Estequiometria

2. INTRODUCCIÒN
El conocimiento que la química aporta respecto a la estructura y los cambios que
experimenta la materia ha servido para mejorar la calidad de vida de la humanidad.
Los cambios que experimenta la materia, también conocidos como reacción química,
involucran una cantidad de materia (sustancias reaccionantes) que se convierten en otra
determinada de sustancias producidas.
Mediante la Estequiometrìa es posible establecer un análisis cuantitativo de las cantidades
de sustancias consumidas y producidas en las reacciones químicas.
Que es la Estequiometrìa, como realizar cálculos estequiomètricos, que unidades se
emplean en estos cálculos, que importancia tienen éstos en el análisis cuantitativo de
procesos químicos, son algunas de las cuestiones que analizaremos en esta unidad
ESTEQUIOMETRIA
En nuestra vida cotidiana siempre estamos en contacto con cantidades específicas de
materia; por ejemplo, al edificar una casa o edificio necesitamos saber las cantidades de
arena y cemento que se van a ocupar, también, cuando organizamos una fiesta necesitamos
calcular el número de asistentes probables; en el caso de química, interesa determinar qué
cantidad de materia se utiliza en una reacción y la que se obtendrá; por ejemplo, para
producir 1000 watts de energía necesitamos saber cuanto carbón requerimos; otro caso sería
la cantidad de gas que se gasta por hora al quemarse en una estufa, o bien, la proporción de
contaminantes eliminados al utilizar un catalizador en el escape de un auto.
Es importante conocer las cantidades ya que nos dan una idea clara de cuánto hay que
agregar; sin embargo, también es necesario conocer otros parámetros como las
proporciones. Si retomamos el caso de la construcción de un edificio, el cemento y la arena
deben de estar relacionados con la proporción exacta de concreto y no sólo ese parámetro
es importante en la cuantificación, sino también en la secuencia de la preparación.

3. El estudio de las relaciones numéricas relativas a la composición de la materia y sus
transformaciones constituye la Estequiometrìa.
La Química es una ciencia práctica, y este hecho en nada es más evidente que en la
determinación de una fórmula o la predicción de la cantidad de sustancias consumidas y
producidas en una reacción.
La palabra Estequiometrìa fue propuesta en 1792 por el químico alemán Jeremìas B.
Ritcher, deriva de los vocablos griegos:
Stoicheion = Parte o Elemento
Metron = Medida
De aquí tenemos que:
Estequiometrìa.- Es la rama de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre
elementos y compuestos en una reacción química.
En otras palabras, la estequiometrìa, estudia las relaciones entre reactivos y productos en
una reacción química.
A + B C + D
Si sabe que hay en una fórmula o reacción, la estequiometrìa le dice cuanto.

5. MASA ATÒMICA – MOLECULAR - MOLAR
Masa Atómica de un Elemento.- Es el promedio de las masas de los isótopos naturales de
acuerdo con sus abundancias.
Masa Isotópica.- Masa del isótopo de un elemento.
Masa Molecular o Masa Fórmula.- Es la suma de las masas atómicas de los elementos que
constituyen una molécula. Se determina a partir del número de átomos y de la masa atómica
de cada elemento indicado en la fórmula. El término masa molecular indica que el
compuesto existe como molécula, o bien, masa fórmula cuando el compuesto es iónico;
aunque el cálculo de una o de otra es igual.
Masa Molar.- Para un elemento, es la masa atómica expresada en gramos, mientras que para
un compuesto, representa la masa molecular o masa fórmula expresada en gramos.
TERMINO UNIDAD
Masa Isotópica u.m.a
Masa Atómica u.m.a
Masa Molecular o Masa Fórmula u.m.a
Masa Molar gr/mol
• CALCULO DE LA MASA ATÒMICA
Isótopo Masa Isotópica Abundancia (%)
Parte de cada isótopo
(u.m.a)
Cl35 34.969 75.77 (0.7577) 26.496
Cl37 36.966 24.23 (0.2423) 8.957
Masa Atómica del Cl 35.453 u.m.a
• CALCULO DE LA MASA MOLECULAR O MASA FÓRMULA
1. Se multiplica el número de átomos de un elemento indicados en la fórmula por
su
masa atómica.
2. Se suman las cantidades calculadas para todos elementos y se obtiene
finalmente la
masa molecular del compuesto.
Compuesto Elementos No. de Átomos Masa Atómica Cálculo (u.m.a)
H2O H 2 1 2
O 1 16 16
Masa Molecular del H2O 18 u.m.a
Masa Molar del H2O 18 gr/mol
COMPOSICIÒN PORCENTUAL O CENTESIMAL

6. Este cálculo se basa en la Ley de las Proporciones Constantes o Definidas o Ley de Proust,
la cual establece que los elementos de un compuesto se encuentran en una proporción
constante presentando siempre una fórmula precisa.
Fracción Masa.- Es la parte de la masa del compuesto a la que contribuye el elemento.
Se obtiene al dividir la masa de cada elemento entre la masa del compuesto.
Por Ciento en Masa.- Es la fracción masa expresada en porcentaje.
El por ciento en masa, que se conoce como composición porcentual o centesimal de un
compuesto, representa la masa de cada elemento por 100 gramos (o cualquier otra unidad
de masa) de compuesto.
Composición Centesimal o Porcentual.- Expresa, en porcentaje, la cantidad de cada elemento en el
compuesto.
La composición porcentual de un compuesto se calcula generalmente a partir de su fórmula:
los subíndices proporcionan el número de moles de cada elemento en un mol de compuesto.
De esta información, y de las masas atómicas de los elementos, podemos obtener la
cantidad de gramos de cada elemento contenidos en un mol de compuesto.
=
Masa Molecular del Compuesto
=
Masa de 1 mol del Compuesto
FÒRMULAS QUIMICAS
Átomos del Elemento en la
fórmula
Masa Atómica del
Elemento (100)
Composición Centesimal o
Porcentual de un Elemento
Moles del Elemento en la
fórmula
Masa Molar del Elemento
(100)
Composición Centesimal o
Porcentual de un Elemento

7. Así como los elementos se representan de manera gráfica por medio de símbolos, las
moléculas o sustancias iónicas se representan por medio de sus fórmulas. Éstas a su vez
nos proporcionan información cualitativa y cuantitativa del compuesto, ya que expresan que
elementos están presentes en él, su cantidad y las relaciones en peso.
Fórmula Química.- Es la representación gráfica de un compuesto mediante los símbolos de los
elementos que lo constituyen, la cual permite conocer los elementos que lo forman y la
cantidad de átomos de cada elemento que integran una molécula, así como su relación con
sus pesos.
Existen diversos tipos de fórmulas, sin embargo, se estudiarán dos en especial: la empírica
y la molecular.
Fórmula Mínima o Empírica.- Es la representación más sencilla de los elementos de un
compuesto.
Muestra el número relativo de átomos de cada elemento en el compuesto. Es la fórmula más
simple y se deriva de las masa de los elementos constituyentes. En muchos casos, la
fórmula empírica coincide con la fórmula molecular y proporciona la mínima relación de
números enteros de los átomos presentes en el mismo.
Fórmula Molecular o Verdadera.- Es aquélla que representa el número real de átomos de cada
elemento presentes en la molécula de un compuesto.
Ésta puede ser un múltiplo de la fórmula empírica.
La fórmula molecular, también es llamada condensada y corresponde a la representación de
la masa molecular del compuesto.
Fórmula Estructural o Desarrollada.- Es aquélla que nos muestra la disposición espacial de los
átomos en la molécula, esto es, el número de átomos y los enlaces entre ellos.
FORMULAS
Empírica Molecular Desarrollada
CH3 C2H6
H H
H C C H
H H
CÀLCULO DE LA FÒRMULA EMPÌRICA
Para determinar la fórmula empírica de un compuesto se realiza lo siguiente:

8. 1. Se necesita conocer la composición porcentual de cada
elemento que constituye al
compuesto.
2. Se divide el porcentaje encontrado de cada elemento entre su masa atómica.
3. Los valores encontrados se dividen entre el menor de ellos.
4. Los valores obtenidos se aproximan al entero más próximo.
5. Los números que expresan esta relación son los que aparecerán como
subíndices en
la fórmula.
CÀLCULO DE LA FÒRMULA MOLECULAR
Para determinar la fórmula molecular de un compuesto, es necesario conocer su
composición centesimal o bien, su fórmula empírica y su peso molecular, en seguida:
1. Se divide la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula
mínima. A
éste valor lo denominamos Factor de Multiplicación.
Factor de Multiplicación = Masa Molar del Compuesto
Masa Molar Fórmula Mínima
2. Ahora se multiplica el factor encontrado por los subíndices de la fórmula
empírica.
EJERCICIO
Compuesto Fórmula Empírica Fórmula Molecular
B3N3H6
S
O2
CH2
C6H6
NaCl
NaNO3
CONCEPTO MOL

9. En la vida diaria los objetos se miden contándolos o pesándolos, dónde la elección se basa
en la conveniencia. Por ejemplo, es más cómodo pesar el arroz que contar los granos
individuales, y es más conveniente contar lápices que pesarlos.
Para medir dichas cosas, usamos unidades de masa (kg de arroz) o unidades de conteo (una
docena de lápices). De manera similar, parte de la vida diaria en el laboratorio involucra
medir sustancias químicas para preparar soluciones o “correr” una reacción. Sin embargo,
surge un problema cuando es necesario hacer esto. Ya que los átomos o las moléculas o las
unidades fórmula de una sustancia son entidades que reaccionan una con otra, desearíamos
saber el número de las que están mezcladas. ¿Pero, como podríamos contar entidades que
son tan pequeñas?.
Aunque pudiéramos contar una docena de átomos, cien mil docenas o mil millones de
docenas de átomos, resultaría una cantidad demasiado pequeña para que sea visible a
nuestros ojos.
Para lograr esto se requiere una cantidad enorme de átomos.
Como ejemplo de la pequeñez de un átomo; usted observa más de 1017
(cien quintillones)
de átomos de carbono. Lo anterior basta para que apenas se note una mancha.
Puesto que los átomos son tan pequeños, la masa real de una unidad de masa atómica es
de igual forma extremadamente pequeña. De tal forma que se acordó expresar las masas
atómicas en unidades comúnmente usadas, como es el gramo, en vez de u.m.a.
1 u.m.a = 1.660 x 10-24
gr. (0.000, 000, 000, 000, 000, 000, 000, 001, 660)
Entonces, la masa atómica del carbono expresado en gramos es de 12 gr, y para el oxígeno
es de 16 gr.
La unidad de masa usada en los átomos individuales, la u.m.a, difícilmente tiene utilidad
práctica para nosotros. Es muy pequeña para ser medible con algún instrumento de
laboratorio.
Ya que tomaría unos 1018
átomos (1,000, 000, 000, 000, 000, 000) registrarse en una
balanza de laboratorio sensible, es claro que necesitamos considerar un vasto número de
átomos a la vez para efectuar una medición confiable.
De este modo, el químico necesita una unidad cuantitativa de comparación más grande que
la u.m.a, que represente un número inmenso de partículas.
Para ello, los químicos han desarrollado una unidad llamada mol, “que cuenta estas
entidades químicas al pesarlas”.
Wihem Oswald, en 1896, introduce la palabra “mol”, tomándola de la palabra latina moles
que significa “montón o pila”

10. Si pensamos en un mol como una enorme pila de partículas, tendremos una idea general de
este concepto.
Mol.- La cantidad de átomos, moléculas o iones contenida en una masa atómica o
molecular expresada en gramos.
Mol.- Es la cantidad de una sustancia que contiene el número de Avogadro de unidades
químicas fundamentales.
Ésta unidad química se ha convertido en un patrón internacionalmente aceptada.
Valor Unidad de Medida Valor Objetos
1 Docena
12 Lápices
12 Cuadernos
12 Uniformes
Valor Unidad de Medida Valor Entidades Químicas
1 Mol
x Átomos
x Moléculas
x Iones
x = Número de Avogadro
El número de objetos en un mol se conoce como Número Molar o Número de Avogadro.
Número de Avogadro.- Es el número de unidades o partículas contenidas en un átomo-gramo,
iòn gramo o una molécula de cualquier sustancia.
Se nombró así en honor al físico italiano del siglo XIX Amadeo Avogadro, quién descubrió
esta relación.
El Número de Avogadro se ha hallado que es 6.022 x 1023
partículas respectivamente,
calculado en 1865. (602, 200, 000, 000, 000, 000, 000, 000)
Valor Unidad de Medida Valor Entidades Químicas
1
Mol de Àtomos 6.022 x 1023
Átomos
Mol de Moléculas 6.022 x 1023
Moléculas
Mol de Iones 6.022 x 1023
Iones
EQUIVALENCIAS DE LA MOL
1 Mol de un Elemento = Masa atómica expresada en gramos. (Masa Molar)
1 Mol de un Compuesto = Masa molecular o masa fórmula expresada en gramos. (Masa Molar)
1 Mol de un Gas = 22.4 lt. (Volumen Molar)
Volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en

11. condiciones normales de presión y temperatura
(1 atm y 273ºK)
En las relaciones estequiomètricas planteadas en las reacciones químicas, se utiliza
comúnmente el mol como unidad de masa.
El número de moles de una sustancia lo podemos representar con la letra n, la masa de
esta con la letra w y su peso molecular como P.M.
Dónde tenemos que:
n = w n = Número de Moles
P.M w = Peso en gramos de la sustancia.
P.M = Peso Molecular de la sustancia.
COMPARACIONES - MOL
Si bien el Número de Avogadro es valioso para el químico, su tamaño desafía el intento de
una descripción y es difícil de apreciar para la mente humana. Se puede tener una idea de su
magnitud si se piensa en las siguientes comparaciones:
Un mol de puntos (·) puestos uno al lado del otro igualaría el radio de nuestra galaxia.
de cualquier sustancia contiene 6.022 x 1023
partículas
1 mol de Fe = 6.022 x 1023
átomos de Fe
1 mol de HBr = 6.022 x 1023
moléculas de HBr
de un elemento es igual a su masa atómica expresada en gramos (masa
molar)
1 mol de Mg = 24.31 uma = 24.31 gr
de un compuesto es igual a su masa molecular expresada en gramos (masa
molar)
1 mol de H2
O = 18 uma = 18 gr
de cualquier gas en CNPT ocupa un volumen de 22.4 lt
1 mol de NH3
= 22.4 lt en TPN
1 MOL

12. Una supercomputadora moderna puede contar a todos los habitantes de los Estados
Unidos en un cuarto de segundo pero le tomaría casi dos millones de años contar una mol
de personas a la misma velocidad.
Si se pusiera como tarea a toda la población del mundo el contar el número de átomos
en un peso atómico-gramo de un elemento, cada persona, contando un átomo por segundo y
trabajando 48 horas semanales necesitaría algo más, de tres mil millones de años para
cumplir esa tarea.
El número de avogadro de copos de nieve cubriría la República Mexicana por
completo con una capa de alrededor de 4,882 m de profundidad.
Si los átomos fueran del tamaño de canicas ordinarias de vidrio, el número de
avogadro de estos átomos cubriría la República Mexicana con una capa de 537 km de
profundidad.
Si se tuviera una fortuna de 6.022 x 1023
de dólares americanos, es decir el número de
Avogadro, se podría gastar mil millones de dólares cada segundo durante toda la vida de una
persona y esa fortuna sólo habría mermado 0.001%.
Si pudiese viajar con la rapidez de la luz, te tomaría más de de 62 000 millones de años
recorrer 6 x 1023
kilómetros.
Sin embargo, los átomos y las moléculas no son objetos ordinarios; un mol de moléculas de
agua (unos 18 ml) puede pasarse en un solo trago
ESTEQUIOMETRIA EN REACCIONES QUÌMICAS
CÀLCULO DE LAS CANTIDADES DE REACTIVOS Y PRODUCTOS
Cuando observamos una ecuación química pueden surgir las siguientes cuestionamientos;
¿cuánto necesitamos de un reactivo A para que reaccione un reactivo B?, y ¿cuánto se
producirá de un compuesto C al reaccionar los primeros?.
A + B C

13. Las respuestas a estos cuestionamientos las podemos encontrar en una ecuación
balanceada.
Una ecuación balanceada contiene abundante información cuantitativa relacionada con las
especies químicas individuales, sus cantidades y las masas de las sustancias. Una ecuación
balanceada es esencial para todos los cálculos que implican cantidades de reactivos y de
productos: si conoces el número de moles de una sustancia, la ecuación balanceada le
indica el número de moles de todas las otras en la reacción.
2H2 + O2 2H2O
En una ecuación balanceada, el número de moles de una sustancia es equivalente
estequiomètricamente al número de moles de cualquier otra sustancia. El término
“equivalente estequiomètricamente” significa que una cantidad definida de una sustancia se
forma, produce o reacciona con una cantidad definida de otra
Si consideramos cuantitativamente la reacción de la formación del agua, en términos del O2,
tenemos lo siguiente:
1 mol de O2 reacciona con 2 moles de H2
1 mol de O2 es equivalente estequiomètricamente a 2 moles de H2
1 mol de O2 produce 2 moles de H2O
1 mol de O2 es equivalente estequiomètricamente a 2 moles de H2O
Para la reacción:
N2 + 3H2 2NH3
Las relaciones ponderales entre reactivos y productos son las siguientes:
• 1 mol de N2 + 3 moles de H2 2 moles de NH3
• 28 gr de N2 + 6 gr de H2 34 gr de NH3
• 6.022 x 1023
N2 + 1.81 x 1024
de H2 1.2 x 1024
moléculas de NH3

14. • 1 mol de N2 + 6 gr de H2 1.2 x 1024
moléculas de NH3
RELACIONES CUANTITATIVAS EN LAS REACCIONES QUÌMICAS
Las ecuaciones balanceadas proporcionan las relaciones necesarias para convertir moles,
gramos o número de moléculas de un reactivo o producto en el número equivalente de
moles, gramos o número de moléculas de otro reactivo o producto.
La relaciones cuantitativas que se pueden establecer a partir de la ecuación química
balanceada, entre reactivos y productos son:
1. Mol Mol
2. Mol Masa
3. Masa Mol
4. Masa Número de Avogadro
5. Masa Volumen
6. Volumen Volumen
RENDIMIENTO PORCENTUAL O PORCENTAJE DE RENDIMIENTO
Hasta ahora, hemos sido optimistas acerca de la cantidad de producto obtenido en una
reacción. Hemos supuesto que el 100% de los reactivos se convierten en producto; que
existen métodos ideales de separación y purificación para aislar el producto, y que usamos
técnicas de laboratorio perfectas para recolectar todo el producto formado. Dicho de otro
modo, se ha supuesto que se obtiene el rendimiento teórico, la cantidad indicada por la
razón molar equivalente estequiomètricamente en la ecuación balanceada.

15. Ahora es el momento de enfrentar la realidad. El rendimiento teórico nunca se obtiene, por
razones en gran medida incontrolables. Numerosas reacciones no se desarrollan hasta
cumplirse totalmente (100%), es decir, el cambio neto puede detenerse aun cuando
apreciables cantidades de los reactivos iniciales todavía permanezcan aparentemente sin
reaccionar.
Un proceso rinde menos del 100% debido a:
a) La presencia de reacciones colaterales.
En una reacción química, aunque predomine la reacción principal, también tenemos la
presencia de reacciones secundarias que forman cantidades más pequeñas de productos
diferentes.
A + B C
(reactivos)
2 N2H4 (l) + N2O4 (l) 3 N2 (g) + 4 H2O (g) Rx Principal
producto principal
2 N2H4 (l) + N2O4 (l) 6 NO (g)+ 4 H2O (g) Rx Colateral
producto secundario
En esta reacción los reactivos forman un poco de NO, esto provoca que disminuyan las
cantidades de reactivos disponibles para la producción de N2.
b) La presencia de un reactivo limitante.
Reactivo Limitante.- Es el reactivo que producirá la menor cantidad de productos si se
consumiera por completo.
2 H2 + O2 2 H2O
Mezcla Estequiomètrica
4 gr + 32 gr 36 gr
6 gr + 32 gr 36 gr H2O + 2 gr H2
exceso de H2 Reactivo sin reaccionar
Limitante
4 gr + 38 gr 36 gr H2O + 6 gr O2
Reactivo exceso de O2 sin reaccionar
Limitante
Producto
principal
Producto
secundario

16. c) La presencia de una reacción reversible.
La reacción reversible que involucra la formación de Amoniaco:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Al formarse el Amoniaco, a su vez se están formando los reactivos, lo cual repercute en la
obtención de un menor rendimiento de nuestro producto.
d) Pérdidas en las etapas de manipulación.
e) Pérdidas en las Técnicas de Laboratorio para obtener nuestro
producto.
f) Que la muestra original sea impura.
Todas estas circunstancias sugieren que el cálculo de cantidades del producto esperado
sobre la base de la estequiometrìa masa – masa, será mucho mayor que el verdaderamente
hallado en el proceso real.
Por lo tanto, la estequiometrìa permite calcular el rendimiento teórico de un producto.
El rendimiento real de cualquier proceso debe ser determinado experimentalmente.
La comparación entre el rendimiento real y el teórico de un proceso químico suministra una
medida de la eficiencia del mismo.
Tal comparación se expresa comúnmente como rendimiento porcentual o porcentaje de
rendimiento.
La cantidad de producto que efectivamente se obtiene, es decir la cantidad medida de
producto obtenida en cualquier reacción se conoce como Rendimiento Real.
El Rendimiento Teórico es la cantidad calculada del producto que se obtendría si todo el
reactivo se convirtiera en un cierto producto.
El Rendimiento Porcentual es el rendimiento real expresado en gramos o moles dividido
entre el rendimiento teórico en gramos o moles y multiplicado por cien.
Rendimiento Porcentual = Rendimiento Real (100)
Rendimiento Teórico
Nota.- Puesto que el rendimiento real debe ser menor que el rendimiento teórico, el

17. rendimiento porcentual siempre es menor al 100%.
REACTIVO LIMITANTE
Cuando un químico efectúa una reacción generalmente los reactivos no están presentes en
las “cantidades estequiomètricas”, es decir, en las proporciones que indica “la ecuación
balanceada”. Como consecuencia, algunos reactivos, se consumen mientras que parte de
otros se recuperan al finalizar la reacción.
El reactivo que se consume primero en la reacción recibe el nombre de Reactivo Limitante,
ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad de este
reactivo. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto.
Reactivo Limitante: Aquélla sustancia que se encuentra en una proporción menor a la
requerida estequiomètricamente con base en la ecuación balanceada.
Los reactivos en exceso son los reactivos en mayor cantidad que la necesaria para
reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.