1. REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
UNIVERSIDAD PEDAGÓGICA EXPERIMENTAL LIBERTADOR
INSTITUTO PEDAGÓGICO “LUÍS BELTRÁN PRIETO FIGUEROA”
SUBDIRECCIÓN DE INVESTIGACIÓN Y POSTGRADO
SUBPROGRAMA DE MAESTRÍA ENSEÑANZA DE LA QUÍMICA
Estequiometria de las reacciones
Participante:
Neomar López
Barquismento Junio 2014

2. Estequiometria
Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos
en el transcurso de una reacción química.

3. Clasificación de la materia hasta el nivel atómico
33
Materia
¿puede separarse por un proceso físico?
Mezcla Sustancia
SÍSÍ NONO
¿¿puede descomponerse por un
proceso químico??
NONOSÍSÍ
ElementoCompuesto
¿es homogénea?
NONOSÍSÍ
Mezcla heterogéneaDisolución
Leche H2O (l)
C6H12O6 (s)
H2 (g)
O2 (g)
C (s))
Disolución desolución de
glucosa 0,83glucosa 0,83
MM
Sangre
(suspensiones)

4. Clasificación de la materia hasta el nivel atómico
 Mezcla (Ej. mezcla gaseosa de O2 y H2)
 Formada por sustancias (compuestos o elementos)
 Se pueden separar por procedimientos físicos
 Su composición -proporción de las sustancias que la componen- puede
variar
 Sus propiedades físicas se relacionan con las de las sustancias que la
componen
44
• Sustancia (Ej. H2O en estado líquido)
– Formada por moléculas iguales –en algunos casos por átomos, p.ej. C, Fe, Au-.
• Cada molécula está formada por átomos
– Su composición –proporción de los átomos que la componen- es fija
• Determinada por números enteros (fórmula molecular)
– Cada sustancia (compuesto o elemento) tiene unas propiedades físicas únicas
• Independientes de las de sus componentes –atomos-.
• Útiles para su identificación (análisis).).

5. Reacciones químicas
55

6. ReaccionesReacciones químicasquímicas
 Dos o más moléculas distintas pueden intercambiar algunos de sus átomos y dar lugar a nuevas
moléculas
 Reacción química
 Proceso por el que un conjunto de sustancias -reactivos- se transforma en otro conjunto de
sustancias –productos.
 Transcurre normalmente con cambios notables de las propiedades físicas
○ cambio de color; formación de precipitado; desprendimiento de gas;
desprendimiento o absorción de calor
○ En caso contrario hay que hacer análisis químico para saber si ha
tenido lugar una reacción química
66

7. Reacciones químicas y ecuaciones químicas
77
mezcla gaseosa de O2 y H2
H2O en estado líquidochispa
2 2 2H ( ) + O ( ) H O( )g g l→1) Reactivos y productos:
2 2 22H ( ) + O ( ) 2H O( )g g l→2) Conservación de los átomos:
Cada molécula de OCada molécula de O22 reacciona con dos moléculas de Hreacciona con dos moléculas de H22
coeficientes estequiométricos

8. Ecuaciones químicas: estequiometría
88
2 2 22H ( ) + O ( ) 2H O( )g g l→
• Interpretación en términos atómico-moleculares (microscópicos)
– Las moléculas de reactivos reaccionan entre sí, en la proporción indicada por los coeficientes
estequiométricos de la izquierda
• Intercambian átomos -en uno o en varios pasos- y generan los productos
– La proporción de moléculas de productos generadas a partir de moléculas de reactivos
también es la indicada por los coeficientes estequiométricos
– Sólo se indica el resultado global de la reacción
• Si la reacción tiene lugar en varios pasos (mecanismo de la reacción), las moléculas que
se generan temporalmente para ser consumidos inmediatamente (intermedios de
reacción) no se indican

9. Ecuaciones químicas: estequiometría
99
2 2 22H ( ) + O ( ) 2H O( )g g l→
• Interpretación en términos molares (macroscópicos)
– Un mol de dos sustancias cualesquiera contiene el mismo número de moléculas de
cada sustancia –por definición de mol-.
• NA, el número de Avogadro, 6,0221418 x 1023
moléculas/mol
• P.ej., 2,016 g de H2 y 32,00 g de O2 tienen el mismo número de moléculas con cuatro cifras
significativas (6,022 x 1023
moléculas)
– Las cantidades macroscópicas de reactivos que reaccionan entre sí guardan la
misma proporción que los coeficientes estequiométricos, si se expresan en moles
– Las cantidades macroscópicas de productos que se generan a partir de los reactivos
guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, si se expresan en
moles

10. Ecuaciones químicas: estequiometría
1010
2 2 22H ( ) + O ( ) 2H O( )g g l→
• ¿Con cuántos moles de H2 reaccionan 2,40 moles de O2? ¿Cuántos moles de H2O producen?
2
2 2
2
2molH
2,40molO =4,80molH
1molO
×
2
2 2
2
2molH O
2,40molO =4,80molH O
1molO
×

11. Ecuaciones químicas: estequiometria
1111
2 2 22H ( ) + O ( ) 2H O( )g g l→
• ¿Con cuántos gramos de H2 reaccionan 38,4 gramos de O2? ¿Cuántos gramos de H2O producen?
[Masas atómicas: H 1,008; O 16,00]
2 2 2
2 2
2 2 2
1molO 2molH 2,016g H
38,4gO =4,84g H
32,00gO 1molO 1molH
× × ×
1,20 2,40
2 2 2
2 2
2 2 2
1molO 2molH O 18,02g H O
38,4gO =43,2g H O
32,00gO 1molO 1molH O
× × ×

12. Ajustes de
ecuaciones químicas

13. Ajustes de ecuaciones químicas simples
1313
4 2 2 2CH + O CO + H O→
• Procedimiento de tanteo
– Si un elemento aparece en un solo compuesto en cada lado, se ajustan los coeficientes de
dichos compuestos los primeros
– Si un reactivo o producto es un elemento libre, se ajusta en último lugar
– Los demás coeficientes se van adaptado, por tanteo, al resultado del primer paso
– Pueden usarse coeficientes fraccionarios; al final pueden convertirse todos en enteros por
multiplicación por un factor común
1. C aparece en un solo compuesto en cada lado: 4 2 2 21 CH + O 1 CO + H O→
2. H aparece en un solo compuesto en cada lado: 4 2 2 21 CH + O CO + 2 H O→
3. Como consecuencia de 1+2: 4 2 2 21 CH + O 1 CO + 2 H O→
4. O aparece como elemento libre y lo ajustamos el último
4 2 2 2CH +2 O CO + 2 H O→

14. Ajustes de ecuaciones químicas simples
1414
3 4 3 4 2 2H PO + CaO Ca (PO ) + H O→
Ejemplo:
2 1P:
3 1Ca:
2 3H:
P,Ca,H: 2 313
O: ya está
3 4 3 4 2 22H PO +3 CaO Ca (PO ) + 3 H O→

15. Ajustes de ecuaciones químicas simples
1515
6 12 6 2 2 2C H O + O CO + H O→
Ejemplo: Reacción global de combustión metabólica completa de la glucosa
1 6C:
1 6H:
C,H: 1 66
O: 1 666
6 12 6 2 2 2C H O +6 O 6 CO +6 H O→

16. Reactivo limitante
1616
2 2 22H ( ) + O ( ) 2H O( )g g l→
• En un recipiente cerrado se prepara una mezcla de 2,40 mol de O2 y 4,00 mol de H2. Se hace saltar
una chispa y se produce la reacción de formación de H2O indicada más arriba.
– ¿Cuántos moles de O2 reaccionan?
– ¿Cuántos moles de H2 reaccionan?
– ¿Cuántos moles de H2O se forman?
2
2 2
2
2molH
2,40molO =4,80molH
1molO
×
1) 2,40 mol O2 podrían reaccionar con 4,80 mol H2, pero sólo hay presentes 4,00 mol H2; luego se
quedará O2 sobrante sin reaccionar.
2
2 2
2
1molO
4,00molH × =2,00molO
2molH
2) 4,00 mol H2 pueden reaccionar con 2,00 mol O2; como hay presentes 2,40 mol O2, quedaran 0,40 mol O2
sobrantes sin reaccionar.
3) 4,00 mol H2 reaccionan con 2,00 mol O2 y producen 4,00 mol H2O.
4) El resultado de la reacción es que se consume todo el H2, se producen 4,00 mol H2O y quedan
presentes sin reaccionar 0,40 mol O2.
El H2 actúa de “reactivo limitante”

17. Reactivo limitante
1717
Los coeficientes estequiométricos de la ecuación química indican las proporciones de moles de
reactivos que pueden reaccionar y las proporciones molares de productos que se formarán.
• Cuando se prepara una mezcla de reactivos de modo que los moles de los mismos guardan la
misma proporción que los coeficientes estequiométricos, se dice que es una mezcla
estequiométrica, o que los reactivos están en proporciones estequiometrias.
– En este caso, todos los reactivos presentes se consumen completamente en la reacción.
Ej. 2,40 mol O2 y 4,80 mol H2
• Normalmente se ponen a reaccionar mezclas no estequiometrias.
– En estos casos, el reactivo que está presente en menor proporción (respecto a la
estequiometria) se consume totalmente en la reacción y determina las cantidades que se
consumen de los otros reactivos y las que se forman de productos.
– Se le denomina reactivo limitante.
– Del resto de reactivos decimos que están en exceso.
Ej. 2,40 mol O2 y 4,00 mol H2; reactivo limitante:H2

18. Reactivo limitante
1818
Ejemplo: Con el objeto de determinar el valor energético de la glucosa, se realiza un experimento de
combustión completa de la misma. Se preparan 2,30 g de glucosa y 2,30 g de oxígeno. ¿Cuánta glucosa y
cuánto oxígeno se espera que reaccionen? ¿Cuál es el reactivo limitante? [Masas atômicas: H 1,008; C 12,01; O
16,00]
1) Escribimos y ajustamos la reacción
6 12 6 2 2 2C H O +6 O 6 CO +6 H O→
2) Calculamos la cantidad (en g) de glucosa que reaccionaría con el oxígeno presente
2
2
2 2
1molO 1molgluc 180,16ggluc
2,30gO =2,15gglucosa
32,00gO 6molO 1molgluc
× × ×
3) Concluimos:
Reaccionarán 2,15 g glucosa y los 2,30 g O2; el reactivo limitante es el O2

19. Rendimiento de las reacciones químicas
1919
En el transcurso real de una reacción química suele haber factores que hacen que se obtenga
una cantidad de productos menor que la correspondiente a la estequiometria de la reacción.
P.ej., la existencia de otras reacciones secundarias competitivas que generan subproductos.
• Rendimiento teórico (de un producto): es la cantidad de ese producto que se espera obtener, por la
estequiometria de la reacción, a partir de unas cantidades dadas de reactivos.
– depende de las cantidades de reactivos de que se parta
• Rendimiento real (de un producto): es la cantidad de ese producto que se obtiene realmente a partir
de unas cantidades dadas de reactivos.
– depende de las cantidades de reactivos de que se parta
• Rendimiento porcentual, o rendimiento (de un producto):
– Es independiente de las cantidades de reactivos de que se parta
– Una reacción con rendimiento ~100% se dice que es cuantitativa y se puede utilizar para realizar
análisis químicos cuantitativos
rendimiento real
rendimiento (porcentual)= ×100%
rendimiento teórico

20. Rendimiento de las reacciones químicas
2020
Ejemplo: La urea, CO(NH2)2, se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido de
carbono, que da urea y agua. Por conveniencia metodológica, se prepara una mezcla de reactivos
con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3:1 y, cuando se utiliza ésta, se
producen 47,7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y el
rendimiento porcentual de la reacción. [Masa atômicas: H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00]
1) Escribimos y ajustamos la reacción
( )3 2 2 22
2 NH + CO CO NH + H O→
2) Determinamos el reactivo limitante
La proporción estequiometria NH3/CO2 es 2:1. Si se prepara una mezcla de proporción molar 3:1, hay exceso
de NH3 y el reactivo limitante es el CO2, que es quien determina la cantidad de urea que se puede producir.
3) Calculamos el rendimiento teórico como la cantidad de urea que se puede producir a partir de la
cantidad de CO2 utilizada
2
2
1molurea 60,06g urea
1molCO =60,06g urea
1molCO 1molurea
× ×
Rendimiento teórico (de urea): 60,06 g

21. Rendimiento de las reacciones químicas
2121
4) Determinamos el rendimiento real como la cantidad de urea realmente producida a partir de la
cantidad de CO2 utilizada
Rendimiento real (de urea): 47,7 g
5) Calculamos el rendimiento porcentual
Rendimiento porcentual (de urea): 79,4%
47,7g urea (producida)
100%= 79,4%
60,06g urea (producible)
×
Ejemplo: La urea, CO(NH2)2, se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido
de carbono, que da urea y agua. Por conveniencia metodológica, se prepara una mezcla de
reactivos con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3:1 y, cuando se utiliza ésta,
se producen 47,7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y
el rendimiento porcentual de la reacción. [Masas atómicas: H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00]

22. Rendimiento de las reacciones químicas
2222
Ejemplo: Si la síntesis industrial de urea a partir de amoniaco y dióxido de carbono tiene un
rendimiento del 79,4%, ¿qué masas de amoniaco y de dióxido de carbono se consumen para
producir 1000 kg de urea? ç
1) Calculamos la cantidad de urea que se produciría si el rendimiento fuese del 100%
rendimiento real
rendimiento teórico = ×100%
rendimiento porcentual
1000 kg urea
= ×100% =1260 kg urea
79,4%
2) Calculamos las cantidades de reactivos necesarias para producir esa urea; utilizamos la
estequiometria de la reacción global ajustada y las masas atómicas (ejemplo anterior)
3 3
3
3
2mol NH 17,03g NH1molurea 1000 g 1kg
1260 kg urea =715kg NH
60,06g urea 1kg 1molurea 1mol NH 1000 g
× × × × ×
2 2
2
2
1molCO 44,01gCO1molurea 1000 g 1kg
1260 kg urea =923kgCO
60,06g urea 1kg 1molurea 1molCO 1000 g
× × × × ×