1. Capítulo 3
Estequiometría: cálculos con fórmulas
y ecuaciones químicas

2. Ecuaciones químicas
 Representan las reacciones químicas
 “+” reacciona con
 “ ”→ produce
 Reactivos: sustancias de partida, izquierda
de las ecuaciones
 Productos: sustancias que se producen
durante la reacción, derecha de las
ecuaciones
 Coeficientes: número antepuesto a las
fórmulas

3. Ecuaciones químicas
 Ley de conservación de la masa: en
ambos lados de la ecuación debe
existir la misma cantidad de átomos
 Ecuación balanceada
 Coeficientes: deben ser lo más bajos
posibles
 Coeficientes ≠ subíndices
 Coeficientes: modifican la cantidad de
sustancia presente, nunca la
identidad

4. Ecuaciones químicas
 Los estados de las sustancias
presentes se pueden indicar
utilizando subíndices:
 (s): sólido
 (l): líquido
 (g): gaseoso
 (ac): acuoso
 Condiciones de reacción: T ó P

5. Tipos de reacciones
 Combinación
 Descomposición
 Desplazamiento
 Doble desplazamiento

6. Reacciones de combinación
 Dos o más sustancias se combinan
para generar un nuevo producto
 elemento + elemento producto→
 elemento + compuesto producto→
 compuesto + compuesto producto→

7. Reacciones de combinación:
a. elemento + elemento producto→
 Metal + no metal compuesto iónico→
binario
2M(s) + X2 2MX M: Grupo IA: Na, Li, K, Rb, Cs→
X: Grupo VIIA: F, Cl, Br, I
M(s) + X2 MX→ 2 M: Grupo IIA: Be, Mg, Ca, Sr, Ba
X: Grupo VIIA: F, Cl, Br, I
 No metal + no metal compuesto→
covalente binario
P4(s) + 6Cl2 4PCl→ 3(l)
2H2(g) + O2(g) 2H→ 2O

8. Reacciones de combinación:
b. elemento + compuesto producto→
 FeBr2 + 2Br2 2FeBr→ 3
 PF3 + F2 PF→ 5
 SCl4 + Cl2 SCl→ 6

9. Reacciones de combinación:
c. compuesto + compuesto producto→
 Óxido no metálico + agua oxácido→
SO2 + H2O H→ 2SO3
N2O3 + H2O 2HNO→ 2
 Óxido metálico + agua hidróxido→
Li2O + H2O 2LiOH→
 Óxido metálico + óxido no metálico sal→
CaO + SO3 CaSO→ 4
MgO + CO2 MgCO→ 3
Na2O + P4O10 Na→ 3PO4

10. Reacciones de descomposición
 Una sustancia sufre una reacción para
producir dos o más sustancias
 producto → elemento + elemento
 producto elemento + compuesto→
 producto compuesto + compuesto→

11. Reacciones de descomposición:
a. producto → elemento + elemento
2H2O 2H→ 2(g) + O2(g)
2HgO(s) 2Hg→ (l) + O2(g)

12. Reacciones de descomposición:
b. producto → elemento + compuesto
 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)→

13. Reacciones de descomposición:
c. producto → compuesto + compuesto
CaCO3(s) CaO→ (s) + CO2(g)
2H3PO4 P→ 2O5 + 3H2O
Ca(OH)2 CaO + H→ 2O

14. Reacciones de combustión
 Reacciones rápidas que producen una
llama
 O2 siempre como reactivo
 Hidrocarburos en aire:
 CO2 + H2O productos
 Número de moléculas de O2, CO2 , H2O
va depender del hidrocarburo que se
queme
 Hidrocarburos que contengan O: también
generan CO2 + H2O como productos

15. Reacciones de combustión
 C3H8(g) + O2(g) 3CO→ 2(g) + 4H2O(g)
 CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)

16. Reacciones de oxidación
 En nuestro organismo
 Condiciones menos severas
 Temperatura corporal
 También CO2 + H2O como productos

17. Pesos formulares
 Fórmulas y ecuaciones químicas :
significado cuantitativo
H2O
C3H8(g) + O2(g) 3CO→ 2(g) + 4H2O(g)
Como los relacionamos con las cantidades
que medimos en el laboratorio ?

18. Pesos formulares
 Peso fórmula (PF): suma de todos los
pesos atómicos (PA) de cada uno de
los átomos de su fórmula química
 Molécula: peso molecular (PM)
 Sustancia iónica: unidad formular

19. Composición porcentual a partir de fórmulas
 Porcentaje de la masa que
corresponde a cada elemento de la
sustancia

20. El mol
 Unidad de conteo para describir
cantidades tan grandes de átomos y
moléculas : mol
 # átomos
 # moléculas
 # iones
 Cantidad de materia que contiene
tantos objetos como átomos hay en
12g de 12
C

21. Número de avogadro
 6.022 x 10 23
 1 mol de átomos de 12
C tiene 6.022 x 10
23
átomos 12
C
 1 mol de moléculas de H2O tiene
6.022 x 10 23
moléculas de H2O
 1 mol de iones de NO3
-
tiene
6.022 x 10 23
iones de NO3
-

22. Masa molar
 1 mol siempre es 6.022 x 10 23
 Pero moles de diferentes sustancias
tienen masa diferente
 1 mol de 12
C: masa de 12uma: equivale a
12g
 1 mol de 24
Mg: masa de 24uma: equivale
a 24g

23. Información cuantitativa a partir de ecuaciones
balanceadas
 2H2(g) + O2(g) 2 H→ 2O(l)
Moles 2 1 2
Moléculas 2 x 6.022 x 10 23
de H2(g)
1 x 6.022 x 10 23
de O2(g)
2 x 6.022 x 10 23
de H2O(l)

24. Reactivo limitante
 Cuando se ha balanceado una ecuación:
 los coeficientes representan
 el número de átomos de cada elemento en los
reactivos y en los productos.
 el número de moléculas y de moles de reactivos
y productos.
 la estequiometría se emplea para saber los
moles de un producto obtenidas a partir de
un número conocido de moles de un
reactivo

25. Reactivo limitante
 se cree equivocadamente que en las
reacciones se utilizan siempre las
cantidades exactas de reactivos. Sin
embargo, en la práctica lo normal
suele ser que se use un exceso de
uno o más reactivos, para conseguir
que reaccione la mayor cantidad
posible del reactivo menos
abundante.

26. Reactivo limitante
 La reacción se detiene cuando un
reactivo se agota antes que los
demás
 Reactivo limitante: reactivo que se
consume completamente durante la
reacción
 Reactivo en exceso: reactivo que
queda como sobrante

27. Reactivo limitante
 Una manera de resolver el problema de
cuál es el reactivo es el limitante es:
 Calcular la cantidad de producto que se
formará para cada una de las cantidades
que hay de reactivos en la reacción.
 El reactivo limitante será aquel que produce
la menor cantidad de producto.

28. Reactivo limitante
 Considere la siguiente reacción:
2NH3(g) + CO2(g) (NH2)2CO(ac) + H2O(l)
 Se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142
g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea
[(NH2)2CO] se obtendrán?

29. Reactivo limitante
 1) Primero tendremos que convertir
los gramos de reactivos en moles:
 637,2 g de NH3 son 37,5 moles
 1142 g de CO2 son 26 moles

30. Reactivo limitante
 2) Ahora definimos la proporción
estequiométrica entre reactivos y
productos:
 a partir de 2 moles de NH3 se obtiene1
mol de (NH2)2CO
 a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1
mol de (NH2)2CO

31. Reactivo limitante
 3) Calculamos el número de moles de
producto que se obtendrían si cada
reactivo se consumiese en su
totalidad:
 a partir de 37,5 moles de NH3 se
obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO
 a partir de 26 moles de CO2 se
obtienen 26 moles de (NH2)2CO

32. Reactivo limitante
 4) El reactivo limitante es el (NH3) y
podremos obtener como máximo 18.75
moles de urea.
 5) Y ahora hacemos la conversión a
gramos:
 18,75 moles de (NH2)2CO son 1462,5 g.

33. Rendimiento teórico
 La cantidad de producto que debiera
formarse si todo el reactivo limitante se
consumiera en la reacción, se conoce con el
nombre de rendimiento teórico.
 A la cantidad de producto realmente
formado se le llama simplemente
rendimiento o rendimiento de la reacción.
 Rendimiento de la reacción ≤
rendimiento teórico

34. Rendimiento teórico
 % rendimiento: rendimiento real x 100
rendimiento teórico