En este material hallarás información sobre cálculos químicos, encontrar cantidad de reactivos o productos, reactivo limite y exceso, pureza y porcentaje de rendimiento

1. Institución Educativa Pio XII
Área de Ciencias Naturales: Química Ud. 1
Docente: Paola Viviana Cardona Cerón
Nombre__________________ Grado ___
Competencias para la unidad 1
BÁSICA: Realizo cálculos cuantitativos en
cambios químicos.
LABORAL: Implemento acciones correctivas
para proteger el ambiente.
CIUDADANA: Contribuyo a que los conflictos
entre personas y entre grupos se manejen de
manera pacífica y constructiva mediante la
aplicación de estrategias basadas en el
diálogo y la negociación.
Utilizo las herramientas informáticas para el
desarrollo de proyectos y actividades.
Saberes
-Reacciones químicas y balanceo.
-Cálculos mol-mol.
-Cálculos mol-masa.
-Cálculos masa-masa.
-Reactivo límite y exceso.
-Porcentaje de rendimiento.
-Porcentaje de pureza.
Desempeño 1
Realiza cálculos químicos en ecuaciones
balanceadas para determinar cantidades de
reactivos y/o productos en moles y gramos.
Temática a trabajar: ___________________
____________________________________
________________Fecha_______________
Actividad de Exploración
 Fichas con ecuaciones químicas para
identificación de partes de la ecuación
química, balanceo de la ecuación y clase
de reacción.
La profesora entregará cierto número de
fichas por grupo para que identifiquen
reactivos y productos, después deberán
escribir la ecuación correctamente en el
tablero, revisar su balanceo, hacer su lectura
y clasificar la reacción.
Parte teórica y conceptual
El termino estequiometría proviene del griego
stoicheion, 'elemento' y métrón, 'medida' y se
define como el cálculo de las relaciones
cuantitativas entre reactivos y productos en el
transcurso de una reacción química. En una
reacción química se observa una modificación
de las sustancias presentes: los reactivos se
consumen para dar lugar a los productos.
A escala microscópica, la reacción química es
una modificación de los enlaces entre átomos,
por desplazamientos de electrones: unos
enlaces se rompen y otros se forman, pero los
átomos implicados se conservan.
Los cálculos con reacciones químicas o
cálculos estequiométricos se basan en las
llamadas leyes ponderales, algunos
científicos que propusieron dichas leyes son:
Antoine Lavoisier generalizo sus resultados
a todas las reacciones químicas, enunciando
la llamada ley de la conservación de la
masa: en toda reacción química, la masa total
de las sustancias reaccionantes es igual a la
masa total de los productos de la reacción.
1N2 + 3H2 → 2NH3
En los reactivos En los productos
N: 2 H: 6 N: 2 H: 6
Joseph Proust enuncio la ley de las
proporciones definidas o constantes: las
proporciones en las que se encuentran
distintos elementos que forman un compuesto
son constantes e independientes del proceso
seguido para su formación, como el agua H2O,
siempre contara con 2 átomos de Hidrogeno
H y 1 átomo de Oxigeno O.
John Dalton enuncio la ley de las
proporciones múltiples: cuando dos
elementos se pueden unir en más de una
proporción, las cantidades de un mismo
elemento que se unen con una cantidad fija
del otro elemento para formar en cada caso un
compuesto distinto, se encuentran en una
relación de números enteros sencillos, por
ejemplo, si combinamos 1 átomo de carbono
con 2 de oxigeno obtendremos el CO2 dióxido
de carbono, pero si combinamos 1 átomo de
carbono con 1 de oxigeno obtendremos el CO
monóxido de carbono, son los mismos
elementos (Carbono : Oxígeno) pero
diferentes compuestos.
Gay Lussac enunció la ley de los
volúmenes de combinación: en cualquier
reacción química, los volúmenes de todas las
sustancias gaseosas que intervienen en ella
se encuentran en una relación de números
enteros sencillos, ejemplo: la relación de
volúmenes de nitrógeno, hidrogeno y
amoniaco siempre es de 1:3:2, es decir que

2. por una unidad de volumen de nitrógeno se
combinaran 3 unidades de volumen de
hidrógeno para formar dos unidades de
volumen de amoniaco:
1N2 + 3H2 → 2NH3
Amadeo Avogadro enunció una hipótesis en
1811, consideró a todos los cuerpos formados
por átomos que se pueden unir para formar
moléculas que se diferencian unas de otras
por el número y el tipo de átomos que las
constituyen; también basándose en
experimentos de gases y en los principios
anteriores afirma que: en volúmenes iguales
de gases, medidos a las mismas condiciones
de presión y temperatura, hay el mismo
número de moléculas, independientemente
de la naturaleza del gas considerado. La
hipótesis de Avogadro permite comparar las
masas de átomos y moléculas, así en el siglo
XIX fue posible construir una escala de masas
atómicas y masas moleculares relativas,
sirviendo como referencia el átomo de
carbono-12 al cual se le asigna una masa
atómica de 12,000 unidades de masa atómica
(uma)
1 unidad de masa atómica (uma) = ½ de la
masa del átomo de carbono-12.
La mol es la unidad de cantidad de materia del
Sistema Internacional, de símbolo mol, que
equivale a la masa de tantas unidades
elementales (átomos, moléculas, iones,
electrones, etc.) como átomos hay en 12
gramos de carbono 12.
El número de átomos en una muestra de 12 g
de carbono-12, se llama número de Avogadro
(NA) y tiene un valor de 6.023×1023
. Por lo
tanto, un mol de moléculas, de átomos o
partículas, contiene el número de Avogadro.
Por ejemplo, un mol de CO2 es igual a
6.023×1023
moléculas de CO2, o un mol de Fe
es igual a 6.023×1023
átomos de Fe.
Masa atómica relativa de un elemento
químico es la masa de un átomo de dicho
elemento expresada en unidades de masa
atómica.
Masa molecular relativa de una sustancia
pura es la masa de una molécula de dicha
sustancia, expresada en unidades de masa
atómica.
Corresponde a la masa del compuesto, que se
obtiene al multiplicar el subíndice de cada
elemento por el peso atómico de dicho
elemento, finalmente se realiza la sumatoria
de los resultados obtenidos de la
multiplicación, y el resultado corresponde a la
masa en gramos por cada mol de compuesto.
Ejemplo: Determinar la masa molecular del
fosfato de calcio Ca3(PO4)2
Calculo de la masa molecular del fosfato de
calcio:
Tomado de YouTube Cogollo Jorge
Bibliografía
JIMENEZ, G. Universidad Autónoma del
Estado de Hidalgo. Recuperado de:
http://cvonline.uaeh.edu.mx/Cursos/BV/C030
1/Unidad%20VII/71_lec_Estequiometria.pdf
GUZMAN, N. SANCHEZ, M. Química General
e Inorgánica. Pág. 124-126. Editorial
Santillana. Colombia (1995).
ACTIVIDAD 1
1. Elabore un cuadro de características, mapa
mental o conceptual sobre la temática de
estequiometria y las leyes ponderales, el cual
debe contener:
a- Definición del término estequiometria y/o
fundamento de cada una de las leyes
ponderales que se mencionaron en el texto
anterior
b- Ejemplo de cada ley
c- Breve explicación de la ley que definió o
fundamentó, pero ahora con sus propias
palabras.
Nota: Debe seleccionar una de las tres
posibilidades, cuadro de características, mapa
mental o mapa conceptual y al que elija
realizarle las opciones A, B y C.
2. Determine la masa molecular de: ácido
sulfúrico H2SO4, nitrato de plata AgNO3,
hipoclorito de potasio KClO, bicarbonato de
sodio NaHCO3

3. Temática a trabajar: _____________________________________________________________
____________________________________________________Fecha_____________________
Actividad de Exploración
 Trabajo con fichas que contienen ecuaciones químicas para balanceo de ecuaciones, lectura de
ecuaciones, clase de reacción y cálculos químicos.
La profesora entregará cierto número de fichas por grupo, quienes tendrán que escribir la
ecuación correctamente en el tablero, identificar la clase de reacción, revisar su balanceo, hacer
su lectura y cálculos químicos.
Explicación de cálculos químicos
Revisar el ejemplo y seguir los pasos descritos para resolver los ejercicios propuestos
1. CÁLCULOS DE MOL A MOL
La reacción de la combustión de la gasolina está representada mediante la siguiente ecuación:
C8H8 + O2 → CO2 + H2O + Energía
¿Cuántas mol de gasolina C8H8 se quemarán para producir 120mol de CO2?
1. Balancear la ecuación: C8H8 + 10O2 → 8CO2 + 4H2O + Energía
Reacción Exotérmica
2. Identificar que se tiene y a que se quiere llegar
C8H8 + 10O2 → 8CO2 + 4H2O + Energía
X 120mol
Relación estequiométrica: 1mol de C8H8 = 8 mol de CO2
Tenemos 120 mol de CO2 X 1 mol de C8H8 = 15 mol CO2
8 mol de CO2
3. Revisar que las unidades sean correctas a las solicitadas: solicitan mol de gasolina √
R/Para producir 120 mol de CO2 se requieren 15 mol de gasolina C8H8
Ejercicios:
1. La reacción de los metales con ácido provocan el desprendimiento de hidrogeno gaseoso.
Si 3,85mol de ácido clorhídrico HCl, reaccionan con suficiente zinc Zn, cuantas mol de
hidrógeno H2 se producirán? Identifique la reacción.
Zn(s) + HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g)
2. El sulfato ferroso FeSO4 es un principio activo de ciertas vitaminas que se usan para
prevenir la anemia por la presencia de hierro Fe, la reacción que muestra la producción de
esta sustancia es : Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 Si se cuentan con 45 mol de Fe. ¿Cuánto
sulfato ferroso podrá producirse? Identifique la reacción.
3. NH3(g) → N2(g) + H2(g) En la anterior ecuación se muestra al amoniaco NH3 del cual se
obtiene nitrógeno N2 e hidrogeno H2, si se producen 3,97mol de nitrógeno N2. ¿cuántas
moles de amoniaco se emplearon? Identifique la reacción.
4. SO2(g) + O2(g) → SO3(g) Cuantas moles de oxigeno O2 se requirieron para la reacción de
1,94 mol de dióxido de azufre SO2? Identifique la reacción.
5. PdCl2 + HNO3 → Pd(NO3)2 + HCl De acuerdo a la ecuación anterior sí 8,47 mol de
ácido nítrico HNO3 ¿cuantas mol de nitrato de paladio (II) Pd(NO3)2 se producirán?
Identifique la reacción.

4. 2. CÁLCULOS DE MOL A GRAMOS
La reacción de los metales con ácido provocan el desprendimiento de hidrógeno gaseoso y la
formación de una sal. Si 4,85mol de ácido clorhídrico HCl, reaccionan con suficiente zinc Zn,
¿cuántas mol y gramos de cloruro de zinc ZnCl2 se producirán? Identifique la reacción.
Zn(s) + HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g)
1. Balancear la ecuación: Zn(s) + 2HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g)
Reacción de Sustitución
2. Identificar que se tiene y a que se quiere llegar
Zn(s) + 2HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g)
4,85mol X
Relación estequiométrica: 2 mol de HCl = 1 mol de ZnCl2
Tenemos 4,85 mol de HCl x 1 mol de ZnCl2 = 2,425 mol ZnCl2
2 mol de HCl
3. Revisar que las unidades sean correctas a las solicitadas: solicitan mol y gramos de ZnCl2
mol √ gramos X
Necesitamos convertir las moles a gramos de ZnCl2
Encontramos la Masa Molecular del ZnCl2 y procedemos a realizar la conversión
MM ZnCl2
Zn = 1 x 65,37 = 65,37 +
Cl = 2 x 35,45 = 70,90
136,27 g/mol
R/ A partir de 4,85 mol de HCl se producirán 2,425 mol y 330,45 g de ZnCl2
Ejercicios:
1. El clorato de potasio KClO3, por calentamiento se desintegra en cloruro de potasio KCl y
oxígeno O2, si 4,45mol de clorato de potasio KClO3 se calientan a la temperatura
adecuada, ¿Cuántos gramos de oxígeno puedo obtener? Identifique la reacción.
KClO3 → KCl + O2
2. El sulfato férrico Fe2(SO4)3 es una sal de hierro Fe, donde el hierro trabaja con su máximo
estado de oxidación, la reacción que muestra la producción de esta sustancia es :
Fe + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2 Si se cuentan con 3,97 mol de H2SO4. ¿Cuántos gramos
de sulfato férrico podrá producirse? Identifique la reacción.
3. La siguiente ecuación representa la combustión del propano C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Sí 25 mol de O2 reaccionan con el propano C3H8 ¿cuántos gramos de oxígeno O2 se
necesitaron? Identifique la reacción.
4. N2O5 + H2O → HNO3 Cuantos gramos de óxido nítrico N2O5 se requirieron para la
producción de 1,94 mol de ácido nítrico HNO3? Identifique la reacción.
5. CuCl2 + HNO3 → Cu(NO3)2 + HCl De acuerdo a la ecuación anterior sí 3,67 mol de
ácido nítrico HNO3 ¿Cuántos gramos de nitrato de cobre (II) Cu(NO3)2 se producirán?
Identifique la reacción.
3. CÁLCULOS DE GRAMOS A GRAMOS
El tricloruro de fosforo PCl3 es un compuesto químico importante usado para la elaboración de
sustancias organocloradas, empleados en la fabricación de pesticidas. La ecuación que representa
la reacción es
P4(s) + Cl2(l) → PCl3(s)
2,425 mol ZnCl2 x 136,27 g = 330,45 g ZnCl2
1 mol

5. Si se quieren obtener 600g de tricloruro de fosforo a partir de cloro líquido y fosforo sólido, ¿Cuántos
gramos de fosforo se requieren para obtener los 600g de PCl3?
1. Balancear la ecuación: P4(s) + 6Cl2(l) → 4PCl3(s) Reacción de Composición
2. Identificar que se tiene y a que se quiere llegar
P4(s) + 6Cl2(l) → 4PCl3(s)
X 600g
3. Encontramos la Masa Molecular del PCl3 y procedemos a realizar la conversión de
gramos a mol
MM PCl3
P = 1 x 30,97 = 30,97 +
Cl = 3 x 35,45 =106,35
137,32 g/mol
4. Revisamos la relación estequiométrica: 1 mol de P4 = 4 mol de PCl3
Convertimos las mol de PCl3 a mol de P4
Tenemos 4,37 mol de PCl3 x 1 mol de P4 = 1,09 mol P4
4 mol de PCl3
5. Encontramos la Masa Molecular del P4 y procedemos a realizar la conversión de mol a
gramos
MM P4
P = 4 x 30,97 = 123,88g/mol
6. Revisar que las unidades sean correctas a las solicitadas: solicitan gramos de fósforo sólido
P4
R/ Para formar 600g de tricloruro de fosforo son necesario 135,03 g de fósforo sólido P4
Ejercicios:
1. ¿Cuántos gramos de aluminio (Al) son necesarios para producir 27 g de Al2O3?
Al + O2 → Al2O3
2. Para la ecuación mostrada calcule los gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios
para obtener 250 g de NH3 (amoniaco), el cual es usado para fabricar productos de limpieza.
3. La siguiente ecuación balanceada, muestra la descomposición del clorato de potasio por
efecto del calor. La reacción es: KClO3(s) → KCl(s) + O2(g) ¿Cuántos de KClO3 (clorato de
potasio) son necesarios para producir 25g de O2?
4. La siguiente ecuación balanceada, muestra la combustión del propano
C3H8 + O2 → CO2 + H2O + E
¿Cuántos gramos de C3H8 (propano) reaccionan con 50 g de O2 (oxígeno)
5. Para la producción de tribromuro de fósforo PBr3, se hace reaccionar fosforo sólido y bromo
líquido, como lo muestra la reacción P4 + Br2 → PBr4 ¿Cuanto fósforo P4 se requerirá
para elaborar 500g de tribromuro de fósforo PBr3 líquido?
Bibliografía
Estequiometría.
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/quimicaII/pdf2/I.%20Estequiometr%EDa.pdf
Estequiometría. http://genesis.uag.mx/edmedia/material/quimicaII/estequiom.cfm
600 g PCl3 x 1 mol = 4,37 mol PCl3
137,32 g
1,09 mol P4 x 123,88 g = 135,03 g P4
1 mol

6. Desempeño 2
Realiza cálculos para determinar reactivo límite y reactivo en exceso, porcentaje de rendimiento y
pureza en una ecuación química
Temática a trabajar: _____________________________________________________________
____________________________________________________Fecha_____________________
Actividad de Exploración
 Caso problema.
 Actividad lúdica con fichas: caso en exceso y límite.
 Formulación de conclusiones.
A cada grupo se le entregará un caso problema para que lo analice y trate de darle solución,
posteriormente se les dará unas fichas para que reconozcan el reactivo limite y el reactivo exceso
y al final aporten sus conclusiones.
Parte teórica y conceptual
Reactivo límite: Sustancia que se encuentra en menor cantidad, se acaba de primera por lo tanto
limita la reacción
Reactivo exceso: Reactivo presente en mayor cantidad, sustancia que por estar en exceso sobra.
Rendimiento de una reacción: Indica que tan eficiente es una reacción al llevarla a cabo en el
laboratorio. Se da en porcentaje de rendimiento, se obtiene dividiendo la cantidad real obtenida en
el laboratorio sobre la cantidad teórica multiplicado por 100%
%R = Cantidad producida x 100%
Cantidad teórica
La densidad (D = masa/volumen) sirve para convertir de gramos a mililitros o de mililitros a gramos,
se la usa de forma parecida a la masa molecular MM.
Ej: El ácido clorhídrico es un líquido que tiene una densidad de 1,184g/mL, si se tienen 45mL del
ácido. ¿Cuál será su equivalencia en gramos?
45mL x 1,184g = 53,28g de HCl Los 45mL equivaldrán a 53,28g
1mL
Pureza de un reactivo: Es la verdadera cantidad presente del principio activo del reactivo, lo
demás será vehículo o relleno.
 Si un reactivo dice por ejemplo, 65% de HCl, indica que si se miden 100mL de ácido
clorhídrico solo 65mL son ácido y lo restante no lo es (puede ser agua, otros ácidos u otra
sustancia de vehículo), en los problemas de este tipo se debe multiplicar al principio por la
pureza para trabajar por lo verdaderamente correspondiente al reactivo
Debo medir 100mL HCl del 65% de pureza
100mL x 65% = 65mL Este es el valor con el que hay que trabajar
100%
 Cuando se realiza un ejercicio de pureza partiendo de una cantidad de producto a obtener
la pureza se la tiene en cuenta al contrario, porque hay la necesidad de compensar la
cantidad que le hace falta al reactivo para que sea 100% pura.
Ej: Si se quieren producir 50g de un producto pero el reactivo es del 85% de pureza, y
realizando los cálculos teóricos se obtuvo que deberían medirse 34g del reactivo X,
entonces, como la pureza de ese reactivo es menor del 100%, debe medirse una mayor
cantidad para compensar lo que le hace falta para ser el 100% pura por ello al finalizar el
cálculo se realiza esta operación

7. Cantidad a medirse de reactivo = 34g Entonces deberá medirse en el
y pureza del reactivo = 85% 34gYx100%= 40g laboratorio 40g de X para
compensar la cantidad que en
ese reactivo es relleno o vehículo
Explicación de cálculos químicos
Revisar los siguientes ejemplos y seguir los pasos descritos para resolver los ejercicios propuestos
1. CÁLCULOS CON REACTIVO LÍMITE Y EXCESO
N2O5 + H2O → HNO3
Identifique el reactivo limite y reactivo exceso en la reacción de 2,25 mol de óxido nítrico N2O5 con
3,12 mol de agua H2O
4. Balancear la ecuación: N2O5 + H2O → 2HNO3 Reacción de Composición
5. Identificar que se tiene para determinar el reactivo limite
N2O5 + H2O → 2HNO3
2,25mol 3,12mol Mol que se tienen
Relación estequiométrica: 1 mol de N2O5 = 1 mol de H2O
Necesitamos 2,25 mol de N2O5 X 1 mol de H2O = 2,25 mol H2O
1 mol de N2O5 Mol que se necesitan
3,12 mol de H2O X 1 mol de N2O5= 3,12 mol N2O5
1 mol de H2O
Compuesto Mol que tengo Mol que necesito Comparación Reactivo
N2O5 2,25 3,12 Tengo menos de lo
que necesito
Limite
H2O 3,12 2,25 Tengo más de lo
que necesito
Exceso
6. Revisar que se dé respuesta a la pregunta
 Se tienen 2,25 mol de N2O5 y se necesitan 3,12 mol N2O5 como se tiene menos de
lo que se necesita decimos que este es el reactivo limite N2O5
 Se tienen 3,12 mol de H2O y se necesitan 2,25 mol H2O como se tiene más de lo
que se necesita decimos que este es el reactivo exceso H2O
R. El reactivo límite es el N2O5 y el reactivo exceso es H2O
Nota: Para realizar el cálculo de cuanto producto se obtiene siempre deberá tomarse como
referencia o punto de partida el reactivo límite.
Ejercicios:
1. Fe + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2 Si se cuentan con 4,75 mol de hierro Fe y 3,97 mol de
ácido sulfúrico H2SO4. ¿Cuál es el reactivo límite y reactivo exceso y cuanto Fe2(SO4)3 se
puede obtener? Identifique la reacción.
2. La siguiente ecuación representa la combustión del propano C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Sí 25 mol de O2 reaccionan con 4 mol de propano C3H8 ¿cuál es el reactivo límite y
exceso? Identifique la reacción.
3. CuCl2 + HNO3 → Cu(NO3)2 + HCl De acuerdo a la ecuación anterior sí 3,67 mol
de ácido nítrico HNO3 reaccionan con 2,17 mol de HNO3 ¿Cuál es el reactivo limite y
cuantos gramos faltan y cuantos sobran? Identifique la reacción.

8. 4. SO2(g) + O2(g) → SO3(g) Si 4,29 mol de dióxido de azufre SO2 reaccionan con 3,28 mol
de oxigeno O2 ¿Cuántas moles de reactivo exceso sobraran en la reacción y cuánto SO3
se produce? Identifique la reacción.
5. Si 3,85 mol de ácido clorhídrico HCl, reaccionan con 1,56 mol de zinc Zn ¿Cuántas moles
de reactivo limite faltan y cuanto reactivo exceso sobra? Identifique la reacción.
Zn(s) + HCl(ac) → ZnCl2(ac) + H2(g)
2. CÁLCULOS CON PUREZA DE REACTIVOS
La reacción de combustión del gas metano está representada mediante la siguiente ecuación:
CH4 + O2 → CO2 + H2O + Energía
¿Cuántas moles de CO2 se obtendrán a partir de 30g de metano CH4 del 85% de pureza?
1. Balancear la ecuación: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + Energía Reacción Exotérmica
2. Identificar que se tiene y a que se quiere llegar
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + Energía
30g X
Relación estequiométrica: 1mol de CH4 = 1mol de CO2
3. Identificamos cuanto CH4 tenemos realmente
30g CH4 x 85% = 25,5 g CH4 Cantidad real de metano
100%
7. Calcular masas moleculares que vamos a utilizar, aplicar la relación estequiométrica y hallar la
cantidad de sustancia por la cual preguntan
Partimos de la cantidad real de metano que tenemos y usamos la relación estequiométrica
Convertimos de gramos de metano a mol de metano con ayuda de la masa molecular
25,5 g CH4 x 1mol CH4 = 1,6mol CH4
16g
Con ayuda de la relación estequiométrica hallamos las moles de CO2 que convertimos a gramos
R. E. 1mol de CH4 = 1mol de CO2
1,6mol CH4 x 1mol CO2 = 1,6 mol CO2
1mol CH4
1,6 mol CO2 x 44 g = 70,4g CO2
1mol
5. Revisar que las unidades sean correctas a las solicitadas: solicitan cantidad de dióxido de
carbono
Rta/ A partir de 30g de metano del 85% (25,5g) se obtendrán 70,4g de CO2
Si en la reacción en el laboratorio se produjeron 69,9g de CO2, ¿Cuál es el rendimiento de la
reacción?
% Rendimiento = Cantidad producida x 100% %R = 69,9g x 100% = 99,29%
Cantidad teórica 70,4g
Rta/ La reacción tuvo un rendimiento del 99,29%
Masa Molecular de CH4
C = 1 x 12 = 12 +
H = 4 x 1 = 4
16g/mol
Masa Molecular de CO2
C = 1 x 12 = 12 +
O = 2 x 16 = 32
44g/mol

9. Ejercicios
1. El sulfato ferroso FeSO4 es un principio activo de ciertas vitaminas que se usan para prevenir
la anemia por la presencia de hierro Fe, la reacción que muestra la producción de esta
sustancia es :
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 Si se cuentan con 45g de Fe del 80% de pureza. ¿Cuánto sulfato
ferroso podrá producirse? Si en laboratorio se obtuvieron 90,05g de FeSO4 ¿Cuál es el rendimiento
de la reacción?
2. SO2(g) + O2(g) → SO3(g) ¿Cuántas moles y gramos de trióxido de azufre se producirán a
partir de 30,5g de SO2 del 74% de pureza? Si se obtuvieron 19,3g en laboratorio ¿Cuál es
el rendimiento de la reacción?
3. NH3 → N2 + H2 ¿Cuántas moles y gramos de Nitrógeno se producirán a partir de 51g de
amoniaco del 65% de pureza? Si se obtuvieron 21,3g en laboratorio ¿Cuál es el rendimiento
de la reacción?
4. En la reacción química donde el cobre sustituye al hidrògeno presente en el ácido nítrico
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
En laboratorio se producen 1,83g de nitrato de cobre, cuando se hacen reaccionar 5g de
ácido nítrico del 63% de pureza con la cantidad necesaria de cobre. ¿Cuál es el rendimiento
de la reacción? Determina la cantidad de nitrato de cobre que se obtiene.
5. Para obtener amoniaco (NH3) utilizado ampliamente como fertilizante, se deben colocar en
un tanque cerrado nitruro de aluminio y agua
ALN + H2O → NH3 + AL(OH)3
Si se colocaron 100 de nitruro de aluminio (ALN) cuya pureza es del 75%. ¿Qué masa de
amoniaco se producirán? Si el rendimiento de la reacción es del 67% ¿Qué cantidad de
amoniaco se obtuvo en el laboratorio?
Bibliografía
Estequiometria. Recuperado de: http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html
Transformaciones Químicas. Recuperado de:
http://futuroformacion.com/descargas/estequiometria_coleccion_1.pdf
Química General. Serie de problemas. Recuperado de:
http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/estequimetria_115.pdf
Estequiometria. Recuperado de:
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/quimicaII/pdf2/I.%20Estequiometr%EDa.pdf
Notas (participación, exámenes, quices, errores en la guía y aspectos a mejorar, otras
observaciones) __________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
Puedes encontrar el material en la página
- Rinconaturalpavicace.blogspot.com