Seminario 3-Estequiometría

de 10 Profesora Magalis V. Clarke

Seminario Nº 3 – Estequiometría
Bases de la Estequiometria
La Estequiometria que es la medición de las cantidades de reactivos y productos
en una reacción química, tiene sus bases en 4 leyes conocidas como leyes
pondérales, y son:
Ley de la conservación de la masa: Propuesta por Antoine Laurent Lavoisier;
establece que la masa no se crea ni se destruye en una reacción química, con el
advenimiento de la teoría atómica, se ha dado una variante a esta ley, los átomos
ni se crean ni se destruyen en una reacción química.
Ejemplo:
8 HNO3 (ac) + 3 Cu (s) 3 Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)
8 (63 g)
504 g
3 (63.5 g)
190.5 g
3 (187.5 g)
562.5 g
2 (30 g)
60 g
4 (18 g)
72 g
=
=
+
+
+ +
+ +
694.5g = 694.5 g
Ley de las proporciones definidas: Ley de la proporción constante, propuesta
por Joseph Louis Proust, establece que cuando se combinan dos o más elementos
para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas
constantes.
Por ejemplo, se prepara óxido de aluminio (Al2O3), a partir de distintas masas de
aluminio, que se combinan en tres experiencias como se indica:
Exp. 1 Exp. 2 Exp. 3
Al (g) 36.6 0.28 1.92
O (g) 32.5 0.25 1.71
Compruebe que se cumple la ley de las proporciones definidas
Tenemos que:
Entonces para cada experimento tenemos los siguientes resultados:
Exp. 1 =
.
.
1.126 Exp. 2 =
.
.
1.120 Exp. 3 =
.
.
1.123


Ley de las proporciones múltiples: Propuesta por John Dalton; establece
que si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, mientras
la cantidad en masa de uno de ellos permanece constante la del otro varia en una
proporción de un múltiplo de la menor.
Ejemplo: Demostrar las diferentes relaciones el oxígeno en los óxidos de azufre
SO, SO2, SO3
La masa molar de cada uno de estos elementos es como sigue: azufre 32 g/mol y
oxígeno 16 g/mol.
Entonces para cada óxido las relaciones son las siguientes:
SO = 32 g de S y 16 g de O
SO2 = 32 g de S y 32 g de O
SO3 = 32 g de S y 48 g de O
Observamos en este caso que el azufre se mantiene constante y el oxígeno es el que
varía y vamos a determinar si efectivamente la relación entre las masas del
oxígeno nos da números enteros y sencillos utilizando la división y como
denominador el de menor cantidad:
1er. Caso

2 2do. Caso

3
Como observamos efectivamente los resultados son números enteros y sencillos
por tal motivo se cumple la ley de proporciones múltiples
Ley de las proporciones recíprocas: Propuesta por Richter y modificada por
Wenzel; establece que los pesos de los diferentes elementos que se combinan con
un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos
cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos:
H2 + Cl2 2 HCl
2.016g 71g
2 Na + Cl2 2 NaCl
46 g 71 g
Como el peso del cloro es el mismo en ambas ecuaciones, de acuerdo con la ley de
las proporciones recíprocas, los pesos de hidrógeno y sodio pueden combinarse
entre sí manteniendo las proporciones que tienen en ambas ecuaciones y
producir un nuevo compuesto:
2 Na + H2 2 NaH
46g 2.016g


Reacciones Químicas y Estequiometria
En la descomposición de los alimentos, o en la combustión de la gasolina en los
automóviles, se encuentran presentas las reacciones químicas. Los cambios
químicos que experimenta la materia, ya sea en forma natural o provocada por
causas externas, se pueden presentar mediante ecuaciones químicas.
Toda reacción química debe cumplir con la ley de la conservación de la masa. La
combustión de la gasolina compuesta principalmente por octano (C8H18) es:
2 C8H18 + 25 O2 16 CO2 + 18 H2O
Ejemplo: Dos moléculas de octano (C8H18) reaccionan con 25 moléculas de
oxígeno. Para producir 16 moléculas de bióxido de carbono y 18 moléculas de
agua.
Ejemplo: la combustión del carbón mineral solo se lleva a cabo en presencia de
oxígeno y el producto de la reacción es bióxido de carbono, además del calor que
se produce.
La ecuación que representa este cambio químico es:
C + O2 CO2
En este ejemplo la ecuación está balanceada. La estequiometria de esta ecuación
indica que un átomo de carbono reacciona con una molécula de oxígeno para
producir una molécula de bióxido de carbono.
El Mol
Se define al mol como la cantidad de una sustancia que contiene 6.022 x 1023
unidades elementales así:
 Un mol de átomos de carbono contiene 6.022 x 1023 átomos de carbono.
 Un mol de moléculas de dióxido de carbono contiene 6.022 x 1023 moléculas
de dióxido de carbono.
 Un mol de cualquier sustancia contiene 6.022 x 1023 partículas unitarias
de esa sustancia.
El valor 6.022 x 1023 se conoce como numero de Avogadro y se designa con la
letra N.
6.022 x 1023 = 602, 200, 000, 000, 000, 000, 000,000


La palabra mol nada tiene que ver con moléculas; mol deriva del latín moles, que
significa montón o pila. El mol es la conexión entre el mundo de la macroescala
y la nanoescala, el mol es que siempre contiene el mismo número de partículas:
1 mol = 6.022 x 1023 partículas
Masa molar, volumen molar y masa formula
La masa molar es la masa en gramos de un mol de una sustancia; se representa
con las unidades de gramos sobre mol (g/mol). Para todos los elementos, la masa
molar es la masa en gramos numéricamente igual al peso atómico del elemento
en unidades de masa atómica.
El peso atómico del hierro es 55.847 uma, por lo que su masa molar es 55.847
g/mol y por lo tanto, la masa de un mol de átomo de hierro es 55.847 g.
El volumen molar es el volumen que ocupa un mol de un gas en condiciones TPN.
TPN significa temperatura y presión normales, valores normales una
temperatura de 273 K (grados kelvin) y 1 atm (una atmósfera) de presión.
La masa fórmula es la suma de las masas atómicas expresada en unidades de
masa atómica de los elementos indicados en la formula. En ocasiones se usa el
término masa molecular para indicar que el compuesto existe como molecular,
masa formula cuando el compuesto es iónico.
Ejemplo: Determina la masa molecular y la masa molar del octano (C8H18)
Solución: La fórmula indica que la molécula está compuesta por 8 átomos de
carbono y 18 átomos de hidrogeno, su masa molecular es la suma del peso
atómico de cada elemento multiplicado por el número en que estos se presentan:
Carbono: 8 x 12.0000 uma = 96.0000 uma
Hidrogeno: 18 x 1.008 uma = 18.144 uma
Masa molecular del (C8H18) = 114.144 uma
Masa molar del (C8H18) = 114.144 g/mol
Masa de un mol de (C8H18) = 114.144 g


Conversiones masa-mol-volumen molares
Un factor de conversión es una relación que se deduce de la igualdad entre las
unidades: Se usa de la manera siguiente:

Ejemplo: ¿Cuántos mol y cuántos átomos de hierro hay en una varilla de este
metal que pesa 10 gramos?
Solución: En primer lugar debes conocer la masa molar de las sustancias en
cuestión en este caso el hierro. Recuerda que la masa molar en gramos en
numéricamente igual al peso atómico del elemento en unidades de masa atómica.
En este caso, y con base en la tabla periódica se obtiene:
 El peso atómico del hierro (Fe) es 55.847 uma
 La masa molar del y hierro (Fe) es 55.847 g/mol
 La masa de un mol de Fe es 55.847 g
Partiendo de estos datos puedes convertir la masa de la varilla a moles de la
forma siguiente:
10
1
55.847
0.179

Una vez determinados los moles de Fe, y recordando que un mol tienen 6.022 x 1023
partículas, puedes calcular el número de átomos de Fe:
0.179
6.022 10 á
1
1.078 10 á
Ecuaciones Químicas y Cálculos Estequiométricos
Los cálculos estequiométricos se utilizan de manera rutinaria en el análisis
químico y durante la producción de todas las sustancias químicas que utiliza la
industria o se venden a los consumidores, permiten determinar las cantidades
de las sustancias que participan en las reacciones químicas.


Las relaciones estequiométricas que se obtienen de la ecuación balanceada para
la formación del agua son:
 Para el hidrogeno y oxigeno ( reactivos)
2 mol de H2
1 mol de O2
ó
2 mol de H2
1 mol de O2
Se puede establecer una serie de pasos para calcular la cantidad
estequiométricas de un reactivo o producto en cualquier reacción química, son
importar si los datos o las incógnitas están en gramos, moles o litros.
Pasos para resolver problemas de estequiometria a partir de una ecuación
química:
Paso 1 Escribir la ecuación química balanceada con las formulas o los símbolos
correctos de los reactivos y productos.
Paso 2 Determina las masas molares de las sustancias que intervienen en el
cálculo.
Paso 3 Convertir a moles la cantidad de sustancia conocida A.
Paso 4 Convertir los moles determinados de la sustancia conocida A a moles de
las sustancias desconocidas B. Hacer uso de la relación estequiométrica correcta,
tomada de la ecuación balanceada.
Paso 5 Convertir los moles determinados de la sustancia desconocida B a las
unidades solicitadas.
Composición porcentual y su relación con la formula
mínima y molecular
Los porcentajes calculados se conocen como composición porcentual. El
porcentaje en masa de un elemento presente en un compuesto en partículas
equivale al número de gramos del elemento presente en 100 g del compuesto.


Para calcular el porcentaje en masa de un elemento que forma parte de un
compuesto partiendo de la formula, se requiere:
1. Determinar la masa de un mol de la sustancia (masa molar).
2. Dividir la masa del elemento presente en un mol de la sustancia entre la
masa.
3. Multiplicar el cociente obtenido por 100.
La operación matemática es:
1

100 %
Ejemplo: El geraniol (C10H18O) es una sustancia que le confiere el olor
característico a las rosas. Con base en la formula molecular calcula su
composición porcentual en masa.
Solución:
 Determina la masa molar de geraniol:
Carbono: (10 mol) (12.011 g/mol) = 120.11 g
Hidrogeno: (18 mol) (1.008 g/mol) = 18.144 g
Oxigeno: (1 mol) (15.999 g/mol) = 15.999 g
Masa de 1 mol de C10H18O = 154.253 g
 Divide la masa de cada elemento entre la masa de 1 mol de geraniol y
multiplica por 100.
Porcentaje de C:
120.11
154.253
100 77.9% ó 77.9
Porcentaje de H:
18.144
154.253
100 11.8% ó 11.8

Porcentaje de O:
15.99
154.253
100 10.3% ó 10.3
Si se conoce los porcentajes de los elementos que constituyen una sustancia, se
puede determinar su fórmula.


Los químicos han establecido dos tipos de fórmula: empírica y molecular.
La fórmula empírica proporciona la mínima relación de números enteros de
los átomos de un elemento presentes en un compuesto.
La fórmula molecular proporciona el número real de átomos de cada elemento
presente en una molécula.

La fórmula empírica se obtiene con base en la composición porcentual, la formula
molecular, generalmente, es un múltiplo de números enteros de la formula
empírica.
La fórmula empírica se puede determinar si se conoce el número de gramos de
cada elemento que se combinan para formar un compuesto en particular.
La fórmula molecular se determina a partir de la formula empírica, la
composición porcentual, se necesita conocer la masa molar del compuesto. Al
dividir la masa molar del acetileno entre la masa molar de la formula empírica,
observa que la masa molar de la segunda está contenida dos veces en la masa
molar del acetileno.
Ejemplo: Mediante análisis se determinó que una sustancia presente en el
vinagre contiene 40.0% de carbono, 6.67% de hidrogeno y 53.3% de oxígeno. Tiene
una masa molar de 60.0 g/mol. Determina las formulas empíricas y molecular de
la sustancia.
Solución:
 Convierte a gramos los porcentajes de cada elemento.
Carbono: 40.0% = 40.0g
Hidrogeno: 6.67% = 6.67g
Oxigeno: 53.3% = 53.3 g
 Convierte a moles los gramos de cada elemento.
: 40.0
1
12.011
3.33
ó : 6.67
1
1.008
6.62
í : 53.3
1
15.999
3.33


 Divide los moles calculados de cada elemento entre el valor más pequeño
para determinar el conjunto de números enteros mínimos de la formula
empírica.
:
3.33
3.33
1
ó :
6.62
3.33
1.99 2
í :
3.33
3.33
1

Formula empírica = CH2O
Masa molar de la formula empírica = 30.026 g/mol
 Divide la masa molar de las sustancias entre la masa molar de la formula
Empírica para determinar el número de veces que la masa de la formula
empírica está contenida en la masa molar de la sustancia.

ó í

60.0 /
30.026 /
2
Formula molecular = C2H4O2
Resultado:
Formula empírica = CH2O Formula Molecular = C2H4O2
Reactivo Limitante
Al reactivo que se agota en su totalidad en una reacción química se le llama
reactivo limitante, porque la cantidad de este reactivo limita la cantidad de un
nuevo producto que se puede formar.
Ejemplo: El metanol o alcohol metílico (CH3OH) se produce, a nivel comercial,
mediante la reacción de monóxido de carbono (CO) con hidrógeno H2 gaseoso a
temperatura y presión elevadas. Para 72 kg de CO que reaccionan con 5.50 kg
de H2 determina el reactivo limitante. La ecuación química de la reacción es:
CO + 2H2 CH3OH


Solución:
 Convierte a gramos los kilogramos de cada sustancia:
: 72
1000
1
72 000
: 5.50
1000
1
5500
 Convierte a mol los gramos de cada sustancia:
: 72000
1
28.01
2570.5
: 5500
1
2.016
2728.1
 Calcula los mol del producto, en este caso el metanol, que se obtiene a
partir de los mol de cada uno de los reactivos. Considera las relaciones
estequiométricas de la ecuación:
2570.5
1
1
2570.5
2728.1
1
2
1364.0

Observa que la cantidad de mol de H2, produce menor cantidad CH3OH. En este
caso el H2 es el reactivo limitante.

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