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1. GUIA 2 MEDIO
La estequiometría (del griego stoicheîon, “elemento” y metrie, “medida”) es el cálculo de las
proporciones cuantitativas o relaciones de masa entre los reactantes y productos en el transcurso de
una reacción química.
Leyes de la estequiometría
 Ley de conservación de la masa (ley de Lavoisier): En una reacción química la masa
permanece constante,es decir, la masa de los reactantes será igual a la de los productos. Por
ejemplo, en la reacción de formación del agua (2H2 + O2 → 2H2O), cuando 4 gramos de
hidrógeno reaccionan con 32 gramos de oxígeno, se forman 36 gramos de agua.
 Ley de las proporciones definidas (ley de Proust):En un compuesto dado, los elementos
participantes se combinan siempre en la misma proporción, sin importar su origen y modo de
obtención. Por ejemplo, en el óxido de cinc (ZnO) siempre hay un átomo de cinc por cada
átomo de oxígeno y la proporción de masas es 80,3% de cinc y 19,7% de oxígeno.
 Ley de las proporciones múltiples (ley de Dalton): Cuando dos o más elementos se
combinan para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos, que se unen a una masa
fija delotro, tienen como relación números enterosy sencillos. Por ejemplo, enlos anhídridos
de nitrógeno (N2O, NO, N2O3, NO2 y N2O5), si se fija la masa de nitrógeno en 7 gramos,
las masas de oxígeno en cada compuesto son, respectivamente, 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40 g.
La razón entre estas masas es: 8 : 16 : 24 : 32 : 40 = 1: 2 : 3 : 4 : 5
Conceptos estequiométricos
 Mol: es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos
del isótopo de carbono-12.
 Número de Avogadro (NA):número de entidades elementales que hay en un mol.
Este número se determina experimentalmente y su valor es de 6,02 x 1023.
 Unidad de masa atómica (uma o u): unidad utilizada para expresar la masa de un
átomo. Equivale a la duodécima parte (1/12) de la masa de un átomo de carbono-12.
1 uma = 1,66 x 10─24 g
 Masa atómica (o peso atómico):masa de un átomo en unidades de masa atómica
(uma). Por ejemplo, la masa atómica del oxígeno (O) es 16,0 uma.
 Masa molecular (o peso molecular): masa de una molécula (suma de las masas
atómicas, en uma). Por ejemplo, la masa molecular del SO2 es 64 uma (32 uma + 2
x 16 uma).
 Masa molar: masa (en gramos) de 1 mol de unidades (átomos o moléculas) de una
sustancia.Por ejemplo, la masa molar delSO2 es 64 g/mol (32 g/mol + 2 x 16 g/mol).

2. Composición porcentual:informa sobre el porcentaje de cada elemento presente en un compuesto.
Para calcularla, se debe considerar la masa molar del compuesto como el 100%. Por ejemplo, para
determinar el porcentaje de hidrógeno presente en el agua (H2O), cuya masa molar es 18 g/mol, hay
que realizar el siguiente cálculo utilizando la masa molar del hidrógeno (1 g/mol)
Fórmula empírica y molecular:Existen distintos tipos de fórmulas químicas. Entre ellas podemos
distinguir la fórmula empírica, la cual corresponde a una expresión que representa la porción más
simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico; otra de ellas es la
fórmula molecular que indica la cantidad real de átomos que conforman una molécula.
Por ejemplo, para el benceno:
una reacción química (o cambio químico) es un proceso en el cual una o más sustancias,
denominadas reactivos o reactantes, se transforman en otras sustancias llamadas productos.
La descripción simbólica de una reacción química se conoce como ecuación química.
Interpretación de una ecuación química

3. Para una ecuación química general, tenemos:
aA+ b B → c C + d D
donde:
A y B representan los símbolos químicos de los átomos o moléculas que reaccionan (reactantes). C
y D representan los símbolos químicos de los átomos o moléculas que se obtienen (productos).
a, b, c y d representanlos coeficientesestequiométricos que indican elnúmero de átomos,moléculas
o mol de cada sustancia involucrado en la reacción, por lo que pueden ser números enteros o
fraccionesque varían de acuerdo a la cantidad de sustancia.Los subíndices se denominan coeficientes
atómicos (no presentes en la ecuación planteada), que pueden acompañar a cada símbolo y que
indican el número de átomos del elemento que hay en una molécula de la sustancia. Estos
corresponden siempre a números enteros y son invariables para una determinada molécula.
Adicionalmente, se puede agregar entre paréntesis el estado físico de cada sustancia participante, de
la siguiente manera: sólido (s), líquido (), en disolución acuosa (ac) o gaseoso (g).
Por ejemplo, la siguiente ecuación balanceada corresponde a la reacción de formación de agua (H2O)
a partir de hidrógeno (H2) y oxígeno (O2):
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)
Esta ecuación se puede interpretar en términos microscópicos (átomos o moléculas) o macroscópicos
(mol):
- 2 moléculas de hidrógeno gaseoso (H2) reaccionan con 1 molécula de oxígeno gaseoso
(O2), produciendo 2 moléculas de agua gaseosa (H2O).
- 2 mol de hidrógeno gaseoso (H2) reaccionan con 1 mol de oxígeno gaseoso (O2),
produciendo 2 mol de agua gaseosa (H2O).
También se puede interpretar la ecuación en términos de masa, ya que a partir de las masas molares
se puede calcular la cantidad en gramos de cada sustancia. Por lo que tenemos una tercera forma de
leer la ecuación:
- 4 gramos de hidrógeno (2 x MM de H x 2) reaccionan con 32 gramos de oxígeno (MM de O
x 2), produciendo 36 gramos de agua (2 x MM de H2O).
Por último, si la reacción ocurre en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT,1 atm y
0o
C), y existen sustancias gaseosas, podemos indicar que
- 44,8 L de hidrógeno reaccionan con 22,4 L de oxígeno, produciendo 44,8 L de agua.

4. Para resolver ejercicios que involucren reacciones químicas, debemos considerar estas relaciones
entre las cantidades de las distintas sustancias involucradas trabajando preferentemente en mol. Para
ello, la ecuación debe estar siempre correctamente balanceada, como veremos a continuación.
Balance de una ecuación química
Una ecuación química debe reflejar lo que ocurre en el transcurso de la reacción. Por lo tanto, es
necesario respetar las leyes de conservación de la masa y de la carga total. Para ello, debe estar
correctamente balanceada. Una ecuación se balancea (ajusta o equilibra) cambiando los coeficientes
estequiométricos (números que anteceden las formulas) hasta igualar elnúmero de átomos en ambos
lados de la ecuación.
Por ejemplo, para la reacción de combustión del propano, la ecuación sin ajustar será:
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Esta ecuación no cumple con la ley de conservación de la materia,puesto que para el carbono (C),
por ejemplo, hay 3 átomos en los reactantes y solo 1 en los productos. Por lo tanto, hay que ajustar la
ecuación introduciendo delante de cada compuesto el coeficiente estequiométrico adecuado.
De esta manera,el número de átomos de carbono se puede ajustar anteponiendo un 3 en el CO2, y el
número de átomos de hidrógeno (H) se ajusta colocando un 4 delante del H2O.
C3H8 + O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Finalmente, para ajustar el número de átomos de oxígeno (O) se antepone un 5 en el O2.
C3H8 +5O2 →3CO2 +4H2O
14 Reactivos limitante y en exceso
El reactivo limitante es aquel que limita la reacción, es decir, una vez que este reactivo se acaba,
termina la reacción. Los reactivos que sobran se llaman reactivos en exceso (excedentes).
Por lo tanto, la cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante.
Por ejemplo, en la siguiente reacción ficticia, A es el reactivo limitante que determina la cantidad
del producto AB que puede formarse, mientras que B es el reactivo en exceso.

5. Rendimiento de una reacción
En general, cuando se produce una reacción química se obtienen menores cantidades de producto de
las que cabría esperar teóricamente por la estequiometría de la reacción.
Los motivos son diversos y entre ellos se pueden mencionar:
 La reacción se produce en condiciones inadecuadas.
 Se pierde algo de la sustancia al manipularla.
 Existen reacciones alternativas o secundarias que dan lugar a productos no deseados.
Además,hay muchos casos en los que la conversión de reactivos en productos no es total
por razones energéticas,independientemente de que se den las circunstancias anteriores.
Los rendimientos cercanos al100% son denominados cuantitativos; los rendimientos sobre
el 90% se designan excelentes; los rendimientos sobre el 80%, muy buenos, sobre el 70%
son buenos; alrededor del 50% son regulares; y debajo del 40% son pobres.

6. EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS
1) ¿Cuántos moles de carbono hay en 1 mol de sacarosa (C12H22O11)? ¿Cuantos átomos de
carbono hay en 1 mol de sacarosa?
2) La masa atómica del Cl es 35,45 uma y la del Al es 26,98 uma ¿Cuáles son las masa en
gramos de 2 moles de Al y de 3 moles de Cl?

7. 3) Complete la siguiente tabla.
ÁTOMO O
MOLÉCULA
MASA ATÓMICA O
MOLECULAR.
GRAMOS MOLES MOLÉCULAS O ÁTOMOS
Na 23,00 g /mol
Cu 15 g
Ca 7,0x1024
Atomos
NaCl 0,41g
Cu(OH)2 12n
HCl 4,6x1023
moléculas
CaS 0,8n
4) 100 g acetaldehído tiene unacomposiciónporcentualde 54,5%de C,9,2%de H y36,3%
de O, y su masa molecular es de 44. DATO: 100 g de compuesto equivalen al 100%
Convierta el porcentaje de cada elemento a masa.
EJERCICIO RESUELTO para convertir de porcentaje a masa de cada elemento:
100 % de compuesto  100 g de compuesto
54,5 % de Carbono  X por lo tanto x= 54,3 g de carbono
100 % de compuesto  100 g de compuesto
9,2 % de Hidrogeno  X por lo tanto x= 9,2 g de hidrogeno
100 % de compuesto  100 g de compuesto
36,3 % de oxigeno  X por lo tanto x= 36,3 g de Oxigeno
b) Determine la formula empírica.
c) Determine la formula molecular.

8. 5) Si una muestrade 100 g contiene 40,0%de carbono (C),6,7%de hidrogeno (H)y 53,3%
de oxigeno (O) en masa.
a. Convierta el porcentaje de cada elemento a masa. DATO: 100 g de compuesto
equivalen al 100%.
b. Determine la formula empírica.
6) ¿Cual es la fórmula molecular del compuesto cuya fórmula empírica es CH y presenta
una masa molar igual a 78 g/mol?
7) Una sal que posee 32,38 % de Na, 22,57 % de S y 45,05 % de O. y su masa molecular
es de 415 g/mol DATO: Asumir que son 100 g de compuesto por lo tanto 100 g de
compuesto equivalen al 100%
a) Convierta el porcentaje de cada elemento a masa.
b) Determine la formula empírica.
c) Determine la formula molecular.

9. 8) El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación. (SIN BALANCEAR)
H2SO4 + Cu SO2 + CuSO4 + H2O
Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4,calcular:
a) ¿Qué reactivo es limitante y cual está en exceso y en qué cantidad?.
b) Número de moles de SO2 que se desprenden.
c) Masa de CuSO4 que se forma.
9) Calcular el número de moles y de átomos contenidos en 80 gramos de azufre (masa
atómica= 32 gr/mol).
10) La glucosa tiene una composición porcentual de 40 % de carbono C; 6,72 % de
hidrógeno H y 53,3 % de oxígeno O. En otro experimento se demuestra que su masa
molecular es aproximadamente de 180 gramos. Determínese la fórmula empírica y la
fórmula molecular de la glucosa.