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2. ESTEQUIMETRÍA I
QUÍMICA
SEMANA 26

3. OBJETIVOS
Al culminar la siguiente sesión, Ud. Será capaz de:
1. Explicar las leyes ponderales y volumétrica que rigen en la estequiometria.
2. Identificar al reactivo limitante (RL) y reactivo en exceso (RE), para
realizar cálculos con cantidades involucradas en una reacción química.
3. Calcular el porcentaje de pureza de una muestra y el porcentaje de rendimiento
en una reacción química.

4. INTRODUCCIÓN
Se tiene 6,4kg de carburo de calcio (CaC2)
y agua para producir gas acetileno, según
el esquema experimental.
 ¿Qué masa de agua se requiere?
 ¿Qué volumen de gas acetileno
(C2H2), se obtendrá en condiciones
normales.
Soldadura autógena con
oxiacetileno
Esquema
experimental de la
obtención del gas
acetileno (C2H2)
𝐂𝐚𝐂𝟐(𝐬)
𝐇𝟐𝐎(𝐥)
𝐂𝟐𝐇𝟐(𝐠)
𝐂𝟐𝐇𝟐
Para responder ello se requiere:
- Conocer la ecuación química balanceada
- Usar las masas molares de cada sustancia
- Hacer cálculos aplicando las leyes
estequiométricas
↑

5. Ejemplo :
Es la masa en gramos de una mol de unidades
estructurales (átomos o compuestos).
RECORDEMOS: 1mol <> 6,022x1023unidades estructurales
NA: Número de Avogadro
Mol
Masa Molar (𝐌) Número de moles (𝒏)
• M Ca = PA Ca g mol = 40g/mol
Para elementos: 𝐌 E = PA E g/mol
• M CaC2 = PF CaC2 g mol = 64g/mol
• M 𝐶2𝐻2 = P𝑀 C2H2 g mol = 26g/mol
Para compuestos: 𝐌 X = PF X g/mol
𝐧 =
m
M
=
# de unidades estructurales
NA
¿Cuántas moles hay en 6,4kg de carburo de
calcio (CaC2)?
Resolución
𝒏CaC2
=
𝒎CaC2
MCaC2
=
6400g
64g/mol
∴ nCaC2
= 100 mol CaC2

6. Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas en masa, moles y volumen entre reactantes
y/o productos de una reacción química. Sus cálculos se basan en las leyes estequiométricas.
Leyes Estequiométricas
I. ESTEQUIOMETRÍA
Ley volumétrica
Leyes ponderales
1. Ley de conservación de la masa *
2. Ley de las Proporciones definidas *
3. Ley de proporciones múltiples
4. Ley de Proporciones recíprocas
1. Relaciones sencillas *
Las leyes con (*) son las de uso
frecuente en preguntas de
exámenes de admisión.
1.1. CONCEPTO:

7. 60.0g
60.0g
“La masa de un sistema permanece invariable durante cualquier transformación química
que ocurra dentro de él”, esto es, la masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos),
es igual a la masa total de las sustancias producidas (productos).
A. Lavoisier- Francia
1743 - 1794
1.2. LEYES PONDERALES
Estas leyes relacionan las masas de las sustancias que participan en una reacción química.
1.2.1. Ley de conservación de la masa
Ejemplo:
Luego de 21 días
“La materia no se
crea ni se destruye,
solo se transforma”.

8. Ejemplo: Comprobemos la ley de la conservación
de las masas en la síntesis de Lavoisier.
2H2 + 1O2 → 2H2O
2mol 1mol 2mol
4g 32g 36g
Masa reactantes
36g
Masa producto
36g
M( g
mol
) : H2 = 2; O2 = 32; H2O = 18
Esta ley fundamenta el balance
de la ecuación química.
2x2g 1x32g 2x18g
Ejercicio:
En la combustión completa de una mol de moléculas de un
alqueno CnH2n se cumple que la masa de los productos es 248
gramos. ¿Cuál es la fórmula molecular del hidrocarburo?
Masa molar(g/mol): H=1,C=12, O=16
Resolución:
𝐶𝑛𝐻2𝑛 + 3𝑛
2
𝑂2 → 𝑛𝐶𝑂2 + 𝑛𝐻2𝑂
La ecuación balanceada de la combustión completa será:
Masa(g): 14n 48n 44n 18n
62n 62n
Por ley de conservación de la masa y el dato, se cumple:
248 = 62n
n= 4 ∴ 𝐹𝑀 = 𝐶𝑛𝐻2𝑛 = 𝑪𝟒𝑯𝟖

9. Ejercicio: En una practica de laboratorio se observó que al final de descomponer completamente 24,5g el clorato de
potasio según la reacción:
KClO3(s) → KCl(s) + O2(g)
Quedaron 14,9g de residuo sólido (KCl). Determine la masa del gas oxígeno y su volumen correspondiente en
condiciones normales.
M(O2) = 32
g
mol
O2(g)
KClO3(s)
KCl(s)
𝐂𝐚𝐥𝐨𝐫
24,5g
14,9g
24,5 = 14,9 + mO2
mO2
= 𝟗, 𝟔𝐠
A condiciones normales:
1mol O2
ocupa
22,4L
32g O2 22,4L
9,6g O2 Vx
∴ 𝐕𝐱 = 𝟔, 𝟕𝟐 𝐋
Por la ley de la conservación de las masas: mKClO3
= mKCl + mO2
Resolución:

10. 1.2.2 Ley de las Proporciones definidas
Cuando dos o más elementos se combinan para formar cierto compuesto, lo harán en una
proporción definida en masa o moles, independientemente del proceso químico seguido para
formarlo.
Joseph Proust
1754 - 1826
1CH4 + 2O2 → 1CO2 + 2H2O
1mol C𝐻4 2mol𝑂2 1molC𝑂2 2mol𝐻2𝑂
16g 64g 44g 36g
4g 16g 11g 9g
a) Relación masa - masa
Tenemos:
M( g
mol
) : CH4 = 16, O2 = 32,CO2 = 44, H2O = 18
mCH4
4
=
mO2
16
=
mCO2
11
=
mH2O
9
Ejercicio:
Al combustionar completamente 640g de gas metano CH4,
determine la masa, en gramos, de oxígeno que se requiere
y de dióxido de carbono que se produce.
Resolución:
Como :
mCH4
4
=
mO2
16
640𝑔
4
=
mO2
16
𝑚𝑂2
= 𝟐𝟓𝟔𝟎𝒈
También:
mCH4
4
=
mCO2
11
640𝑔
4
=
mCO2
11
𝑚𝐶𝑂2
= 𝟏𝟕𝟔𝟎𝒈

11. b) Relación moles - moles
1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
1molN2 3molH2 2mol NH3
Tenemos: 𝑛𝑁2
𝟏
=
𝑛𝐻2
𝟑
=
𝑛𝑁𝐻3
𝟐
Ejercicio:
A ciertas condiciones de 205atm y 327°C se hace
reaccionar completamente 120 mol de moléculas
de gas hidrógeno. ¿Cuántas mol de moléculas de
gas amoniaco se obtendrá? ¿Qué volumen, en
litros, ocupará el producto obtenido?
Se sabe:
𝑛𝐻2
3
=
𝑛𝑁𝐻3
2
Reemplazando:
120 𝑚𝑜𝑙
3
=
𝑛𝑁𝐻3
2
𝑛𝑁𝐻3
= 𝟖𝟎𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑
Hallando el volumen obtenido:
𝑉 =
𝑛𝑅𝑇
𝑃
𝑉 =
80𝑥0,082𝑥600
205
= 𝟏𝟗, 𝟐𝑳
T = 327°C = 600K
P= 205 atm

12. Para realizar los cálculos estequiométricos se
requiere la masa (m) del reactivo líquido:
m = DV
𝑚 = 1,592x14,25
m = 22,7g
Para hallar el volumen total , calculamos el número de moles totales
usando la relación masa-moles:
Aplicamos la ecuación ideal de los gases ideales:
→ 1. V = (0,082)(1273)(0,725)
∴ V = 𝟕𝟓, 𝟕𝐋
Resolución:
Ex. Admisión UNI 2017 -II
Clave: C
PV = RT𝑛𝑇
4(227g) 29mol
22,7g nT
nt = 0,725mol

13. 1.2.3 Ley de las Proporciones múltiples (J. Dalton)
J. Daltón- Gran Bretaña(1776-1844)
“Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, una masa
variable de uno de ellos se une a una masa fija del otro, y la primera tiene como relación
números enteros sencillos.”
𝐶(𝑠) + 1
2
𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂(𝑔)
𝐶(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔)
compuesto mC mO
CO 12g 16g
CO2 12g 32g
𝒓 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑂 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝐶𝑂
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑂 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝐶𝑂2
=
16𝑔
32𝑔
=
𝟏
𝟐
Relación de números enteros y sencillos: 𝒓
𝑟 ≠ 1 (𝑠𝑖 𝑟 = 1 𝑠𝑒 𝑡𝑟𝑎𝑡𝑎𝑟í𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑚𝑖𝑠𝑚𝑜
𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜)
Ejercicio:
Una misma masa de cloro, 71g , se combina con oxígeno para formar
dos óxidos, uno con fórmula Cl2Ox y el otro con fórmula Cl2Oy . Si la
masa de oxígeno en la primera es 48g y en el segundo es 80g. ¿Cuál es
la proporción mínimo entero de
𝑥
𝑦
? Masa molar( 𝑔
𝑚𝑜𝑙
): Cl=35,5 ; O=16
Resolución:
Para la formación de los dos óxidos, la masa de cloro es constante
óxido m Cl m O
Cl2Ox 71g 48g
Cl2Oy 71g 80g
= 3(16g)
= 5(16g)
𝒓 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑂 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝐶𝑙2𝑂𝑥
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑂 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝐶𝑙2𝑂𝑦
=
48𝑔
80𝑔
=
3(16)
5 16
=
𝟑
𝟓
𝑥
𝑦
=
𝟑
𝟓

14. 1.2.4 Ley de las Proporciones reciprocas (Richter- Wenzel)
“Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de
un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos
cuando se combinan entre si.”
J. Richter- Alemania
(1762-1807)
35,5gCl2
Cl2
1gH2
H2
8gO2
O2
2H2 + O2 → 2H2O
1g 8g 9g Para formar H2O
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝐻
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑂
=
1
8
Esta ley fundamentará el uso del
equivalente gramo de sustancia
que interviene en una reacción
química. (tema del próximo
capitulo)

15. 1.3. USO DEL REACTIVO LIMITANTE (RL) Y
EXCESO (RE)
A Partir de 16g de H2(g) y 16g de O2(g) ¿Cuántos
gramos de agua como máximo se pueden obtener,
según la reacción?
H2 + O2 → H2O
Analicemos el siguiente ejercicio
2H2 + 1O2 → 2H2O
M(2 g
mol
) M(32 g
mol
) M(18 g
mol
)
16g 16g mmáx.
4g 32g 36g
Cantidad
Estequiométrica
Cantidad
dato
2g 16g 𝟏𝟖𝐠
÷ 2 ÷ 2
Se puede ver que solo se requiere 2g de H2(g) para
reaccionar con los 16g de O2(g). Con ello:
Por Proust:
 Reactivo en exceso es el 𝑯𝟐(𝐠)
 Reactivo limitante es el 𝐎𝟐(𝐠)
Luego se producirá como máximo 18g de H2O y sobrarán
(16g – 2g) 14g de H2(g).
 Reactivo limitante (RL)
 Reactivo en exceso (RE)
Es aquella sustancia que participa en la reacción química
en menor proporción estequiométrica, y al agotarse
limita la formación máxima de productos. Por ello, todo
cálculo estequiométrico se realiza con este reactivo.
Esta sustancia participa en mayor proporción respecto
al reactivo limitante, debido a ello al final del proceso
sobra cierta cantidad de él.

16. Forma práctica para determinar el RL y RE
Factor(Q) =
Cantidad dato del problema
Cantidad estequiométrica
2H2 + 1O2 → 2H2O
M(2 g
mol
) M(32 g
mol
) M(18 g
mol
)
16g 16g mmáx.
4g 32g 36g
Cantidad
Estequiométrica
Cantidad
dato
 Determinamos el factor “Q” para cada reactante.
 Siempre: Q (RL) < Q (RE)
 Se realizan los cálculos estequiométricos con el RL.
QH2
=
16
4
= 4
QO2
=
16
32
= 0,5
QH2
> QO2
(RE) (RL)
2H2 + 1O2 → 2H2O
mH2
16g(RL) mmáx.
4g 32g 36g
Cantidad
Estequiométrica
Cantidad
dato
mH2
= 2g y mmáx. = 18g
14g
H2(exc.)
H2O 18g
Final
H2
O2
16g
16g
Inicio
m𝑡 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑜 = 32𝑔 m𝑡(𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 32𝑔
Para el ejemplo anterior:
Comprobando la ley de conservación de las masas
Resolviendo estequiométricamente:

17. 1.4. LEY VOLUMÉTRICA
Ley de relaciones sencillas (Gay Lussac)
En la combustión completa del propano, (C3H8):
Joseph Gay Lussac
1778 - 1850
1C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)
1mol 5mol 3mol 4mol
1V 5V 3V 4V
5L 25L 15L 20L
Relación de moles
Relación de
volúmenes
“En una ecuación química balanceada la relación de volúmenes es
igual a la relación de moles”.
¡Recuerda!
El volumen parcial es el volumen
que ocuparía un gas, como si
estuviera solo, a ciertas
condiciones de presión y
temperatura.
Ejemplo
Tenemos:
VC3H8
1
=
VO2
5
=
VCO2
3
=
VH2O
4
Cuando se combinan sustancias gaseosas a las mismas condiciones de presión y
temperatura, lo hacen en una proporción definida y sencilla de volúmenes según sus
coeficientes estequiométricos.

18. Ejercicio:
A ciertas condiciones de P y T se combustiona completamente
200 litros de gas propano C3H8 con suficiente oxígeno.
Determine lo siguiente:
 El volumen de aire necesario en metros cúbicos.
 El volumen de CO2 producido en litros.
Dato: 100 volúmenes de aire contiene 20 volúmenes de O2
Resolución:
1C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)
1mol 5mol 3mol 4mol
1V 5V 3V 4V
Relación
de moles
Relación de
volúmenes
VC3H8
1
=
VO2
5
=
VCO2
3
=
VH2O
4
Se cumple
Hallaremos el volumen de oxígeno y del aire:
VC3H8
1
=
VO2
5
200𝐿
1
=
VO2
5
𝑉𝑂2
= 1000𝐿
𝑉𝑎𝑖𝑟𝑒 = 1000𝐿𝑂2
100 𝑎𝑖𝑟𝑒
20 𝑂2
= 5000L aire = 𝟓𝒎𝟑
Hallaremos el volumen de CO2 :
VC3H8
1
=
VCO2
3
200𝐿
1
=
VCO2
3
𝑉𝐶𝑂2
= 𝟔𝟎𝟎𝑳

19. 2. PORCENTAJE DE PUREZA DE UNA MUESTRA (%Pureza)
Ejemplo:
Se tiene 500 g de piedra caliza con 25 g de impurezas. Determine el % de pureza de la muestra.
%Pureza =
475
500
x100% = 𝟗𝟓%
En la naturaleza, las sustancias se encuentran formando mezclas y se denominan muestras. De esa muestra,
sólo una parte, sustancia pura, representa la sustancia de interés para la reacción química. La cual se expresa
en partes por ciento (% Pureza).
%Pureza =
Cantidad pura
Cantidad total de la muestra
x100%
La piedra caliza es un mineral rico en
carbonato de calcio, (CaCO3).
La piedra caliza (muestra)
500g
impurezas 25g
mCaCO3
= 500 − 25 = 475g
Resolución:
500g 100%
475g %Pureza

20. Ex. Admisión UNI 2015 - I
Resolución:
10,50 = 7,64 + mCO2
mCO2
= 2,86g
• Por la ley de la conservación de las masas (Lavoisier):
mt = m′t + mCO2
1CaCO3(s) → 1CaO s + 1CO2(g)
• Por la ley proporciones definidas (Proust):
M(100 g
mol) M(56 g
mol) M(44 g
mol)
100g 44g
mCaCO3
2,86g
mCaCO3
= 6,5g
• Calculamos el porcentaje de pureza del CaCO3 :
%Pureza =
mCaCO3
mt
x100% %Pureza =
6,5
10,5
x100%
∴ %Pureza = 61,9% Clave: C

21. 3. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA (%R)
%R =
RP
RT
x100
Cantidad teórica
2000g
Defecto
200g
Cantidad Real
1800g
2000g 100%
1800g %R
Calculamos el rendimiento del proceso:
%R =
1800g
2000g
x100 ∴ %R = 𝟗𝟎%
Analicemos el proceso de preparara arroz.
%R = 100% → Rendimiento teórico
%R < 100% → Rendimiento práctico
¡Tener en cuenta!
En forma práctica se determina mediante la comparación porcentual del rendimiento real o práctico (RP) y el
rendimiento teórico (RT) obtenido de un producto determinado. Comúnmente el RP es menor que el RT por
presencia de impurezas, error en pesado, reacciones indeseables, etc. El RT se obtiene del cálculo estequiométrico.

22. Ex. Admisión UNI 2019 - I
Resolución:
• Calculamos el volumen de oxígeno teórico con la
reacción química balanceada
• Cálculo del volumen real
VRP =
70
100
(24,69L) = 17,28L
Clave: C
2(122,5g) 3(22,4𝐿)
90g VRT
2mol 3mol
Ocupa a CN
masa
VRT= 24,69L

23. Bibliografía:
 Asociación Fondo de Investigación y Editores, Cristóbal A.Y (2016). La Guía
Científica. Formulario de Matemáticas y Ciencias. Primera edición.
Química . Perú: Lumbreras editores.
 Mondragón C.H , Peña L.Y, Sánchez M., Fernando Arbeláez F., González D..
(2010). Hipertexto química I. Unidad 3. Lenguaje de la química, reacciones y
ecuaciones (p.p 126 - 132). Bogotá, Colombia: Editorial Santillana S.A..
 Chang, R. y Goldsby, K. (2017). Química. Duodécima ed. Relaciones de
masa en las reacciones químicas (pp.95 - 103). México. McGraw Hill
Interamericana Editores
 Asociación Fondo de Investigación y Editores , Chavez A.E, Callupe, E.A (2012).
Estequiometria. Lima, Perú. Lumbreras editores.

24. w w w. a c a d e m i a c e s a r v a l l e j o . e d u . p e