO3
- = NO + 2H2O
+4 -1 0 0
+3 0
- 3 electrones
0
Igualación de cargas
3 e- +
6to Paso: Se realizara de la misma manera con la segunda semireacciones
Cu = Cu+2
Cu = Cu+2 + 2 e-
7mo Paso: Se deben eliminar los electrones multiplicando de forma cruzada los
mismos y armar nuevamente la ecuación
3e- + 4H+ + NO3
- = NO + 2H2O
Cu = Cu+2 + 2 e-
x 2
x 3

28. 6e- + 8H+ + 2NO3
- = 2NO + 4H2O
3Cu = 3Cu+2 + 6e-
8H+ + 3Cu + 2NO3
- = 3Cu+2 + 2NO + 4H2O
Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO3 3 28 +4H2O
Verifico las cantidades de átomos que hay en reactivos y productos
Cu = 3
H = 8
N = 8
O = 8x3 = 24
Cu = 3
H = 4x2 = 8
N = 3x2 + 2 = 8
O = 3x3x2 + 2 + 4 = 24
IGUALDAD DE ATOMOS (ECUACION IGUALADA)

29. Estequiometria de una
reacción química
Es la proporción en moles en la que se
combinan los distintos reactivos y en la
que se forman los distintos productos de
la reacción.
Una vez determinado el número de
moles de reactivos y productos (ajuste
de la reacción) se puede hacer el
cálculo en masa (gramos) o en
volumen (litros) en el caso de gases o
disoluciones.
Con moles
Métodos de ajuste
Con masa
Con volúmenes
- Condiciones normales
- Condiciones no normales
Con reactivo limitante
Con reactivos en disolución

30. Ejemplo:
¿Cuántos litros de oxigeno O2 se necesita
para la combustión completa de una
determinada cantidad de metano que
produce 36 litros de CO2

31. Reacciones con reactivo
limitante
El reactivo limitante es el reactivo que
en una reacción
química determina, o limita, la cantidad
de producto formado, y provoca una
concentración limitante a la anterior.
En estos casos, uno de los reactivos
quedará en exceso y no reaccionará
todo él.
El otro reactivo se consume totalmente y se denomina
reactivo limitante, ya que por mucho que haya del
otro no va a reaccionar más.

32. Ejemplo:
Al reaccionar 1200 gr de nitrógeno
con 240 gr de hidrógeno para
formar amoniaco. ¿Qué cantidad
de amoniaco se forma?