PRESENTACION SOBRE ESTEQUIOMETRIA

1. REACCIONES QUIMICAS Y
ESTEQUIOMETRIA

2. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.

3. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
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.

4. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Escritura de ecuaciones químicas
Una ecuación química debe contener:
CaO + CO2
•Todos los productos
D
•Las condiciones de la reacción
CaCO3
•Todos los reactivos
•El estado físico de las sustancias
(s) (s) (g)

5. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Ajuste de ecuaciones químicas
Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla
la ley de conservación de la masa. Debe igualmente haber el mismo
número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los
reactivos y en los productos.
CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O
3 2 3

6. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
METODOS DE BALANCEO:
•Método del tanteo
•Método de cambio en el número de oxidacióno REDOX
•Método del Ión Electrón
•Método Algebraico
Problema: Balancear correctamente la ecuación química:
K2Cr2O7 + Cu(s) + HCl  CrCl3 + KCl + CuCl2 + H2O

7. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 Para entender este método se debe tener
claro las disociaciones de ácidos, bases y
sales (electrolitos) estudiados en el
equilibrio iónico.
 Recapitulando, tenemos los ácidos se
disocian en H+ y el anión negativo.

8. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 las Bases se disocian en el catión positivo
y el OH-

9. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 Este método es práctico para balancear ecuaciones
iónicas, ya que no requiere determinar los números
de oxidación de cada elemento para saber cuál
elemento se oxida y cuál se reduce, aquí se oxida el
que pierda e-, es decir, la ecuación donde
aparezcan los e-, hacia la derecha; y se reduce el
que gane e-, es decir, la ecuación donde aparezcan
los e-hacia la izquierda
Método Ión-electrón

10. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Se debe balancear la siguiente ecuación:
PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES
POR MÉTODO IÓN-ELECTRÓN
MnO4-
(ac) + Fe2+
(ac)
Medio
Ácido
Fe3+
(ac) + Mn2+
(ac)

¿Puede balancearse a simple vista esta
ecuación?

11. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 Se identifican y se escriben las ecuaciones de las semirreacciones.
Los estados de oxidación en la semi-rreacción en que participa el
ion permanganato indican que el manganeso se reduce.
 Como el estado de oxidación del manganeso varia de +7 a +2, se
reduce. Por tanto ésta es la semi-rreacción de reducción. Tiene
electrones como reactivos aunque todavía no se escriben. La otra
semi-rreacción es la oxidación de hierro(II) a hierro(III) y es la
semi-rreacción de oxidación.
Paso 1

12. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Se balancea cada semi-rreacción
 Para la reacción de reducción se tiene que:
MnO4-  Mn2+
(El manganeso ya está balanceado)
 Se balancea el oxígeno añadiendo 4H2O al lado derecho de la
ecuación:
MnO4
-  Mn2+ + 4H2O
 A continuación se balancea el hidrógeno añadiendo 8H+ al lado
izquierdo:
8H+ + MnO4
-  Mn2+ + 4H2O
Paso 2

13. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 Todos los elementos están balanceados pero es
necesario balancear los cargos usando
electrones. De momento se tienen las siguientes
cargas para reactivos y productos en la semi-
rreacción de reducción.
8H+ + MnO4-  Mn2+ + 4H2O
8+ + 1- 2+ + 0
7+ +2

14. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 Se igualan las cargas añadiendo cinco electrones al
lado izquierdo.
5e- + 8H++ MnO4
- Mn2+ + 4H2O
2- 2+
 Ahora tanto los elementos como las cargas se
encuentran balanceados por lo que ésta es una semi-
rreacción de reducción balanceada. El hecho de que
aparezcan cinco electrones del lado de los reactivos de
la ecuación es lógico porque se requieren cinco
electrones para reducir de MnO4
-(en donde Mn tiene
estado de oxidación de +7) a Mn2+ (en donde Mn
tiene estado de oxidación de +2).

15. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 Para la reacción de oxidación
Fe2+Fe3+
los elementos se encuentran balanceados, por lo
que sólo hay que balancear la carga.
Fe2+  Fe3+
2+ 3+
 Se necesita un electrón del lado derecho para
tener carga neta 2+ en ambos lados.
Fe2+  Fe3+ + e-
2+ 2+

16. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 Se iguala el número de electrones que se
transfieren en las dos semirreacciones.
Como en la semi-rreacción de reducción
hay transferencia de cinco electrones y en
la semi-rreacción de oxidación sólo se
transfiere un electrón, hay que multiplicar
la semi-rreacción de oxidación por 5.
5Fe2+  5Fe3+ + 5e-
Paso 3

17. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 Se suman las semirreacciones
Paso 4

18. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
 Obsérvese que los electrones se cancelan (como es
lógico) para obtener la ecuación final balanceada.
 Se indican los estados físicos de reactivos y
productos (ac) y (l) en este caso únicamente en la
ecuación final balanceada.
5Fe2+
(ac) + MnO4(ac) + 8H+
(ac) 5Fe3+
(ac) + Mn2+
(ac) + 4H2O(l)

19. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Inténtalo tú!
 Al arrancar el motor de un automóvil se emplea energía
que es aportada por el acumulador del mismo. En éste se
verifica una reacción de óxido reducción entre el plomo
metálico y el óxido de plomo(IV) que da la potencia
necesaria para el arranque. La ecuación no balanceada
para una versión simplificada de la reacción es:
 Balancee esta reacción mediante el método de la ión-
electrón (semi-reacciones).
Pb(s) + PbO2(s) + H+(ac)  Pb2+(ac) + H2O(l)

20. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS A PARTIR DE ECUACIONES
•Para realizar cálculos relacionados con un proceso químico se requiere:
•Tener la ecuación ajustada o balanceada
•Conocer como mínimo la cantidad en moles de una de las sustancias

21. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Cálculo del número de moles de una sustancia
•Para calcular el número de moles es necesario conocer si la sustancia es:
•Un sólido, y por tanto se encuentra medido en gramos
•Una solución acuosa, por tanto se conoce su volumen y concentración
•Un gas, por tanto se debe conocer las condiciones a las que se encuentra.
Calcular el número de moles presentes en las siguientes sustancias:
•250 g de Carbonato de Sodio
•50 mL de solución acuosa de Acido Sulfúrico 0,5 M
• 2L de Oxigeno medidos a 20°C y 1 atm.

22. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Relaciones de masa de las ecuaciones
4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3
- Los coeficientes de una ecuación química representan el número de
moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así, 4 moles de Fe
reaccionan con 3 moles de O2 para dar 2 moles de Fe2O3.
- Dichos coeficientes en una ecuación ajustada pueden emplearse como
factores de conversión para calcular la cantidad de producto formada o la de
reactivo consumida.
- Ejemplo: ¿Cuantos moles de Fe2O3 se producirán a a partir de…
4 moles de Fe? 2 moles de Fe? 8 moles de Fe? 1 mol de Fe?
2 1 4 0.5

23. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
1. ¿Cuántos moles de H2SO4 se necesitan para producir 8 moles de Al2(SO4)3?
Relaciones de masa de las ecuaciones
8 mol Al2(SO4)3 x
3 mol de H2SO4
1 mol Al2(SO4)3
= 24 mol de H2SO4
2. ¿Cuántos moles de H2O se obtendrán a partir de 156 g de Al(OH)3 ?
156 g Al(OH)3 x
1 mol Al(OH)3
78 g Al(OH)3
= 6 mol de H2O
6 mol de H2O
2 mol Al(OH)3
x

24. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
3. ¿Cuántos g de Al(OH)3 reaccionarán con 59 g de H2SO4?
59 g H2SO4 x
1 mol H2SO4
98 g H2SO4
= 31 g Al(OH)3
2 mol Al(OH)3
3 mol H2SO4
x
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
78 g Al(OH)3
1 mol Al(OH)3
x
Relaciones de masa de las ecuaciones

25. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Rendimiento Teórico
La cantidad máxima que puede obtenerse de un determinado
producto en una reacción química se denomina Rendimiento Teórico. Es una
cantidad que se calcula a partir de los coeficientes estequiométricos de una
ecuación química y de las cantidades de reactivos empleadas.
¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 grs de
hidróxido de aluminio?
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
39 g Al(OH)3 x
1 mol Al(OH)3
78 g Al(OH)3
= 85.5 g Al2(SO4)3
1 mol Al2(SO4)3
2 mol Al(OH)3
x
342 g Al2(SO4)3
1 mol Al2(SO4)3
x
Rendimiento Teórico

26. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html
A EJERCITARNOS

27. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Reactivo limitante
Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o
no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes
estequiométricos.
Si se parte de una mezcla de reactivos que no es la
estequiométrica, entonces el que se gasta o consume primero se denomina
reactivo limitante, pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que se consuma
éste, quedando el otro (u otros) reactivo en exceso.
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)

28. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Rendimiento Teórico y Reactivo Limitante
¿Qué sucede si contamos con cantidades de dos o más reactivos? existe
un reactivo limitante
2Sb(g) + 3I2(s)  2SbI3(s)
Si se hacen reaccionar 1.2 mol de Sb y 2.4 mol de I2, ¿cuál será el
rendimiento teórico?
1) Se divide las moles de cada reactivo suministradas, por su coeficiente
estequiométrico, se comparan los resultados obtenidos, el menor valor
corresponde al reactivo límite
1.2
2
= 0.6
2.4
3
= 0.8
REACTIVO LIMITANTE
2) Se calcula el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante:
1.2 mol de Sb x
2 mol de SbI3
2 mol de Sb
503 gr SbI3
1 mol de SbI3
x = 603,6 g SbI3
PARA Sb
PARA I2

29. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Rendimiento experimental. Rendimiento porcentual
El Rendimiento Teórico es una cantidad máxima, que en muchas
ocasiones no se alcanza, pues las reacciones químicas no siempre se
completan. Por ello, la cantidad de producto obtenida experimentalmente
(esto es, medida tras realizar el experimento en el laboratorio) suele ser
menor que la calculada teóricamente, esta se conoce como rendimiento real
o experimental. Por ello, se define el Rendimiento Porcentual como el
cociente entre la cantidad de producto obtenida (rendimiento experimental)
y el rendimiento teórico.
Rendimiento porcentual =
Rendimiento experimental
Rendimiento Teórico
x 100

30. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Problema
Cuando la metil amina CH3NH2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción:
CH3NH2(ac) + H+
(ac)  CH3NH3
+
(ac)
Cuando 3 grs de metilamina reaccionan con 0.1 mol de H+, se producen 2.6 g de
CH3NH3
+. Calcular los rendimientos teóricos y porcentual.
a) Se determina en primer lugar el reactivo limitante y el rend. teórico:
3 g CH3NH2 x
1 mol CH3NH2
31 g CH3NH2
= 3.1 g CH3NH3
+
1 mol CH3NH3
+
1 mol CH3NH2
x
32 g CH3NH3
+
1 mol CH3NH3
+
x
0.1 mol H+ x
1 mol CH3NH3
+
1 mol H+
= 3.2 g CH3NH3
+
x
32 g CH3NH3
+
1 mol CH3NH3
+
Rendimiento Teórico
b) Se calcula el rendimiento porcentual:
Rend. Porcentual =
Rend. experimental
Rend. Teórico
x 100 =
2.6
3.1
x 100 = 83.9 %

31. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Pureza de Reactivos
En la práctica no siempre se puede obtener la cantidad de producto
teóricamente predecible, una de las razones es que los reactantes pueden
contener impurezas, generalmente expresadas en términos de porcentaje de
pureza, el cual debe determinarse antes de iniciar el cálculo de rendimiento
El Hidróxido de Sodio reacciona con el Dióxido de Carbono del aire para
producir carbonato de sodio. 500 g de NaOH se dejaron al aire
comprobandose por análisis posterior que la pureza del hidroxido era del
95%. Cuál es el rendimiento teórico del proceso?
475 9 g NaOH x
1 mol NaOH
40 g NaOH
= 629.375 g Na2CO3
1 mol Na2CO3
2 mol NaOH
x
106 g Na2CO3
1 mol Na2CO3
x
Rendimiento Teórico
500 g NaOH x 95% = = 475 g NaOH puro
2 NaOH(s) + CO2(g)  Na2CO3(s) + H2O(l)

32. 2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
1. En un proceso se parte de 20 g de hierro (pureza 60%) y de 30 g
de solución de ácido sulfúrico al 80% en masa, para obtener sulfato
ferroso e hidrógeno gaseoso .
a) ¿Qué masas de hierro y de ácido sulfúrico reaccionan?
b) ¿Qué reactivo está en exceso?
c) ¿Qué masa de hidrógeno se obtiene?
d) ¿Cuál es el volumen en TPE ocupado por esa masa de hidrógeno?
e) ¿Cuál sería la masa de sulfato ferroso obtenida si el rendimiento
de la reacción es del 80 %?
2. Calcular la cantidad de caliza (CaCO3 impuro) cuya riqueza en
carbonato de calcio es del 85,3 % que se necesita para obtener; por
reacción con HCl en exceso; 9,26 L de CO2 a TPE. Escribir y
balancear la ecuación química correspondiente.
EJERCICIOS