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2. ESTEQUIOMETRÍA
II
QUÍMICA
SEMANA 27

3. OBJETIVOS
Al culminar la siguiente sesión, Ud. Será capaz de:
1. Determinar, la masa o peso equivalente de las especies químicas que
representan a sustancias que intervienen en reacciones químicas.
2. Realizar cálculos estequiométricos aplicando la ley del equivalente
químico en reacciones químicas.

4. INTRODUCCIÓN
En un contexto monetario: se puede comprar un
chocolate con 1 dólar o 4 soles, entonces para tal
fin se cumple:
En un contexto nutricional (proteínas): En la
alimentación 120g de queso tiene el mismo valor
proteico que 6 huevos, entonces:
1 dólar 4 soles
𝐄𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞 𝐚
120g de queso 6 huevos
𝐄𝐪𝐮𝐢𝐯𝐚𝐥𝐞𝐧 𝐚
De manera análoga, en química también existen cantidades equivalentes
en masa , entre las sustancias que participan en una reacción química.
En la vida cotidiana y en las diversas ramas de la ciencia, como en economía , física , química,
nutrición….etc, utilizamos varias cantidades equivalentes como:

5. Importancia del número de equivalentes y la ley de equivalentes en un proceso de
neutralización ácido-base:

6. I. MASA O PESO EQUIVALENTE (PE): En los cálculos estequiométricos hasta ahora vistos, se ha usado la
masa y la mol en las reacciones. Otra forma de expresar la cantidad de sustancia en una reacción será la masa o peso,
equivalente de reacción, que dependerá del tipo de reacción donde intervienen las sustancias.
Analicemos las reacciones químicas. M(g/mol): Ca=40, H=1, O=16.
 Ca + H2 → CaH2
 2H2 + O2 → 2H2O
 2Ca + O2 → 2CaO
40g 2g 42g
80g 32g 112g
20g 8g 28g
20g 1g 21g
4g 32g 36g
1g 8g 9g
CONCEPTO
Es la cantidad de sustancia que comúnmente se combina con un mol de átomos de hidrógeno(1g H) o con media mol de
átomos de oxígeno(8g O).
Respecto a las reacciones químicas, se podrá verificar
que:
20g de
Ca
8g de
𝐎𝟐
1g de
𝐇𝟐
Recuerde: La equivalencia
desarrollada anteriormente se basa
en la ley estequiométrica de
Richter- Wenzel
Para formar 9g de agua se
deben combinar 1g de H2
y 8g de O2

7. 1Al + 3
2
𝐻2 → 1AlH3
27g 3g 30g
1g
Ejercicio: Hallar el peso equivalente del
aluminio. M g
mol
: Al = 27, H2 = 2
Al + H2 → AlH3
Resolución
÷ 3
÷ 3
PE(H2) = 1
PE
∴ PE Al =
27
3
= 𝟗
𝒈
𝒆𝒒
Regla Práctica: para una sustancia “X”
PE X =
M
θ  θ = Parámetro de combinación de “X” (
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
 M : Masa molar de “X” (
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
II. CÁLCULO DEL PESO EQUIVALENTE
Depende del tipo de
sustancia o función
química: ácidos,
hidróxidos, sales, etc.
Es igual a la cantidad
de electrones
trasferidos por unidad
fórmula.
𝛉
En reacciones no Redox. En reacciones Redox.

8. 2.1 En reacciones no Redox
2.1.1 Ácidos:
Ejemplos:
Ácido 𝐌 𝛉 PE(
𝒈
𝒆𝒒
)
HCl 36,5
H3PO4 98 3
1 36,5
32,7
 H2CO3 + KOH → KHCO3 + H2O
 H3PO4 + NaOH → Na2HPO4 + H2O
Disocia un H+
Disocia dos H+
Pero cuando el ácido libera parte de los iones H+
θ = 1
θ = 2
∴ PE H2CO3 =
62
1
= 62 𝑔
𝑒𝑞
∴ PE H3PO4 =
98
2
= 49 𝑔
𝑒𝑞
Para ácidos carboxílicos (R - COOH):
θ = Cantidad de H+del - COOH
 CH3 − COOH
θ = cantidad de H+ (protón) ionizados o liberados.
Ejemplo:
θ = 1
∴ PE CH3COOH =
60
1
= 60 𝑔
𝑒𝑞
H+

9. 2.1.2 Hidróxidos:
Ejemplos:
Hidróxido 𝐌 𝛉 PE(
𝒈
𝒆𝒒
)
NaOH 40
Al(OH)3 78 3
1 40
26
 Al(OH)3 +HNO3 → AlOH(NO3)2 + H2O
Disocia dos OH−
Para una ionización parcial del hidróxido
θ = 2
∴ PE Al(OH)3 =
78
2
= 39 𝑔
𝑒𝑞
θ = cantidad de OH− ionizados o liberados.
2.1.3 Sales y Óxidos: obtenidos por reacciones no redox,
las sales por neutralización y óxidos por descomposición
de hidróxidos.
Óxido o Sal 𝐌 𝛉 PE(
𝒈
𝒆𝒒
)
Fe2O3
160
Ni(NO3)3
245
6 26,67
θ = Carga neta o total del catión.
Ejemplos:
3+
3+
Al2O3
3+ 2-
∴ PE Al2O3 =
102
6
= 17 𝑔
𝑒𝑞
θ = 6
3 81,67

10. 2.1.4 Para iones
Ion 𝐌 𝛉 PE(
𝒈
𝒆𝒒
)
Zn2+ 65
SO4
2−
96 2
2 32,5
48
θ = |Carga del ion|
Ejemplos:
PE(PO4
3−
) =
95
3
= 31,67 𝑔
𝑒𝑞
Observación:
En compuestos iónicos el peso
equivalente es igual a la suma de
pesos equivalentes de sus iones.
Ejemplo:
 CuSO4 → PE( Cu
2+
SO
2−
4) = PE(Cu
2+
) + PE(SO
2−
4
)
PE CuSO4 =
63,5
2
+
96
2
= 79,75 𝑔
𝑒𝑞
 ¿Cuánto vale el peso equivalente del agua en la
siguiente reacción(no redox)?
FeO + H2O → Fe(OH)2
𝑀: 72 18 90
ϴ : 2 2 2
PE: 36 9 45
Ejercicio:
PE(H2O)= 9

11. 2.2 En reacciones Redox
θ = Cantidad de electrones transferidos por unidad fórmula
NH3 + O2 → H2O + N2
Ejemplo:
Resolución:
NH3 + O2 → H2O + N2
-3 +1 0 +1 -2 0
Oxidación
Reducción
 Para el NH3: 1𝑁3− −3𝑒− → 1
2
𝑁2
0
𝜃 = 3
𝑃𝐸 𝑁𝐻3 =
17
3
= 5,67 𝑔
𝑒𝑞
 Para el O2: 1𝑂2
0
+4𝑒− → 2𝑂2−
𝜃 = 4
𝑃𝐸 𝑂2 =
32
4
= 8 𝑔
𝑒𝑞
 Para el H2O: 1
2
𝑂2
0
+2𝑒− → 1𝑂2−
𝑃𝐸 𝐻2𝑂 =
18
2
= 9 𝑔
𝑒𝑞
𝜃 = 2
 Para el NH3: 2𝑁3− −6𝑒− → 1𝑁2
0
𝜃 = 6
𝑃𝐸 𝑁2 =
28
6
= 4,67 𝑔
𝑒𝑞
Se cumplirá la ley de conservación de la masa a
nivel de masas equivalentes.
NH3 + O2 → H2O + N2
PE: 5,67 8 9 4,67
13,67 13,67

12. ∴ PE KMnO4 =
158
5
= 𝟑𝟏, 𝟐g/eq
Ejercicio: Determine el peso equivalente del
hierro, oxígeno y óxido ferroso, según:
𝐹𝑒 𝑠 + 𝑂2 𝑔 → 𝐹𝑒 𝑂(𝑠)
0 +2
0 -2
𝑀: 56 32 72
ϴ : 2 4 2
PE: 28 8 36
Ejercicio: El permanganato de potasio KMnO4 es un
buen agente oxidante, tanto en medio ácido como
en medio básico, siendo más severo en medio ácido.
Si en medio ácido se reduce a Mn2+ y en medio
básico a MnO2. Halle los valores de peso equivalente
del KMnO4.
Masa molar(g/mol): K=39, Mn= 55, O=16
 En medio ácido: K Mn O4 → Mn2+
+1 +7 -2
ϴ=5
 En medio básico:
+1 +7 -2
ϴ=3
K Mn O4 → MnO2
+4 -2
∴ PE KMnO4 =
158
3
= 𝟓𝟐, 𝟔𝟕g/eq
Observación:
Del último ejercicio se puede concluir que
una sustancia puede tener dos o más
valores de peso equivalente, dependerá de
como interviene de la reacción química.

13. En química orgánica hay muchas reacciones de oxidación
y reducción. Por ejemplo las funciones oxigenadas como
el alcohol, aldehído, cetona y ácidos carboxílicos están
muy relacionados con este tipo de reacción.
Ejercicio: Halle el peso equivalente del etanol CH3CH2OH
cuando se oxida controladamente a etanal CH3CHO, en
medio ácido.
Datos: masa molar(g/mol): C= 12, O=16, H=1
Resolución: CH3CH2OH = C2H6O (𝑀= 46 𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
CH3CHO = C2H4O
La reacción será: 1C2 H6 O → 1 C2 H4 O
-2 +1 -2 -1 +1 -2
-4 -2
ϴ= 2
𝑃𝐸(CH3CH2OH) =
𝑀
𝜃
=
46
2
= 23
𝒈
𝒆𝒒
Ejercicio: Halle el peso equivalente del etanol
CH3CH2OH cuando se oxida drásticamente a ácido
acético CH3COOH, en medio ácido.
Resolución: CH3CH2OH = C2H6O (𝑀= 46 𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
CH3COOH = C2H4O2
La reacción será: C2 H6 O → C2 H4 O2
-2 +1 -2 0 +1 -2
-4 0
ϴ= 4
𝑃𝐸(CH3CH2OH) =
𝑀
𝜃
=
46
4
= 11,5
𝒈
𝒆𝒒

14. En el campo de la electroquímica el agua
puede sufrir oxidación o reducción en torno a
los electrodos conectados a una fuente de
corriente eléctrica.
Ejercicio: cuando se oxida en el ánodo libera oxígeno,
halle el peso equivalente del agua según:
1H2O - 2𝑒 → ½ O2 + 2 H+
ϴ=2
𝑃𝐸(H2O) =
𝑀
𝜃
=
18
2
= 9
𝒈
𝒆𝒒
Ejercicio: cuando se reduce en el cátodo libera
hidrógeno, halle el peso equivalente del agua según:
1H2O + 1𝑒 → ½ H2 + OH-
ϴ=1
𝑃𝐸(H2O) =
𝑀
𝜃
=
18
1
= 18
𝒈
𝒆𝒒
III. EQUIVALENTE GRAMO(eq-g)
Un equivalente gramo de una sustancia equivale a
su masa o peso equivalente expresado en gramos.
Ejemplos:
 1 eq-g de oxígeno <> 8g
 1 eq-g de hidrógeno <> 1g
1 eq-g <> PE g
Ejercicio: halle el número de equivalentes que hay en 640
gramos de oxígeno, en un proceso de oxidación.
# eq-g = 640gO2
1 eq−g O2
8gO2
= 𝟖𝟎 𝒆𝒒 − 𝒈 𝑶𝟐

15. NÚMERO DE EQUIVALENTE GRAMO(#eq-g)
Para una masa de sustancia “X” y a partir de la
siguiente equivalencia se deducirá el #eq-g:
1eq − g X
Equivale a
PE X g
#eq − g X m
Resulta:
#eq − g X =
m
PE x
(g)
(
𝑔
𝑒𝑞 − 𝑔
)
Ejemplo: Se tiene una muestra de 320 g de ácido
sulfúrico al 98% en masa. Calcule el número de
equivalentes del ácido, si este participa en una
neutralización y es diprótico. M(H2SO4 = 98g/mol).
#eq − g =
m
M
θ
= n. θ
#eq − g = n. θ
Relación importante:
n: número de moles
#eq − g X =
m
PE x
=
0,98(320)
98/2
= 6,4eq − g
Resolución:
¡OJO!

16. IV. LEY DEL EQUIVALENTE QUÍMICO
Esta ley establece que los reactantes y productos, al reaccionar completamente, participan con igual número de
equivalentes gramo. Esta ley ayudará a resolver problemas estequiométricos, aún sin conocer toda la ecuación.
Analicemos la siguiente reacción:
2Ca + O2 → 2CaO
80g 32g 112g
20 8 28
masa (m)
PE
4 4 4
#Eq − g
#eq − g Ca = #eq − g O2 = #eq − g CaO = 4𝑒𝑞 − 𝑔
Observamos que:
De manera general para toda reacción:
𝐀 + 𝐁 → 𝐂 + 𝐃
eq − g(A) = eq − g(B) = eq − g(C) = eq − g(D)
También:
m(A)
PE(A)
=
m(B)
PE(B)
=
m(C)
PE(C)
=
m(D)
PE(D)
nA.ϴA = nB.ϴB = nC.ϴC = nD.ϴD

17. Ex. Admisión UNI 2014 - I
RESOLUCIÓN:
Aplicando la ley del equivalente químico:
 mO =
26,6
100
5g = 1,33g
 mCo = 5𝑔 − 1,33𝑔 = 3,67g
como: Eq − g(CoxOy) =#eq-g(O2)
Co + O2 → CoxOy
eq − g(Co) = eq − g(O2) = eq − g(CoxOy)
Eq − g CoxOy = 0,16625 eq − g
llevando a meq ∶ Eq − g CoxOy = 0,16625 eq − g
1000𝑚𝑒𝑞 − 𝑔
1𝑒𝑞 − 𝑔
∴ meq − g CoxOy = 166,25meq − g.
Respuesta: 166,25 Clave: B
Eq − g CoxOy =
𝑚𝑂2
𝑃𝐸𝑂2
=
1,33
8

18. Ejercicio: Se desea saber la pureza de zinc de una
muestra cuya masa es 16,25 g , esta muestra se
hace reaccionar con suficiente cantidad de agua
regia(mezcla de HCl y HNO3) . Si se han producido
sales del catión divalente de zinc y 4,48 L de gas
hidrógeno en condiciones normales, calcule el
porcentaje de pureza de zinc en la muestra.
Considere que los otros componentes de la muestra
no reaccionan con el ácido.
Masa molar (g/mol): Zn=65
Resolución:
Según el enunciado el metal zinc será atacado por
una mezcla de ácidos, hasta obtener sales de Zn2+
y gas hidrógeno en CN. Como no se conoce la
ecuación química, se resolverá Con la ley de
equivalentes:
mH2(obtenido)= 4,48𝐿. 2𝑔
22,4𝐿
= 0,4g
Zn(s) + ácidos → sales de Zn2+ + H2(g)
#eq-g(Zn) = #eq-g (H2)
𝑚𝑍𝑛
𝑃𝐸(𝑍𝑛)
=
𝑚𝐻2
𝑃𝐸(𝐻2)
𝑚𝑍𝑛
(
65
2
)
=
0,4
1
mZn= 13g
Hallando el % pureza: %P=
𝑚𝑍𝑛
𝑚 𝑚𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎
x 100
%P=
13
16,25
x100 = 80%

19. Ejercicio:
Se tiene una muestra de jugo gástrico estomacal, el cual contiene HCl ; esta muestra, que causa acidez, se neutralizará
completamente con 5mL de un antiácido conocido como mylanta, el cual contiene 435mg de hidróxido de magnesio y
390mg de hidróxido de aluminio. Determine la masa, en gramos, de HCl que contiene la muestra que causa la acidez
estomacal, sabiendo que la reacción de neutralización no es redox.
Datos de masa molar ( 𝑔
𝑚𝑜𝑙
): Mg(OH)2 = 58 ; Al(OH)3 = 78
Resolución: el antiácido es una muestra básica (mezcla de hidróxidos) que neutralizará al HCl.
0,435 g Mg(OH)2
0,390 g Al(OH)3
En la neutralización completa se cumplirá:
# 𝑒𝑞 − 𝑔 𝐻𝐶𝑙 = #𝑒𝑞 − 𝑔 𝑀𝑔 𝑂𝐻 2 + #𝑒𝑞 − 𝑔(𝐴𝑙(𝑂𝐻)3)
𝑚𝐻𝐶𝑙
𝑃𝐸𝐻𝐶𝑙
=
𝑚𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
𝑃𝐸𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
+
𝑚𝐴𝑙(𝑂𝐻)3
𝑃𝐸𝐴𝑙(𝑂𝐻)3
𝑚𝐻𝐶𝑙
36,5
1
=
0,435
58
2
+
0,390
78
3
𝑚𝐻𝐶𝑙 = 𝟏, 𝟎𝟗𝟓𝒈

20.  Brown T. L., H. Eugene L., Bursten B.E., Murphy C.J., Woodward P.M. (2014). Química, la
ciencia central. México. Pearson Educación.
 Asociación Fondo de Investigación y Editores, Cristóbal A.Y (2016). La Guía Científica.
Formulario de Matemáticas y Ciencias. Primera edición. Química . Lumbreras editores.
 Series de Compendios SCHAUM(1982)- Teoría y problemas de Fundamentos de Química
General – pp 180 a 192- Mc Graw Hill.
 P. Ander y A. Sonnessa (1983). Principios de Química- Introducción a los conceptos
Teóricos - pp 78 a 80 – Editorial LIMUSA.
Bibliografía

21. 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