2. Concepto
Es aquella parte de la química que estudia las relaciones
cuantitativas, ya sea con respecto a la masa, volumen, moles
etc, de los componentes de una reacción química. Dichas
relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser
ponderales y / o volumétricas.
La palabra estequiometría fue introducida en
1792 por Jeremías Richter para identificar la
rama de la ciencia que se ocupa de establecer
relaciones ponderales (o de masa) en las
transformaciones químicas.
Jeremias Benjamin
Nota: Richter.
Estequiometría, del griego "stoicheion” (elemento)
y "métrón” (medida)
2
3. Leyes Ponderales
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como
objetivo el estudio de las masas de las sustancias, en una
reacción química, entre dos o más sustancias químicas. Por lo
tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes
como lo son:
1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
Fue planteada por el químico
frances Antoine Lavoiser (1743 –
1794) considerado el padre de la
química moderna; nos indica que en
toda reacción química completa y
balanceada la masa total de las
sustancias reactantes es igual a la
masa total de las sustancias de los
productos.
A. Lavoisier 3
4. Ejemplo: Síntesis del agua
Se cumple: masas (react.) masas produc.
Ejemplo: (UNMSM-2004-II) ¿Cuántos gramos de
oxigeno se producen al calentar un kilogramo de
perclorato de potasio, que se descompone para
formar cloruro de potasio y oxigeno?
P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 )
KClO4 KCl + 2O2
A) 522,43g B) 462,09g C)130,62g
D) 39,20g E) 261,32g
Solución: 4
5. 2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS
Fue enunciada por el químico francés
Joseph Louis Proust (1748 – 1822);
establece que en todo proceso
químico los reactantes y productos
participan manteniendo sus masas o
sus moles en proporción fija,
constante y definida; cualquier
exceso de uno de ellos permanece
sin reacción. J.L Proust 5
6. Ejemplo: Cu + S CuS
+
10,0 g Cu 5,06 g S 15,06 g CuS
+ +
10,0 g Cu 7,06 g S 15,06 g CuS 2,00 g S
+ +
20,0 g Cu 5,06 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu
Observación:
De la ecuación: 10 g de Cu se requieren para reaccionar con 5,06g
y producir 15,06 g de CuS .
Si se combina 10 g de Cu con 7,06 g de S se observa que las masas
de los elementos no intervienen en la misma relación de Proust o
relación estequiométrica. 6
7. Conceptos Importantes
Reactivo Limitante (R.L.): Es aquel reactante que
interviene en menor proporción estequiométrica por lo
tanto se agota o se consume totalmente y limita la cantidad
de producto(s) formado(s).
El reactivo en exceso (R.E.): Es aquel reactante que
interviene en mayor proporción estequiométrica, por lo
tanto sobra (exceso) al finalizar la reacción.
Ejemplo: (UNMSM-2000) 2Na + S Na2S. Si la
anterior es la ecuación de la reacción del sodio
(P.A=23) con el azufre (P.A=32), la reacción de 46g de
sodio con 46g de azufre dará una masa de sulfuro de
sodio igual a :
A) 39g B) 55g C) 46g
D) 78g E) 92g
Solución: 7
8. 3. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES
Fue enunciada por el químico Ingles
John Dalton (1766 – 1844); establece
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. J. Dalton 8
9. 4. LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS
Fue enunciada por Wenzel – Richter, establece 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.
Ejemplo:
9
10. Reacción (1) 1 H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
2g 71g
Reacción (2) 2 Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s)
46g 71g
Conclusión 1 H2(g) + 2Na(s) 2NaH(s)
2g 46g
Leyes Volumétricas
Fue anunciada por el científico Joseph
Louis Gay – Lussac (1778 – 1850), quién
investigando las reacciones de los gases
determino: “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”.
10
J.L Gay - Lussac
11. Ejemplo:
Ecuación química 1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Relación molar 1 mol 3 mol 2 mol
1 vol 3 vol 2 vol
Relación volumétrica 5L 15L 10L
20mL
Para la reacción se cumple: VN 2 VH 2 VNH 3
1 3 2
Ejemplo: (UNMSM-2000) Para la obtención de 20L de
gas amoniaco NH3 se requiere:
A) 5L H2, 15L N2 B) 10L H2, 10L N2
C) 10L H2, 20L N2
D) 15L H2, 5L N2 E) 30L H2, 10L N2
Solución: 11
12. PORCENTAJE DE PUREZA DE UN MUESTRA QUÍMICA
Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras
no reaccionan; por consiguiente, en los cálculos
estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la
muestra química.
Cantidad de sus tancia pura
% Pureza x 100
Cantidad de muestra impura
12
13. Ejemplo: (UNMSM-2004-II) ¿Cuántas moles de dióxido
de carbono se produce, si 375g de CaCO3 con 80% de
pureza se descompone según la reacción
CaCO3 CaO + CO2
P.A( Ca=40; C=12; O=16 )
A) 3,75 B) 3,00 C) 3,20
D) 3,55 E) 2,95
Solución:
13
14. Ejemplo: (UNMSM-2011-II) Se hace reaccionar 20g de
NaNO3, cuya pureza es 75% con suficiente cantidad de
H2SO4, según la ecuación:
2NaNO3 + H2SO4 Na2SO4 + 2HNO3
Calcule el peso de HNO3 producido.
Datos: P.F( HNO3=63 g/mol; NaNO3= 85g/mol)
A) 14,8g B) 11,1g C)22,2g
D) 13,9g E) 18,5g
Solución:
14
15. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN (%R)
Rendimiento teórico.- Es el máximo rendimiento que puede
obtenerse cuando los reactantes dan solamente producto; la
cantidad real del reactivo limitante se usa para los cálculos
estequiométricos de rendimientos teóricos.
Rendimiento Real.- Es la cantidad obtenida de un producto en
la practica cuando se ha consumido totalmente el reactivo
limitante; es decir que teóricamente debemos obtener el 100%
de una determinada sustancia, pero por diversos factores como
presencia de impurezas, fugas, malos equipos, etc; este
porcentaje se reduce.
El porcentaje de rendimiento es la medida de la eficiencia de la
reacción y se define como:
Cantidad real
%R x 100
Cantidad teórica
15
16. Ejemplo: (UNMSM-2004-I) A partir de 0,303g de KClO3
se ha obtenido 0,1g de O2. Calcular el porcentaje de
rendimiento de la reacción:
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 )
A) 84,2% B) 64,0% C) 94,0%
D) 74,2% E) 32,0%
Solución:
16
