Este documento presenta información sobre la estequiometría y cálculos químicos. Explica conceptos clave como reactivos, productos, moles, leyes de conservación de masa y proporciones definidas. También describe cómo realizar cálculos estequiométricos utilizando ecuaciones químicas balanceadas para determinar la cantidad de reactivos necesarios, el reactivo limitante y la cantidad máxima de producto que se puede obtener. El documento usa ejemplos numéricos detallados para ilustrar estos conceptos y cál

1. AMO MI PROFESIÓN, ME SIENTO EDUCADORA DE CORAZÓN Y CON VOCACIÓN
“EXPLORANDO MIS CONOCIMIENTOS ACERCA DE LA ESTEQUIOMETRIA”
INSTITUCIÓN EDUCATIVA MALTERÍA
“LIDERAZGO EN EMPRENDIMIENTO Y DESARROLLO HUMANO”
“TRABAJEMOS JUNTOS PARA FORTALECER NUESTRO MODELO ESCUELA NUEVA”
Área: CIENCIAS Grado: UNDÈCIMO Código:Guia No 2 Acompaña: Carmenza Ramirez Gomez
♥ NOMBRE DE LA UNIDAD: Càlculos Quìmicos.
♥ ESTANDAR: Relaciono la estructura de moléculas Orgánicas e inorgánicas con sus propiedades Físicas y
Químicas y su capacidad de cambio químico en diferentes tipos de reacciones.
♥ CONCEPTOS RELACIONADOS AL TEMA CENTRAL: Reactivos, productos, moles estequiometricas, moles
experimentales, masa en gramos, conversiones, ley, Lavoisier, conservación masa, proporciones definidas, Louis
Proust, proporciones multiples, hidrocarbiro, alcohol organico. .
♥ TEMA CENTRAL DE LA GUIA: Cálculos apartir de ecuaciones químicas o estequiometria.
♥ COMPETENCIA: Deduce las razones existentes entre cada par de sustancias participantes en una reacción,
apartir de los coeficientes de la ecuación balanceada, calcula el numero de moles o de gramos de cualquier
sustancia participante en una reacción química, identifica el reactivo limite de una reacción.
Vivamos los momentos A-B-C-D-E. Juntos:
VIVENCIA, CONOCIMIENTO, USO, PROPOSICIÓN, COMPLEMENTACIÓN
A VIVENCIA
Analiaza y responde las siguientes preguntas en tu cuaderno de teorìa.
1. Reconoces la siguiente reacción? Combustible + O2 → H2O + CO2 + energía. Qué nombre recibe
dicha reacción? Sustenta y argumenta
2. La siguiente reacción sintetiza un proceso biológico, cual es su nombre?
C6 O12 O6 + 6O2 → 6 H2O + 6CO2 + 38 ATP energía
3. La reacción anterior esta balanceada? Cuántas moles se están produciendo tanto en reacticos
como en productos?
4. En la siguiente reacción química, 2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g) indica cuales son los reactivos y
cuales los productos? Que indica la flecha.
5. Hallar el peso molecular de los reactivos y productos en la reacción de la pregunta No 2
BFUNDAMENTACIÓN
Las relaciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones de moléculas, de moles y de masa,
asi como de volúmenes cuando están implicados gases. Mediante el ejemplo que se presenta a continuación se
ilustra la clase de información que puede inferirse apartir de una ecuación química. La reacción muestra la oxidación
del dióxido de azufre:
2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g)
Observemos ahora la información que se puede inferir a partior de la ecuación anterior. De la informaciòn se deduce
que una ecuación química balanceada,contiene la información necesaria para predecir cual será la cantidad de
reactivo que se necesita para preparar una cierta cantidad de producto, o bien,cuanto producto se obtiene apertir de
cierta cantidad de reactivo. Estos cálculos que se pueden realizar con las reacciones químicas se denominan
cálculos estequiométricos y se basan en las leyes ponderales.
Leyes ponderables
Antonoine Laurent de Lavoisier(1743-1794,) fue elprimer quimico que comprendio la importancia de la medida en
el estudio de las transformaciones químicas. Realizó cuidadosas revisiones con la balanza y obtuvo la información
necesaria para proporcionar una explicación correcta de reacciones en las cuales, metales como el mercurio o el
cobre se calentaban en presencia de aire.
♥ Ley de la conservación de la masa: Lavoisier generalizo sus resultados a todas las reacciones químicas
enunciando la llamada ley de la conservación de la masa, que puede formularse de la siguiente manera:
“En toda reacción química,la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de
los productos de la reacción”
♥ ley de las proporciones definidas: Cuando se hace reaccionar dos elementos químicos para formar un
determinado compuesto, dichos elementos siempre reaccionan en la misma proporción (2g de hidrogeno
por cada 16g de oxigeno forman un mol de agua) de tal manera que si uno de estos elementos se
encuentra en exceso con relación al otro, este exceso no tomará parte en la transformación. Esta proporción
se mantiene a pesar de que se prepare el compuesto por diferentes procedimientos. Asi, preparar agua
combinando directamente hidrogeno y oxigeno, o bien podemos obtenerla como uno de los productos de la
combustión de la madera. Los hechos anteriores solo se resumen en la llamada ley de las proporciones
definidas o ley de las proporciones constantes, enunciada por el quimico francés Joseph Louis Proust,
en 1799 “ las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un
compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación”
♥ ley de Dalton o de las proporciones multiples: Proust y muchos químicos de su època encontraron
compuestos formados por los mismos elementos, que tenían distinta composición, por ejemplo, encontraron
dos oxidos de cobre (I, II).
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♥ Esto hacia pensar que la ley de Proust había fallado, sin embargo, no era asi, pues se trata de dos
compuestos diferentes, dos oxidos de cobre de aspecto y propiedades diferentes y hay que recordar que
esa ley si se cumple pero para un mismo compuesto dado. Esta ley se enuncia asi: “las cantidades de un
mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos,
están en una relación de números enteros sencillos”
♥ ¿QUE ES LA ESTEQUIOMETRIA?
La estequiometria se encarga de hacer cálculos matematicos a partir de ecuaciones químicas balanceadas.
Una ecuación química balanceada permite averiguar las cantidades de reaccionantes que se requieren para
formar cierta cantidad de producto. Los cálculos estequiomètricos se basan en las relaciones fijas de
combinaciòn que hay entre las sustancias. Dichas relaciones están indicadas por los índices numéricos que
aparecen en las fòrmulas y por los coeficientes de las ecuaciones balanceadas.
Los cálculos estequiomètricos requieren una unidad química que relacione los pesos de los reactantes con
los pesos de los productos. Esta unidad química es la MOL. Una mol es una cantidad de material que
contiene el numero de Avogadro de partículas: 6.02 X1023
. Una mol corresponde en gramos, al peso
fòrmula de una sustancia; por ejemplo, una mol de SO2 contiene 64 gramos de masa y contiene
6.02X1023
molèculas. Una mol de àtomos de H contiene 6.02X1023
atomos de este elemento y su masa es1
gramo. El nùmero de moles se refiere a la cantida de estas unidades presentes en una muestra; se
representa con la letra n. para calcular el nùmero de moles se divide el valor en gramos de la muestra por
el valor de una mol de dicha muestra. Por ejemplo si se tiene 160 gramos de SO3 , aplicando lo anterior
encontramos que hay 2 moles , poque:
160g ( valor en gramos de la muestra) = 2 moles
80g/mol (valor de una mol)
ENTRE LOS CÁLCULOS QUE SE PUEDEN OBTENER DE UNA ECUACIÒN QUIMICA TENEMOS:
La cantidad de producto que se puede preparar a partir de ciertas cantidades de reactivos, el reactivo
limite, el cual determina que tanto producto se puede obtener de una ecuación química, cuado se dispone
de una cantidad limitada de uno de los reactivos, rendimiento de la ecuaciones químicas y la pureza del
compuesto.
Para la cantidad de producto que se puede preparar apartir de ciertas cantidades de reactivos
analiza:
Una ecuación química balanceada indica la cantidad exacta de producto que se obtiene a partir de
cantidades exactas de reactivos . Por ejemplo:
2KClO3 2KCl + 3 O2
La anterior reacción nos indica: Que por cada dos moles de KClO3 se están aproduciendo a 3 moles de
O2 y dos moles KCl.
Si el análisis lo planteamos en masa expresada en gramos, se establece que cada 245 gramos de
clorato de potasio, están reaccionando con 149g de cloruro de potasio y 96 gramos de O2. Qué ley se
esta cumpliendo? ____________________________________
Si se tiene la siguiente reacción de combustión del metano?
¿ Què masa de oxigeno se requiere para que reaccionen completamente 24 gramos de metano, CH4?
La ecuación balanceada es:
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
16g 64 g 44g 36g
Interpretando la información anterior tenemos que 16 gramos de metano reaccionan con 64 gramos de
oxigeno, por lo que se puede establecer la siguiente relación:
16 g CH4 = 24 g de CH4
64 g O2 X g de O2
Para hallar los gramos o la masa de oxigeno, entonces aplico factor de conversión partiendo del valores
que meda el ejercicio y recuerda que en el denominador va el factor que pretendo eliminar, en éste caso
los gramos de metano y en el numerador por el contrario lo que pretendo encontrar.
24 g de CH4 x 64 g de O2 = 96 g de O2. Masa de oxigeno que reacciona con los 24 de CH4
16 g de CH4
Reactivo limite y reactivo en exceso.
Al ractivo que se consume totalmente en una reacción química se le llama reactivo limitante o reactivo
limite; de èl depende la cantidad máxima de producto que se forma. Cuando la reacción cesa es porque
el reactivo limite ha reaccionado hasta consumirse por completo. El reactivo que sobra se llama reactivo
en exceso o reactivo excedente.
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Para explicar estos conceptos , analicemos el siguiente ejemplo:
¿ cuantòs moles de cloruro de plomo II , (PbCl2) , puede obtenerse a partir de la reacción entre 20 g de
cloruro de fòsforo III (PCl3), y 45 g de fluoruro de plomo II (PbF2)?
Primero escribimos la ecuación:
PbF2(s) + PCl3(l) PF3(g) + PbCl2(s)
Luego balanceamos al ecuacion:
3PbF2(s) + 2 PCl3(l) 2PF3(g) + 3PbCl2(s)
245,18 g/mol 137,32 g/mol
Recuerda que ésta table es bastante útil para que puedas visualizar los datos.
n Estequiómetricas 3 2 2 3
masa 45g 20g
n Experimentales 0,184 0.146 0,123
Los pesos moleculares de las sustancias que nos interesan son.
Peso molecular PbF2 : 245,18 g/mol
Peso molecular PCl3(l) : 137,32 g/mol
Expresando en moles las masas de del fluoruro de plomo y el cloruro de fosforo tenemos:
X mol de PbF2 iniciales = 45 g PbF2 x 1 mol de PbF2 = 0,184 mol de PbF2
245,18 g PbF2
Xmol de PCl3(l) = 20g de PCl3(l) x 1 mol de PCl3(l) = 0.146 mol PCl3
137,32 g de PCl3(l)
De los reactivos ¿ cual reaccionara completamente y sera el reactivo limite? Si observamos la ecuación
balanceada vemos que 2 moles de PCl3 necesitan 3 moles de PbF2, luego 0,146 moles de PCl3
necesitaran:
X mol de PbF2 = 0,146 mol de PCl3 x 3 mol PbF2 = 0,219 mol PbF2
2 mol PCl3
Si nos fijamos en los moles iniciales de PbF2 0,184; vemos que son menores que 0,219 que es la
cantidad que se necesita para que reaccione todo el cloruro de fosforo (PCl3).
Calculemos ahora los moles de PCl3 que se necesitan para que reaccionen completamente 0,184 mol de
PbF2 :
Xmol de PCl3 = 0,184 mol PbF2 x 2 mol PCl3 = 0,13 mol PCl3
3 mol PbF2
Como inicialmente disponemos de 0,146 mol de PCl3 , significa que el reactivo limite es el PbF2 , y el
reactivo en exceso , es el cloruro de fosforo PCl3 .
Otra pregunta que debemos responder es ¿cuàntos moles quedan después de la reacción?
De fluoruro de plomo ninguno ya que es el reactivo limite y por lo tanto reacciona completamente. De
cloruro de fòsforo quedarà la diferencia entre los moles iniciales y los moles que han reaccionado:
0,146 – 0,123 = 0,023 mol.
De fluoruro de fòsforo, calculados a partir del reactivo limite, teniendo en cuénta la proporción de la
reacción:
X mol de PF3 = 0,184 mol de PbF2 x 2 mol de PF3 = 0,123 mol PF3
3 mol de PbF2
Se obtienen los mismos moles de fluoruro de fòsforo que los que reaccionan de cloruro de fòsforo como
se suponía que iba a ocurrir observando la ecuación balanceada. De cloruro de plomo, calculados a partir
del reactivo limite tenemos:
Xmol de PbCl2 = 0,184 mol de PbF2 x 3mol de PbCl2 = 0,184 mol de PbCl2
3 mol de PbF2
Rendimiento de las reacciones químicas: La cantidad máxima de producto que puede obtenerse de
acuerdo con la ecuación química, partir de una cantidad de reaccionantes, se denomina rendimiento
teorico. por muchas razones, la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria,
en una reacción química puede ser menor que la cantidad teóricamente posible. Algunas de las razones
son las siguientes:
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• Falta de cuidado al manipular el producto obtenido.
• Las condiciones de la reacción no son adecuadas, por ejemplo, la temperatura o presión del sistema de
reacción no son las ideales para el proceso.
• La separación del producto deseado de la mezcla de reacción es muy difícil y no todo el producto logra
aislarse.
• En algunos casos,un conjunto particular de reactivo da lugar a dos o mas reacciones simultaneas, formando
productos indeseables además delos deseados.
• La cantidad o pureza de las materias primas no es optima.
La cantidad real del producto que se obtiene se denomina rendimiento real. El rendimiento real de una reacción se
expresa en términos de % mediante la siguiente expresión:
% rendimiento = masa del producto obtenido x100.
Masa del producto teorico
Ejemplo.
La etapa final en la obtención industrial de la aspirina, es la reacción de àcido salicílico con el
anhídrido acético de acuerdo con la siguiente ecuación:
C7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + C2H4O2
Àcido Anhidrido Àcido Àcido
Salicílico acètico acetilsalicilico acètico
Para ensayar un nuevo método de manipulación de los amteriales, un químico realizo la reacción
a escala de laboratorio con 25,0 g de acido salicílico y un exceso de anhídrido acético( mas de
30.0 g). obtuvo 24.3 g de aspirina.
¿Cuàl es el rendimiento en porcentaje de la reacciòn?.
El reactivo limite es el àcido salicílico, ya que el anhídrido acètico se encuentra en exceso. Como
la reacción de obtención de la aspirina se encuentra balanceada, podemos relacionar las
relaciones molares que corresponden al àcido salicílico y a la aspirina: por cada mol de àcido
salicílico se obtiene un mol de aspirina. Por tanto
Moles de àcido salicílico= 25.0 g x 1 mol = 0.181 mol de àcido salicílico.
138 g àcido salicilico
Moles de aspirina= moles de àcido salicílico, osea ,0.181 por la relación molar que se observa en
la ecuación:
g de aspirina = 0.181 mol de aspirina x 180 g aspirina = 32,6 g de aspirina.
1 mol de aspirina
Esta cantidad de aspirina seria la que se debería obtener si el rendimiento hubiera sido
de 100%. Como experimentalmente solo se obtuvieron 24.3 g de aspirina , entonces el
rendimiento será:
Rendimiento= masa del producto real x100
masa producto teòrico
Reemplazando tenemos:
Rendimiento= 24,3 x100 =74.5%
32,.6
Esto significa que mediante el procedimiento de laboratorio empleado solo fue posible obtener el
74.5 % de lo que teoricamente se esperaba.
Pureza de los reactivos y productos: No todas las sustancias con que se trabaja en química, o
que se producen en una reacción son 100% puras. Es necesario tener en cuenta las impurezas.
Si el NaCl tiene un 90% de pureza significa que 90% es realmente sal; el 10% son impurezas.
C ACTIVIDAD DE EJERCITACIÓN
Resuelve los siguiente ejercicios en tu cuaderno y esttica. No copies ejercicios, realiza tú propio esfuerzo
No olvides el orden. Repasa la fundamentación antes de empezar
D ACTIVIDAD DE APLICACIÓN
1. ? + Jamón + Queso Sanwich
Completa el interrogante en la reacción
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2. 14 panes + ? + ? 7 Sanwich
Completa el interrogante en la reacción, escríbelas nuevamente
3. La respiración celular es un proceso que se lleva a cabo en las crestas de las mitocondrias,
la reacción química que resume dicho proceso es la siguiente ecuación:
6O2 + C6 O12 O6 → 6CO2 + 6H2O + 38 ATP energía
Recuerda utilizar una tabla con base a los reaccivos y producto para los cálculos de moles
estequiómetricas, experimentales y la masa. Así puedes relacionar mejor cada resultado obtenido.
n Estequiómetricas
masa
n Experimentales
a) ¿Cuanta masa en CO2 vamos a exalar a la atmósfera si partimos de un dato conocido en
masa de 25g de C6 O12 O6?
b) ¿Halla las moles de CO2 y gramos en masa correspondiente?
c) ¿Cuantos gramos de oxigeno molécular O2 debo respirar para que reaccionen con los 25 g
de glucosa?
d) A partir de los 0,1389 moles de glucosa, cuánta agua se produce en moles y en gramos?
4. Para la combustión de 10ml de etanol impuro a un % de pureza del 75%, partimos de la relación
75 ml de etanol con una densidad de 0,81g/ml. Partiendo del dato conocido tenemos:
100 ml de etanol
10 ml de etanol impuro x 75 ml de etanol. = 7,5 ml de etanol
100 ml de etanol
Los mililitros los debemos pasar a gramos y para ello, contamos con el valor de la densidad. Recordemos
que la densidad es la relación entre la masa y el volumen.
7,5 ml de etanol impuro 0,81 g de etanol. = 6,075 g de etanol
1 ml de etanol
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Es buena estrategía utilizar una tabla con base a los reaccivos y producto para los cálculos de moles
estequiómetricas, experimentales y la masa. Así puedes relacionar mejor cada resultado obtenido.
CH3- CH2-OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O + E
n Estequiómetricas 1 3 2 3
masa
6,075g
n Experimentales
a. ¿Cuántas moles de etanol reacionaron a partir de la masa de etanol ?
b. ¿Cuántas moles de dióxido de carbono reaccionaron ?
c. ¿Cuántas moles de agua se producen, expresarlas también en gramos.?
d. ¿Cuántas moles de oxigeno reaccionaron para producir los 7,13 g de agua?
e. ¿Cuántos g de oxigeno se consumen?
f. Comprueba la ley de la conservación de la masa en el ejercicio de la reacción anterior?
E ACTIVIDADES DE COMPLEMENTACIÓN
Consulta sobre gases, especialmente a la ley de Boyle, Charles, ecuación de estado, condiciones
ideales de un gas
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CHACHOS…. MIS QUÍMICO CORAZONES…..APROVECHEN EL
TIEMPO
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