Este documento trata sobre transformaciones químicas y estequiometría. Explica conceptos como reacciones químicas, ecuaciones químicas y leyes ponderales como la conservación de la masa y las proporciones constantes. También define la estequiometría como el estudio de las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas y explica cómo se pueden realizar cálculos estequiométricos utilizando las relaciones establecidas en las ecuaciones químicas balanceadas.

1. TRANSFORMACIONES
QUÍMICAS
Y
ESTEQUIOMETRÍA
Prof. Estela Alem

2. REACCIONES
 Reacción química, cambio químico o fenómeno químico: proceso termodinámico por el cual una o
más sustancias (reactivos o reactantes), se transforman en otras sustancias (productos).
 Las reacciones pueden darse en forma natural o inducida. Un ejemplo de cambio químico natural es
la reacción del hierro con el oxígeno del aire para formar óxido de hierro (sobre todo óxido férrico).
 A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Para el ejemplo:
4 Fe + 3 02
2 Fe203
 Si bien los productos obtenidos dependen de las condiciones de reacción, en cualquier reacción
química se conservan: el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
Por eso balanceamos (igualamos las ecuaciones)

3. ESTEQUIOMETRÍA
 Término que proviene del griego στοιχέιον
(stequíon: elemento; metron: medida).
 En 1792 Jeremías Richter incorporó la palabra para
identificar la ciencia que estudia relaciones de masa en las reacciones.
 Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas de las
sustancias en sus reacciones (reactivos y productos).
 Las relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, pero
históricamente se enunciaron sin referir a la composición de la materia
según leyes y principios.

4. LEYES PONDERALES
• Su objetivo es el estudio de las masas de las sustancias en una reacción
química. También se conocen como leyes estequiométricas:
• - Ley de conservación de la masa (Lavoisier)
• - Ley de las proporciones constantes (Proust)
• - Ley de las proporciones múltiples (Dalton, Gay Lussac))
• - Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter-Wenzel)

5. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
 Fue planteada por el químico francés Antoine Lavoiser (1743 – 1794)
considerado el padre de la química moderna.
 Nos indica que en todo sistema cerrado, la masa total es igual antes y
después de la reacción (dentro de los límites del error experimental).
 Ejemplo: síntesis del agua
 Se cumple:
masas (react.)
masas produc.

6. LEY DE LAS PROPORCIONES
DEFINIDAS
 Fue enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust (1748 – 1822).
 Establece que en todo proceso químico los reactivos y productos
participan manteniendo sus masas en proporción fija, constante y
definida; cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reaccionar.
Ejemplo: Cu + S
CuS

7. LEY DE LAS PROPORCIONES
MÚLTIPLES
Enunciada por el químico Ingles John Dalton (1766 – 1844).
Establece que si dos sustancias simples reaccionan para
generar dos o más sustancias de una misma función química,
se observará que mientras que la masa de uno de ellos es
constante, la masa del otro varía en relación de números
enteros y sencillos.

8. LEY DE LAS PROPORCIONES
RECÍPROCAS
Enunciada por Wenzel – Richter.
Establece que si las masas de las sustancias A
y B pueden reaccionar separadamente con la
misma masa de una tercera sustancia “C”,
entonces si A y B reaccionan juntos, lo harán
con la misma masa con que reaccionan con
“C” o con masas, múltiplos o submúltiplos, a
la mencionada.
 Reacción (1) 1 H2(g) + Cl2(g)
2g
71g
 Reacción (2) 2 Na(s) + Cl2(g)
46g
2NaCl(s)
71g
 Conclusión 1 H2(g) + 2Na(s)
2g
2HCl(g)
46g
2NaH(s)

9. LEY VOLUMÉTRICA DE GAY LUSSAC
 Enunciada por Joseph Louis Gay – Lussac (1778 – 1850)
 Establece: “Los volúmenes de las sustancias gaseosas que
intervienen en una reacción química, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, están en relación de
números enteros sencillos”.
 EJEMPLO:
Ecuación química
1 N2(g) + 3 H2(g)
Relación molar
1 mol
3 mol
2 mol
1 vol
3 vol
2 vol
5L
15L
10L
Relación volumétrica
20mL
2 NH3(g)
VN 2
VH 2
VNH 3
1
3
2

10. CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las
sustancias en las reacciones químicas balanceadas.
Las relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que
aparecen en las fórmulas y por los coeficientes.
Estos cálculos se utilizan frecuentemente en el análisis químico y
durante la producción de las diversas sustancias químicas en la
industria.

11. REACTIVO LIMITANTE
 En una ecuación balanceada, los coeficientes representan el número de moles de
reactivos y productos. La estequiometria permite conocer la cantidad de sustancia
(expresada en moles) de un producto que se obtienen a partir de un número conocido de
moles de un reactivo, estudiando la ecuación igualada.
 Cuando uno de los reactivos al agotarse determina que la reacción se detenga, se
denomina reactivo limitante.
 Es aquel reactivo que se consume por completo en una reacción química, recibe ese
nombre porque determina o limita la cantidad de producto formado.
 El reactivo limitante depende de la reacción, un mismo reactivo puede ser limitante en una
reacción y excedente en otra.

12. SANDWICHES
 Si deseamos hacer sándwiches de jamón y disponemos de 6 rebanadas de pan y dos
fetas de jamón, ¿cuántos sándwiches podremos hacer?
 Necesitamos dos rebanadas de pan y una feta de jamón para elaborar un sándwich.
Por lo tanto, sólo podré armar dos sándwiches.
 El jamón se agotó, limita la producción de sándwiches: es el reactivo limitante.
 Quedaron sin participar en la “reacción” dos rebanadas de pan: el pan es el reactivo
excedente.

13. EJERCICIO
Dispones de una caja que contiene 93 pernos, 102 tuercas y 150 arandelas.
 ¿Cuántos grupos de un perno, una tuerca y dos arandelas pueden formarse?
 Indica cuál es el “reactivo” limitante y cuáles son los “reactivos” en exceso.

14. OTROS EJEMPLOS
1.- Para la reacción:
¿Cuál es el reactivo limitante si partimos de 5 moles de hidrógeno y 5 moles de oxígeno?
 La ecuación igualada nos indica que necesitamos 2 moles de H2 por cada mol de O2,
 El reactivo O2 se encuentra en exceso: cuando todo el hidrógeno se consuma, quedarán 5
moles de oxígeno sin reaccionar.
 El reactivo limitante es el H2.
2.- Observa el video que aparece en el siguiente link http://youtu.be/LQHKNX-G_cw .
Explica lo que ocurre en la experiencia.

15. ¿CÓMO CALCULAR EL REACTIVO LIMITANTE?
Para determinar cuál de los reactivos es el limitante en una reacción, pueden
utilizarse los siguientes métodos:
 Se supone que un reactivo se consume por completo y se calcula la cantidad del
segundo reactivo que se requiere en la reacción. Si se compara la cantidad
calculada con la disponible, se puede determinar cuál es el reactivo limitante.
 Se calcula la cantidad de producto que podría formarse a partir de cada una de las
cantidades dadas de reactivo, suponiendo que se consume. El reactivo que lleve a
menor masa de producto será el reactivo limitante.

16. EJEMPLO
¿Qué masa de CO2 se producirá al reaccionar 8,0 gramos de CH4 con 48 gramos de O2 en la
combustión del metano?
1 mol
16 g/mol
2 moles
32 g/mol
1 mol
44 g/mol
2 moles
18 g/mol
Para obtener la masa de CO2 que se forma, debemos saber cuál es el reactivo limitante, ya que es a
partir de éste del que haremos los cálculos posteriores.

17. SOLUCIÓN I
Con nuestros datos se calcula el número de moles de cada uno de los reactivos.
La ecuación ajustada indica la relación de los reactivos al reaccionar:
1 mol de CH4
a
2 moles de O2
0,5 mol de CH4
a
1 mol de O2
pero como realmente tenemos:
0,5 mol de CH4
a
1,5 de O2
Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de CH4 con 1 mol de O2, la reacción se detiene por
agotamiento del CH4, y quedarían 0,5 moles de O2 de exceso.

18. SOLUCIÓN II
Calculamos la cantidad de CO2 que se forma a partir de cada uno de los reactivos.
Aunque nos están pidiendo la masa de CO2 que se forma, primero calculamos los moles que se
obtienen a partir de cada reactivo, para saber cuál es el Reactivo Limitante (a partir de éste haremos
los cálculos posteriores). El reactivo que da la menor cantidad de producto es el reactivo limitante
1molCH 4 1molCO 2
8 gCH 4 *
*
16 gCH 4 1molCH 4
1molO 2 1molCO 2
48 gO2 *
*
32 gO2 2molO 2
0.5molCO 2
0.75 molCO 2

19. RESULTADO
A partir de cualquiera de los métodos, obtuvimos que el metano es el reactivo limitante.
El CH4 es el reactivo limitante y sobre éste deben basarse los cálculos:
1molCH 4 1molCO 2 44 gCO2
8 gCH 4 *
*
*
16 gCH 4 1molCH 4 1molCO 2
• 48 g O2 - 32 g O2 = 16 g O2
22 gCO2

20. RENDIMIENTO
Rendimiento real: Es la cantidad obtenida del producto en la práctica, cuando todo el reactivo limitante se ha
consumido. No se obtiene el teórico debido a la presencia de impurezas, fugas, equipos defectuosos, etc.
Rendimiento teórico: Es la cantidad de producto que se formaría si todo el reactivo limitante se consumiera en la
reacción.
Siempre se cumplirá la siguiente desigualdad:
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico
Debido a que:
• es posible que no todos los productos reaccionen
• es posible que haya reacciones secundarias que no lleven al producto deseado
• la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible
Rendimiento porcentual: Mide la eficiencia de la reacción.
Relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico :
%R
Cantidad real
x 100
Cantidad teórica

21. EJEMPLO
Puede obtenerse nitrobenceno, C6H5NO2, por reacción de ácido nítrico, HNO3 en exceso con una cantidad
limitada de benceno, C6H6. La ecuación balanceada de la reacción es:
Una muestra de 15,6 gramos de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2.
¿Cuál es el rendimiento de esta reacción con respecto al C6H5NO2? Calcula en primer lugar el rendimiento
teórico del C6H5NO2 de acuerdo a la estequiometria de la reacción.

22. SOLUCIÓN
15 .6 gC6 H 6 *
1molC 6 H 6 1molC 6 H 5 NO2 123 .1gC6 H 5 NO2
*
*
78 .1gC6 H 6
1molC 6 H 6
1molC 6 H 5 NO2
24 .6 gC6 H 5 NO2
Es decir que si todo el C6H6 se convirtiera en C6H5NO2, se obtendrían 24,6 g de
C6H5NO2 (rendimiento del 100%);.
Pero la reacción produce sólo 18,0 gramos de C6H5NO2

23. PORCENTAJE DE PUREZA
% Pureza
Cantidad de sus tancia pura
x 100
Cantidad de muestra impura

24. REVISIÓN
 Reactivo limitante: Aquel reactivo cuya cantidad determina la cantidad máxima de
producto que puede formarse en la reacción.
 Proporción de reacción: Cantidades relativas de reactivos y productos que
intervienen en una reacción. Puede expresarse en número de moles, masas,
volumen, número de moléculas.
 Rendimiento real: Cantidad de producto puro que se obtiene en una reacción dada.
 Rendimiento teórico: Cantidad máxima de un producto específico que se puede
obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el
reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción
y se recupere totalmente el producto.
 Rendimiento porcentual: Rendimiento real sobre rendimiento teórico por 100.
 Porcentaje de pureza: El porcentaje de un compuesto o elemento específico en una
muestra impura.