Embed Size (px)
Citation preview
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometria es una parte de la química que usa los
pesos combinados de los elementos que forman los
compuestos y las cantidades de sustancia que intervienen
en una reacción química basándose en la información
cuantitativa expresada por sus fórmulas y sus ecuaciones
químicas y las leyes ponderales, gravimétricas y volumétricas de la química.
Cuando se conoce una reacción química y la cantidad de una de las sustancias que están en
ella, si se balancea, es posible calcular las cantidades de los otros reactivos y productos
presentes en la reacción. Las cantidades pueden estar en Mol, en masa o en volumen.
Estos cálculos se utilizan comúnmente en los análisis químicos y en la producción de
sustancias químicas que se utilizan en los laboratorios o en las industrias, así como en la
elaboración de los productos de uso común como pinturas, medicinas, cosméticos, etc.
Las leyes ponderales de la ESTEQUIOMETRIA Son:
Ley de conservación de la masa o Ley de Lavoisier
Ley de las proporciones constantes o Ley de Proust.
Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton.
Ley de las proporciones recíprocas o Ley de Richter-Wenzel.
La ley de Lavoisier establece que: ”al efectuarse una reacción química la suma de las
masas de las sustancias antes de reaccionar es igual a la suma de las masa de las
sustancias después de efectuarse la reacción.”
Suma de masa de reactivos = Suma de masas de productos
Si A + B C + D La suma de A + B = suma de C + D
Para comprobar esta ley estequiométricamente en una reacción química, la ecuación debe
estar balanceada. Por ejemplo:
Ca3 (PO4)2 + H2 SO4 Ca SO4 + H3 PO4
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
Para aplicar la ley, lo primero que se hace es balancear la ecuación
Ca3 (PO4)2 + 3 H2 SO4 3 Ca SO4 + 2 H3 PO4
En seguida se calcula el peso molecular de los compuestos.
Reactantes
Ca3 (PO4)2 H2 SO4
P: 31 x 2 = 62 S: 32 x 1 = 32
O: 16 x 8 = 128 O: 16 x 4 = 64
310 98 x 3 = 294
Productos
Ca SO4 H3 PO4
Ca: 40 x 1 = 40 H: 1 x 3 = 3
S: 32 x 1 = 32 P: 31 x 1 = 31
O: 16 x 4 = 64 O: 16 x 4 = 64
136 x 3 = 408 98 x 2 = 196
Ahora sumamos los pesos de los reactantes y los pesos de los productos, comparamos
ambas sumas y si estas son iguales se está cumpliendo la Ley de Lavoisier.
A + B = 310 + 294 D + C = 408 + 196
604 604
Reactantes 604 = productos 604
La Ley de proporciones definidas o constantes (Ley de Proust) dice: “Toda sustancia
pura siempre tiene una misma composición” También la podemos enunciar de la siguiente
manera: “Cuando varios elementos reacción para formar un determinado compuesto, lo
hacen siempre con una relación ponderal constante.”
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
Así 40.32g de MgO siempre contienen 24.32 g de Mg y 16 g de O y la combinación de
estas mismas cantidades siempre da 40.32 g de MgO.
Como la relación entre masas se conserva siempre en la misma proporción en cualquier
unidad de masa la relación puede ser en Kg, Ton, g, lb, mol, litros, etc.
La Ley de Proust también se puede enunciar como: “la composición centesimal de toda
sustancia pura siempre es constante.”
Para conocer la composición centesimal es necesario conocer el porciento en peso de cada
elemento en el compuesto.
El porciento de cada elemento lo podemos obtener partiendo de que el peso del compuesto
es el 100 % y después hacer una relación de pesos, por ejemplo:
¿Qué porciento en peso de Calcio tiene un mol de CaS?
Un mol de CaS tiene un peso de: 72 g (Ca = 40 + 32 de S), entonces considerando que el
peso de la mol es el 100 % haremos la relación siguiente.
72 g de CaS 100 %
40 g de Ca X % de Ca
De donde:
X % de Ca = 40 g de Ca X 100 %
72 g de CaS
X % de Ca = 55.55 %
Por lo tanto el porcentaje de azufre en el compuesto será:
% de S = 100 % - 55.55 % Ca = 44.45 %
Y la composición centesimal será:
Ca = 0.5555 y S = 0.4445
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
También podremos saber la cantidad de un elemento que podemos obtener de su
compuesto si sabemos el porcentaje que este tiene en dicho compuesto.
Por ejemplo:
¿Qué cantidad de oxígeno se obtendrá de 75 g de una sustancia que contiene 88.8 % de
O2?
Como 75 g es el 100 % podemos hacer la relación siguiente.
75 g del compuesto 100 %
X g de O2 88.8 %
X g de O2 = 88.8 % x 75 g = 66 g
100 %
Conocer el porciento en peso de los elementos que constituyen a un compuesto sirve para
obtener formulas mínimas y formulas verdaderas y también la cantidad de un elemento
que podemos obtener a partir de uno de sus compuestos.
La formula mínima o empírica es la formula que se obtiene de la mínima relación de
combinación entre los elementos de un compuesto, nos dice que elementos están
presentes, la formula empírica se puede obtener utilizando datos experimentales,
solamente necesitamos conocer la masa de cada uno de los elementos en una muestra de
laboratorio.
La formula mínima puede o no ser verdadera, si conocemos el peso molecular del
compuesto puede determinarse cual de las dos formulas es.
Por ejemplo:
¿Cuál es la formula mínima de una sustancia que contiene 21.6 % de Na; 33.3 % de Cl; y
45.1 % de O2?
Además del porciento debemos conocer el peso atómico de cada elemento para poder
resolver la pregunta de la siguiente manera.
Elemento % en peso peso atómico
Na 21.6 23
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
Cl 33.3 35.5
O 45.1 16
En seguida se divide el porciento en peso del elemento entre su peso atómico
Na = 21.6/ 23 = 0.93 Cl = 33.3/35.5 = 0.93 O = 45.1/16 = 2.82
Ahora se divide cada uno de los resultados entre el más pequeño para encontrar la
relación de combinación de los elementos en el compuesto en números enteros.
Na = 0.93/0.93 = 1 Cl = 0.93/0.93 = 1 O = 2.82/0.93 = 3
Los átomos se combinan en una proporción de 1 átomo de Na, 1 átomo de Cl y 3 átomos de
O, como no conocemos el peso molecular con los datos obtenidos solo podemos saber la
formula empírica.
A partir de la formula mínima y conociendo el peso molecular se obtiene la formula
verdadera. La formula verdadera o molecular del compuesto es la que nos dice la cantidad
real de los átomos de cada elemento presente en una molécula del compuesto.
Ejemplo:
¿Cuál es la formula verdadera (molecular) de una sustancia que contiene 57 % de C, 4.77
% de H, 38.1 % de O y un peso molecular de 126 g/mol.
Para resolver el problema primero calculamos la formula mínima.
Elemento %
peso
Peso
atómico
%peso/peso
atómico
Relación de
combinación
# átomos
C 57 12 57/12 =4.75 4.75/2.38 = 2 2
H 4.77 1 4.77/1 =4.77 4.75/2.38 = 2 2
O 38.1 16 38.1/16 =2.38 2.38/2.38 = 1 1
Na Cl O3
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
La formula mínima según los resultados obtenidos es: C2 H2 O Ahora obtenemos el peso
molecular de la formula mínima.
C: 12 x 2= 24 H: 1x2 = 2 O: 16 x 1 = 16 24 + 2+ 16 = 42 g/mol
Se divide el peso molecular que dan como dato en el problema entre el peso molecular de
la formula mínima para saber cuantas veces es menor la formula mínima.
PM del compuesto 126 = 3 esto quiere decir que la formula
PM de la F. mínima 42 mínima es 3 veces menor que la
formula verdadera y los subíndices de
la formula mínima se multiplican por 3 y se obtiene la formula verdadera.
C2 x 3 H2 x 3 O1 x 3 la formula verdadera es:
C6 H6 O3
Otra manera de calcular la formula molecular o verdadera es aplicando la siguiente
formula
Aplicando esta formula para el problema anterior.
No. de átomos de C = 57 % x 126 = 6
12 x 100
No. de átomos de H = 4.77 % x 126 = 6 la formula es C6 H6 O3
1 x 100
No. de átomos de O = 38.1 % x 126 = 3
16 x 100
Si observas los dos resultados veras que la formula es la misma por ambos métodos.
No. de átomos = % peso x peso molecular
Peso atómico x 100
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
Estas leyes son de gran utilidad en la aplicación industrial ya que cuando el reactivo es
muy caro y no se requiere tener en exceso se calcula desde antes conociendo las
relaciones definidas y constantes que nos da la estequiometria y siempre cumpliendo con
la Ley de conservación de la masa.
Podemos calcular la cantidad de producto que se obtendrá o la cantidad de reactivo que se
necesita en una reacción química.
Las relaciones que se utilizan para obtener los resultados pueden ser:
mol a mol
mol a masa o masa a mol
masa a masa
mol a volumen o volumen a mol
masa a volumen o volumen a masa
Pero…..¿Qué es una MOL?
Como es difícil trabajar con átomos y moléculas debido a sus dimensiones microscópicas,
se ideo una nueva unidad de uso práctico llamada MOL fácilmente medible y verificable
con los aparatos de medición que se usan en el laboratorio.
Una mol es el número de partículas que hay contenidas en el peso fórmula expresado en
gramos. El peso formula del agua H2O es 18 g, una mol de agua es la cantidad de partículas
contenidas en 18 g.
Una mol de cualquier especie química, atómica, iónica o molecular tiene 6.023 x 1023
partículas individuales a condiciones normales de temperatura y presión (C N T y P) y en
esas mismas condiciones ocupa un volumen de 22.4 l. Las condiciones normales de
temperatura y presión son: Temperatura = 273 K y Presión = 1 atmósfera (760 mmHg).
Si queremos saber cuantas mol hay en determinado peso de un compuesto usamos la
siguiente formula.
n = P/ PM
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
En donde n es el número de mol, P es el peso dado del compuesto y PM es el peso molecular
del compuesto.
Ejemplos de relaciones estequiométricas
Relaciones MOL a MOL
En la ecuación balanceada
C2 H 5OH + 3O2 2CO2 + 3H2 O
Los coeficientes de los compuestos, números 1 y 3 de los reactivos y los números 2 y 3 de
los productos indican el número de mol que intervienen de cada uno de los compuestos en
la reacción. Esto indica que una mol de C2 H 5OH reacciona con 3 mol de O2 para producir
2 mol de CO2 y 3 mol de H2 O.
Con estos coeficientes se puede hacer una relación molar, es decir, es la razón de mol de
reactivos a mol de productos.
Un ejemplo de la resolución de problemas en los que hay relaciones molares es el
siguiente.
Se tienen 3.8 mol de alcohol etílico C2 H 5OH ¿Cuántas mol de agua se obtendrán?
Primero se balancea la ecuación de la reacción.
1 C2 H 5OH + 3O2 2CO2 + 3 H2 O
Esta nos indica que 1 mol de C2 H 5OH da como producto 3 mol de H2 O, si tenemos 3.8 mol
de C2 H 5OH podemos calcular las mol de H2 O que se obtendrán.
1 mol de C2 H 5OH 3 mol de H2 O
3.8 mol de C2 H 5OH X mol de H2 O
Por lo tanto despejando X mol de H2 O de la relación anterior:
X mol de H2 O = 3.8 mol de C2 H 5OH x 3 mol de H2 O = 11.4 mol
1 mol de C2 H 5OH
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
Relación MASA - MOL
La relación también puede ser de gramos a mol o de mol a gramos. Por ejemplo: Para la
siguiente reacción de neutralización
2 H Cl + Ca (OH)2 Ca Cl2 + 2 H2 O
Tenemos 0.834 mol de Ca (OH)2 con este dato debemos calcular la cantidad en gramos de
HCl que reaccionarán.
En la ecuación balanceada vemos que 1 mol de Ca (OH)2 reacciona con 2mol de H Cl por lo
que tendremos que determinar la masa de 2 mol de H Cl.
El peso atómico del H es 1 del Cl es 35.5 por lo que el peso de una mol es 35.5 + 1 = 36.5
pero como son 2 mol se multiplica por 2; 36.5 x 2 = 73, ahora podemos hacer nuestra
relación para determinar la cantidad en gramos de H Cl que reaccionarán con el Ca (OH)2.
Entonces: 73 g de H Cl 1 mol de Ca (OH)2
X g de H Cl 0.834 mol de Ca (OH)2
Por lo tanto
X g de HCl = 73 g de H Cl x 0.834 mol de Ca (OH)2 = 60.882 g
1 mol de Ca (OH)2
Relación MASA – MASA
Ejemplo:
¿Cuántas toneladas de Fe (SCN)3 se obtienen a partir de 45 toneladas de Fe Cl3? La
ecuación de la reacción es….
Fe Cl3 + KSCN Fe (SCN)3 + K Cl
Se balancea la ecuación para poder resolver el problema y esta queda:
Fe Cl3 + 3KSCN Fe (SCN)3 + 3K Cl
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
Con los pesos atómicos de los elementos determinamos el peso molecular del Fe Cl3 y del
Fe (SCN)3
Para el Fe (SCN)3
Elemento Peso atómico No. de átomos total
Fe 55.8 1 55.8
S 32 3 96.0
C 12 3 36.0
N 14 3 42.0
P M = 229.8 Ton.
Para el Fe Cl3
Elemento Peso atómico No. de átomos total
Fe 55.8 1 55.8
Cl 35.5 3 106.5
P M = 162.3 Ton.
Entonces tenemos:
162.3 ton de Fe Cl3 229.8 ton de Fe (SCN)3
45 ton de Fe Cl3 X ton de Fe (SCN)3
X ton de Fe (SCN)3 = 45 ton de Fe Cl3 x 229.8 ton de Fe (SCN)3 = 63.71 ton
162.3 ton de Fe Cl3
Relación VOLUMEN (litros) – MASA
Ejemplo:
¿Cuántos litros de CO medidos a CNTyP se necesitan para reducir 1 Kg de Fe2O3? Si la
ecuación balanceada es:
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
Fe2O3 + 3CO 2 Fe + 3 CO2
Primero encontramos el peso molecular del Fe2O3
Elemento Peso atómico No. de átomos total
Fe 55.8 2 111.6
O 16 3 48.0
P M = 159.6 g
El peso molecular del Fe2O3 es 159.6 g y el peso que dan como dato es 1 Kg que en gramos
es igual a 1000. La cantidad de CO en la ecuación balanceada esta en mol (3 mol) por lo que
debemos convertir las mol a litros, recordando que 1 mol ocupa 22.4 litros en CNT y P, por
lo que 3 x 22.4 l = 67.2 l
Entonces hacemos la relación siguiente:
159.6 g de Fe2O3 67.2 l CO
1000 g de Fe2O3 X l CO
X l CO = 1000 g de Fe2O3 x 67.2 l CO = 421.05 l
159.6 g de Fe2O3
Relación VOLUMEN – VOLUMEN
Ejemplo:
Durante la década de los años cuarenta y debido a la escasez de gasolina, se utilizó como
combustible para automóviles el monóxido de carbono obtenido a partir del carbón en los
«gasógeno»1. Sabiendo que la combustión del CO (g) para dar CO2 es la siguiente.
2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2(g)
¿Qué volumen de O2 (g) necesario para la combustión, medido en las mismas condiciones
de presión y temperatura se necesita si se queman 3.8 mol de CO?
1 El gasógeno es un aparato que funciona usando la gasificación, procedimiento que permite obtener combustible gaseoso a partir de
combustibles sólidos
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
En la ecuación balanceada vemos que la combustión se lleva a cabo entre 2 mol de CO(g) y
1 mol de O2 , como nos piden volumen podemos calcular primero en mol y después convertir
el resultado a volumen, por lo tanto:
2 mol de CO reaccionan con 1 mol de O2
2 mol de CO 1 mol de O2
3.8 mol de CO X mol de O2
X mol de O2 = 3.8 mol de CO x 1 mol de O2 = 1.9 mol de O2
2 mol de CO
Como:
1 mol = 22.4 l entonces 1.9 mol x 22.4 l = 42.56 l de O2
1.9 mol = X l 1 mol
Lo puedes resolver usando las cantidades en volumen desde el inicio y el resultado debe
ser el mismo.
Convertimos las mol a litros 2 mol de CO = 22.4 litros x 2 = 44.8 litros de CO
3.8 mol de CO = 85.12 litros de CO
1 mol de O2 = 22.4 litros de O2
X mol de O2 = 85.12 litros de CO x 22.4 litros de O2 = 42.56 l de O2
44.8 litros de CO
Como puedes observar el resultado es el mismo en ambos casos, puedes seguir el primer
método o el segundo, el que se te facilite mas.
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO
Cuando se lleva a cabo una reacción química los reactivos
generalmente no están presentes en las cantidades estequiométricas
exactas, algún reactivo generalmente se consume totalmente y se le llama
Reactivo Limitante debido a que la cantidad de producto que se forma
depende de la cantidad de este reactivo.
El reactivo que se encuentra en cantidades mayores a las necesarias para reaccionar con
el reactivo limitante y del que sobra alguna cantidad al llevarse a cabo la reacción se llama
Reactivo en Exceso.
Esto se aplica cuando en un problema te dan datos de cada uno de los reactivos, entonces
debes determinar con cual de ellos (reactivo limitante) debes hacer los cálculos para
obtener el resultado correcto.
Ejemplo:
Supóngase que en un recipiente sellado hay 10 g de Oro y 10 g de Cloro que se calientan
para que se lleve a cabo una reacción completa. La ecuación de la reacción es la siguiente.
2 Au + 3 Cl2 2 Au Cl3
1.- ¿Cuál de los reactantes es el reactivo limitante?
2.- ¿Qué peso de Au Cl3 se forma?
3.- ¿Qué peso del reactante en exceso queda sin reaccionar?
Para resolver las preguntas del problema debemos encontrar las relaciones
estequiométricas y para hacerlo lo primero es anotar el peso atómico de los elementos.
p.a. Au = 197 p.a. Cl = 35.5
Como en la ecuación balanceada hay 2 mol de Au multiplicamos 197 x 2 y el peso de oro en
la reacción es 394; la cantidad de Cl en la ecuación se multiplica por 6 porque son 3 mol
de una molécula diatómica entonces se multiplica 3 mol x 2 átomos = 6 y este resultado se
multiplica por el p.a. del Cl 35.5 x 6 = 213.
Para encontrar el reactivo limitante comparas los datos de la ecuación balanceada con los
datos que se dan en el problema para saber cual reactivo se usa totalmente y con ese se
hacen los cálculos.
La ecuación balanceada dice que:
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
394 g de Au reaccionan con 213 g de Cl
Si en los datos tenemos 10 g de Au y 10 g de Cl, ¿cuál se usará totalmente en la reacción?.
Usaremos los 10 g de Au como dato para poder saber cuanto Cl se necesita para usar todo
el Au
394g Au 213g Cl
10 g Au x g Cl
X g Cl = 10 g Au x 213 g Cl = 5.406 g Cl
394 g de Au
El resultado obtenido nos dice que por cada 10 g de Au solo necesito 5.406 g de Cl y por lo
tanto en la reacción sobrará Cloro y se gastará todo el Oro, esto quiere decir que el Au
es el reactivo limitante porque se agota totalmente y el Cl es el reactivo en exceso
porque sobrará parte del reactivo, tomando en cuenta esto ahora podemos resolver las
preguntas del problema.
La respuesta a la pregunta 1 es: El reactivo limitante es el ORO (Au)
La respuesta a la pregunta 2 es:
PM Au Cl3 = (197 x 1) +(35.5 x 3) = 197 + 106.5 = (303.5 g x 2 mol) = 607 g Au Cl3
394g Au 607 g Au Cl3
10 g Au x g Au Cl3
X g Au Cl3 = 10 g Au x 607 g Au Cl3 = 15.406 g Au Cl3
394 g de Au
La respuesta a la pregunta 3 es:
Como calculamos cuanto cloro se necesita para la reacción de 10 g de Au y la respuesta
fue 5.406 g, solo restamos esta cantidad de los 10 g de Cl que dan como dato y la
diferencia es lo que sobra del reactivo en exceso.
10 g de Cl – 5.406 g de Cl = 4.594 g de Cl
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
Dato usado sobra
PUREZA DEL REACTIVO
También podemos calcular la cantidad de reactivo necesario cuando este no está puro al
100 % para poder obtener la cantidad de producto que se desea. Por ejemplo:
¿Qué cantidad de NaOH al 75 % de pureza se necesita hacer reaccionar para obtener
420 g de NaClO?
La ecuación de la reacción es:
2 NaOH + Cl2 NaClO + NaCl + H2O
La ecuación está balanceada, ahora se calculan los pesos moleculares de los compuestos.
NaOH
Elemento Peso atómico No. de átomos total
Na 23 1 23
H 1 1 1
O 16 1 16
P M = 40 X 2 = 80 g
NaClO
Elemento Peso atómico No. de átomos total
Na 23 1 23
Cl 35.5 1 35.5
O 16 1 16
P M = 74.5 g
Ahora hacemos la relación de pesos estequiométricos, pureza del reactivo y peso deseado
del producto.
Para esto vemos que:
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
En la ecuación balanceada 80 g de NaOH nos da 74.5 g de NaClO cuando el reactivo tiene
una pureza del 100 % ¿qué cantidad de NaOH se necesita para obtener 420 g de NaClO
si la pureza del ractivo es de 75 % ?
Esto ahora lo escribimos matemáticamente de la siguiente manera
80 g de NaOH 74.5 g de NaClO 100 % de pureza ec. Balanceada
X g de NaOH 420g de NaClO 75 % de pureza datos
Despejando X g de NaOH
X g de NaOH = 80 g de NaOH x 420g de NaClO x 100 % =
74.5 g de NaClO x 75 %
X g de NaOH = 601.34 g
Como observas la cantidad de NaOH que necesitas es muy grande, esto se debe a que de
la cantidad necesaria solamente reacciona el 75 % del total del reactivo porque el
restante 25 % restante son impurezas, es sustancia que no va a reaccionar.
RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
También podemos resolver los problemas en los que conocemos el rendimiento de la
reacción y queremos saber cuanto producto vamos a obtener o cuanto reactivo debemos
introducir .
El rendimiento o eficiencia de la reacción es la relación entre lo que se obtiene y lo que
teóricamente se desea obtener.
¿Cuántos Kg de Cao se obtendrán con 550 Kg de CaCO3 si el rendimiento de la reacción es
del 80 %?
La ecuación de la reacción es:
CaCO3 CaO + CO2
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
Recordemos que primero se balancea la ecuación para poder después resolver el problema.
Al analizar la ecuación nos damos cuenta que está balanceada. Ahora se deben calcular los
pesos moleculares de los compuestos para poder hacer la relación estequiométrica y la
relación práctica.
elemento p.a. No.
atom.
total PM
CaCO3 Ca 40 1 40
C 12 1 12
O 16 3 48 100
elemento p.a. No.
atom.
total PM
CO2 C 12 1 12
O 16 2 32 44
elemento p.a. No.
atom.
total PM
CaO Ca 40 1 40
O 16 1 16 56
El peso del CaCO3 dado en el problema es de 550 Kg; para relacionar los pesos moleculares
(relación estequiométrica) con los datos del problema decimos:
Con 100 Kg de CaCO3 se obtienen 56 Kg de CaO cuando el rendimiento de la reacción es
del 100 %, con 550 Kg de CaCO3 ¿Cuántos Kg de CaO se obtendrán si el rendimiento de la
reacción es del 80 %?. Matemáticamente lo expresamos de la siguiente manera:
100 Kg de CaCO3 56 Kg de CaO 100 %
550 Kg de CaCO3 X Kg de CaO 80%
Despejando X
X Kg de CaO = 550 Kg de CaCO3 x 56 Kg de CaO x 80 % =
550 Kg de CaCO3 x 100 %
Química II C E C y T 13 “Ricardo Flores Magón”
Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego
X Kg de CaO = 246.4 Kg
Para resolver los problemas lo primero que debes hacer es balancear la ecuación y después
debes relacionar los datos estequiométricos con los datos que te da el problema como se
hizo en los ejemplos anteriores.
