Estequiometría
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La estequiometría es la rama de la química que calcula las cantidades de reactivos y productos en una reacción química. Se basa en el principio de conservación de la masa: los átomos se reorganizan, no se crean ni se destruyen.
Este tema es un componente habitual en las PNE del MEP.
A continuación se presentan el mol, los cálculos masa-mol, el reactivo limitante y el rendimiento de reacción.
La masa molar de un elemento es su masa atómica expresada en g/mol. Ejemplo: C = 12 g/mol, O = 16 g/mol, H₂O = 18 g/mol.
Conversión: moles = masa (g) / masa molar (g/mol). Ejemplo: 36 g de agua = 36/18 = 2 moles de H₂O.
Procedimiento general: gramos → moles (dividir entre masa molar) → usar proporción molar → moles → gramos.
El reactivo en exceso es el que sobra después de que el limitante se consume.
Ejemplo: Si se mezclan 10 g de H₂ (5 mol) con 32 g de O₂ (1 mol) → El O₂ es limitante porque 1 mol de O₂ solo reacciona con 2 mol de H₂. Se producen 2 mol de H₂O (36 g) y sobran 3 mol de H₂.
Rendimiento real: cantidad de producto obtenida experimentalmente (siempre ≤ teórico).
Porcentaje de rendimiento = (real / teórico) × 100%.
Ejemplo: Si el teórico es 36 g y se obtienen 30 g: rendimiento = (30/36) × 100% = 83,3%.
Causas de rendimiento menor al 100%: reacciones incompletas, pérdidas mecánicas, reacciones secundarias.
Esto permite convertir entre moles y volumen de gas directamente.
Ejemplo: ¿Qué volumen de O₂ se necesita para quemar 1 mol de CH₄? CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O → 2 mol × 22,4 L = 44,8 L de O₂.
Te deseamos mucho éxito en tu preparación para las PNE.
Este tema es un componente habitual en las PNE del MEP.
A continuación se presentan el mol, los cálculos masa-mol, el reactivo limitante y el rendimiento de reacción.
El mol y el número de Avogadro
El mol es la unidad que conecta el mundo microscópico con el macroscópico. 1 mol = 6,022 × 10²³ partículas (número de Avogadro).La masa molar de un elemento es su masa atómica expresada en g/mol. Ejemplo: C = 12 g/mol, O = 16 g/mol, H₂O = 18 g/mol.
Conversión: moles = masa (g) / masa molar (g/mol). Ejemplo: 36 g de agua = 36/18 = 2 moles de H₂O.
Relaciones estequiométricas
Los coeficientes de la ecuación balanceada indican la proporción molar entre reactivos y productos.Procedimiento general: gramos → moles (dividir entre masa molar) → usar proporción molar → moles → gramos.
Reactivo limitante
El reactivo limitante es el que se agota primero y determina la cantidad máxima de producto.El reactivo en exceso es el que sobra después de que el limitante se consume.
Ejemplo: Si se mezclan 10 g de H₂ (5 mol) con 32 g de O₂ (1 mol) → El O₂ es limitante porque 1 mol de O₂ solo reacciona con 2 mol de H₂. Se producen 2 mol de H₂O (36 g) y sobran 3 mol de H₂.
Rendimiento de reacción
Rendimiento teórico: cantidad máxima de producto calculada estequiométricamente.Rendimiento real: cantidad de producto obtenida experimentalmente (siempre ≤ teórico).
Porcentaje de rendimiento = (real / teórico) × 100%.
Ejemplo: Si el teórico es 36 g y se obtienen 30 g: rendimiento = (30/36) × 100% = 83,3%.
Causas de rendimiento menor al 100%: reacciones incompletas, pérdidas mecánicas, reacciones secundarias.
Gases y condiciones normales
En condiciones normales (0 °C, 1 atm), 1 mol de gas ideal ocupa 22,4 L (volumen molar).Esto permite convertir entre moles y volumen de gas directamente.
Ejemplo: ¿Qué volumen de O₂ se necesita para quemar 1 mol de CH₄? CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O → 2 mol × 22,4 L = 44,8 L de O₂.
Cierre
La estequiometría traduce ecuaciones químicas en cantidades medibles. Dominar la conversión masa-mol-masa y la identificación del reactivo limitante permite resolver cualquier cálculo estequiométrico con confianza.Te deseamos mucho éxito en tu preparación para las PNE.