El documento presenta los conceptos fundamentales de la estequiometría, incluyendo: 1) La determinación de cantidades de reactivos y productos en una reacción química mediante el balanceo de ecuaciones y cálculos con masas molares; 2) Ejemplos de cálculos estequiométricos que involucran conversiones entre masa y número de moles; 3) El establecimiento de relaciones mol-mol para predecir la cantidad de producto obtenido a partir de una cantidad dada de reactivo.

1. ESTEQUIOMETRÍA
Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como ley de la
conservación de la materia sentó las bases para la estequiometría que la
podemos definir como el procedimiento por medio del cual se determinan las
cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química. Su
etimología deriva del griego stoicheion que significa primer principio o elemento y
metrón que significa medida.
Pasos fundamentales en la resolución de problemas de estequiometría:
 a) Escribir la ecuación química.
 b) Balancearla.
 c) A partir de la ecuación balanceada, calcular las masas, moles o
moléculas de las sustancias que se mencionan en el problema.
Ejemplo:
a) Se escribe la ecuación química: N₂ + H₂ NH₃
b) Balancearla: N₂ + 3 H₂ 2NH₃
c) La masa en gramos de cada una de las sustancias que intervienen en la
reacción química se puede calcular de la siguiente manera:
A partir de la siguiente ecuación matemática:
0 n= masa Donde n = número de
moles
masa molar
Despejando la masa (g), tenemos:
Masa(g) = n (moles) X masa molar (g/mol)
Ejercita ahora tú.
Con base en la siguiente ecuación, se pide a los alumnos que calculen la masa
en gramos de cada una de las sustancias involucradas en la siguiente ecuación
química y que llenen la tabla en los espacios correspondientes. El profesor los
guiará, utilizando el power ppoint.
N₂ + 3H₂ 2NH₃

2. masa Cálculos
Sustancia N° de molar moles X masa Masa total
moles ( g/mol ) molar
N₂ 1 28
1mol X 28g/mol 28
H₂ 3 2 3mol X 2g/mol 6
NH₃ 2mol X 17 g/mol
2 17 34
LEY DE PROUST.
“Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto, la
relación en masa en que lo hacen es siempre la misma”
Proust observó que el agua está formada
siempre por 11 partes por 100 de hidrógeno y por
89 partes por 100 de oxígeno, sea cual sea su
procedencia. Concluyo que en la molécula de
agua hay 11 % de Hidrógeno y 89 % de
Oxígeno.
Ejercicio: Los alumnos calcularán la composición en % (centesimal) de las
sustancias que se indican en la tabla, llenando los espacios
correspondientes como en el ejemplo, el profesor modelará utilizando el
power point. Se les pide que utilicen la siguiente expresión matemática:
% del elemento = masa del elemento X100
masa del compuesto

3. 2/98X100 32.65%
32/98X10 65.31%
0
64/98X10 65.31%
0
23/40X100 57.5%
16/40X100 40%
1/40X100 2.5%
39/122X100 31.96%
35/122X10 28.68%
0
48/122X100 39.34%
PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA
Introducción:
La estequiometría es utilizada para saber cuánto producto se formará a partir de
cierta cantidad de reactivo ó que cantidad de reactivo se necesita para obtener
una cantidad “x” de producto; es por ello que se realizan cálculos
estequiométricos.
Se pueden hacer conversiones estequiométricas masa – masa ó mol – mol
dependiendo de lo que se solicite.
Estequimetría masa – masa: Este proceso se emplea cuando se necesita conocer
la cantidad de cada reactivo que se debe utilizar para producir la masa del
producto que se desee.
Por ejemplo en la relación masa - masa.
Sí se cuenta con 980 g de FeCl3 para realizar la siguiente reacción Química:
FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl
¿Cuántos gramos de Fe(OH)3 se producirán?

4. 1.- Se balancea la ecuación: FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 +
NaCl
Recuerda que para balancear una ecuación puedes hacer uso del siguiente
diagrama de flujo. Balanceando primero los metales, posteriormente los no
metales dejando al final al oxígeno.
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl (ecuación
balanceada)
Se comprueba que la ecuación se encuentre balanceada utilizando el siguiente
cuadro.
Reactivos Productos
N° de Elementos N° de
átomos átomos
1 Fe 1
3 Na 3

5. 3 Cl 3
3 H 3
3 O 3
2. Se realizan cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y
productos
REACTIVOS PRODUCTOS
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
FeCl3 Fe(OH)3
1 átomo de Fe 1X55.85g = 55.85u 1 átomo de Fe 1X55.85 = 55.85 u
3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u
3 átomos de O 3X16 = 48.0 u
162.20 u
3 átomos de H 3X1 = 3 .0 u
masa molar =162.20g/mol
106.85 u
masa molar =106.85 g/mol
3NaOH 3NaCl
3 átomos de Na 3X23g = 69 u 3 átomos de NaCl 3X23 g = 69.0 u
3 átomos de O 3X16g = 48 u 3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u
3 átomos de H 3X 1g = 3 u 175.35 u
120 u masa molar = 175.35g/mol
masa molar = 120 g /mol
Se realizan los cálculos correspondientes:
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
162.20g 106.85g
980g X
Resolviendo:
X = (980g FeCl3) (106.85g Fe(OH)3) = 645.58g de
Fe(OH)3
162.20 g FeCl3
Por lo tanto, a partir de 980 g de FeCl3 se producirán 645.58 g de Fe(OH)3

6. MOL
Mol, unidad básica del sistema internacional de unidades (SI), definida como la
cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos,
moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en 0,012 kg (12
g) de carbono 12. Esa cantidad de partículas es aproximadamente de
6,0221 × 1023, el llamado número de Avogadro. Por tanto, un mol es la cantidad de
cualquier sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la
masa molecular de dicha sustancia.
Mol . El concepto de mol se ha generalizado como un número de partículas y es
frecuente encontrar expresiones como: “un mol de átomos, “un mol de iones”, “un
mol de moléculas”, etc. En todos los casos un mol contiene 6.02X1023 partículas:
un mol de moléculas contiene 6.02X1023 moléculas, un mol de iones contiene
6.02X1023 iones etc.
Al número 6.02X1023 se le conoce como número
de Avogadro
Ejercicio 1 : El profesor utilizando el power point
solicita a los alumnos que en su cuaderno completen las tablas siguientes
con lo que a continuación se pide:
¿Cuántas moléculas existen en 2 moles de oxígeno, 3 moles de agua, 0.5
moles de NH₃ y en 100 moles de NaCl?
Sustancia Número de moles Número de moléculas
O₂ 2 72.48
H₂O 3 18.06
NH₃ 0.5 30.10
NaCl 100 60.20

7. Ejercicio 2. Completa el siguiente cuadro con lo que se solicita:
Sustancia Fórmula Masa molar N° de Masa en
(g/mol) moles gramos
Oxígeno O₂ 32 3 96
Ácido sulfhídrico H₂S 34 2 68.0 g
Cloro Cl₂ 71 0.5 35.5 g
Hidróxido de calcio Ca(OH)₂ 0.4
Ejercicio 3. Completa el siguiente cuadro:
Masa Masa de Masa de Masa de
Sustancia Fórmula molar 1 mol 5 mol 0.1 mol
en g/mol
Hidrógeno H₂ 2 2 10 0.2
Amoniaco NH₃ 17 17 85 1.7
Clorato de NaClO₃ 106 106 530 10.6
sodio
Ácido nítrico HNO₃ 63 63 315 6.3

8. Establece relaciones estequiométricas mol-mol en ecuaciones sencillas que
impliquen la obtención de sales, cuya finalidad es de orientar a los alumnos a
que el tipo de sal que se obtenga, sea la de un fertilizante cuya composición se
caracterice como una mezcla química natural o sintética utilizada para enriquecer
el suelo y favorecer el crecimiento vegetal.
Relación mol – mol. En esta relación, se aplica el concepto de mol a la ecuación
química balanceada de la siguiente manera:
FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac)
1 mol de FeCl3 + 3 mol de NaOH 1 mol de Fe(OH)3 + 3 mol de NaCl
Sí se adicionan 5 mol de FeCl3 en la reacción química, ¿Cuántos mol de NaCl se
obtendrán?
FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(ac) + 3NaCl(ac)
1 mol 3 mol
5 mol X
Resolviendo:
X = ( 5mol FeCl3 ) ( 3 mol NaCl) = 15 mol de NaCl
1mol FeCl3
Se producirán 15 mol de NaCl
Ejemplo 2. Obtención de sulfato de amonio como fertilizante.
Calcular cuántos gramos de (NH4)2SO4(ac) sulfato de amonio se obtienen al
reaccionar 3500 g de NH4OH(ac) hidróxido de amonio con el suficiente ácido
sulfúrico H2SO4.
NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + H2O(l)
Paso 1. Balancear la ecuación química.
2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O(l)
Reactivos Productos
N° de Elementos N° de átomos
átomos
2 N 2
1 S 1
12 H 12
6 O 6

9. Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los mol.
2mol de NH4OH(ac) + 1 mol de H2SO4(ac) 1 mol de (NH4)2SO4(ac) + 2
mol de H2O(l)
Paso 3. Relación mol – mol
2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O(l)
2mol de NH4OH(ac)+ 1 mol de H2SO4(ac) 1 mol de (NH4)2SO4(ac) + 2 mol
de H2O(l)
Se procede a realizar cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos
y productos con ayuda de la tabla periódica.
Reactivos Productos
2NH4OH (NH4)2SO4
2 átomos de N 2X14g = 28u 2 átomos de N 2X14g = 28u
10 átomos de H 10X1g = 10u 8 átomos de H 8X1g = 8u
2 átomos de O 2x16g = 32u 1 átomo de S 1X32 = 32u
total 70u 4 átomos de O 4x16g = 64u
masa molar = 70 g/mol total 132g
masa molar= 132 g/mol
H2SO4 2H2O
2 átomos de H 2X1g = 2u 4 átomos de H 4X1g = 4u
1 átomo de S 1X32 = 32u 2 átomos de O 2X16g = 32u
4 átomos de O 4X16 = 64u total 36u
total 98u masa molar = 36
masa molar = 98 g/mol g/mol
Entonces: 2NH4OH(ac) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) + 2H2O
70 g 98g 132g 36g
Por lo tanto:
2NH4OH(ac) (NH4)2SO4(ac)
70g 132g
3500g X
X = (3500g de NH4OH ) (132g de (NH4)2SO4 ) = 6600 g de
(NH4)2SO4
70g de NH4OH
Se producen 6600 g de (NH4)2SO4 .

10. Paso 4. Relación mol – mol
Calcula cuántas mol de (NH4)2SO4 (sulfato de amonio) se obtienen sí reaccionan
25 mol de NH4OH (hidróxido de amonio) en la ecuación anteriormente propuesta.
2NH4OH(ac) (NH4)2SO4(ac)
2mol 1 mol
25 mol X
Resolviendo:
X = (25 mol de NH4OH) (1 mol de (NH4)2SO4) = 12.5 mol de (NH4)2SO4
2 mol de NH4OH
Se producirán 12.5 mol de (NH4)2SO4

11. RESOLVER LOS SIGUENTES PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS EN LA
OBTENCIÓN DE FERTILIZANTES (PARA RESOLVER EN CASA).
a) El nitrato de amonio es un fertilizante nitrogenado que se obtiene a partir de
amoniaco y ácido nítrico en condiciones específicas de reacción.
NH3 + HNO3 NH4NO3
¿Cuántos gramos de nitrato de amonio NH4NO3 se pueden obtener a partir de
25g de amoniaco NH3 ?
1. Balancear la ecuación. NH3 + HNO3 NH4NO3
REACTIVOS PRODUCTOS
N° de átomos ELEMENTOS N° de átomos
2 2
N
4 4
H
3 3
O
Masa molar = Masa molar =
Paso N° 2. Interpretación de las partículas representativas y los moles.
Paso 3. Relación masa – masa
Reactivos Productos
NH3 NH4NO3
HNO3 NH4NO3
R = 117.6 g de NH4NO3

12. Paso 4. Relación mol – mol
Calcula ¿Cuántas moles de nitrato de amonio NH4NO3 se obtienen sí se
adicionan a la reacción 12 moles de NH3?
R = 12 moles
b) La urea es un fertilizante que se obtiene a partir de amoniaco y dióxido
de carbono:
NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O
¿Cuántos gramos de amoniaco NH3 se necesitan para obtener 1800 g de
urea (NH2)2CO?
1. Balancear la ecuación NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O
REACTIVOS ELEMENTOS PRODUCTOS
N° de átomos N° de átomos
2 N 2
1 C 1
6 H 6
2 O 2
2. Interpretación de las partículas representativas y los moles
Paso 3. Relación masa – masa
Reactivos productos
2NH3 (NH2)2CO
CO2 H2O
R = 1020 g de NH3

13. Paso 4. Relación mol – mol
Calcular ¿Cuántas mol de urea (NH2)2CO, se obtienen sí se agregan a la
reacción 6 mol de NH3 ?
R = 3 moles de (NH2)2CO
EVALUACIÓN FORMATIVA
Contesta lo que a continuación se te pide:
¿Por qué es importante emplear ecuaciones balanceadas en la resolución de
problemas estequiométricos?
2. ¿Para los químicos qué es el mol? Y ¿Para qué le es útil?
R= Sirve para conocer el numero de moléculas o atomos en un elemento o
compuesto.
3. ¿Cuántas partículas agrupa 1 mol y qué nombre recibe este número?
R= 6.02x1023 - Se le denomina Numero de Avogadro
4. ¿Por qué la masa de 1 mol de un elemento es diferente a la masa de 1 mol
de cualquier otro elemento?
R= Porque cada elemento tiene diferente masa atómica.
5. A qué equivale la masa molar de:
a) Un elemento: A la masa molecular del elemento
b) Un compuesto: A la suma de las masas moleculares de los elementos que la
conforman
6. La ecuación química balanceada para la obtención del sulfato de potasio por
neutralización del ácido sulfúrico con hidróxido de sodio es:
2KOH + H2SO4 K2SO4 + 2H2O
Con base en ella, llena los espacios con los valores numéricos que faltan en el
siguiente párrafo:

14. a) La ecuación significa que 2 mol de KOH reaccionan con 1 mol de H2SO4 para
dar 1 mol de K2SO4 y 2 mol de H2O.
b) Si disponemos de 5 mol de KOH, estos requerirán __2.5___ mol de H2SO4 para
reaccionar completamente.
c) Ya que la masa molar del KOH es ___56____g, la masa de 5 mol de KOH es de
__280___ g.
d) La masa de H2SO4 que se requiere para reaccionar completamente con 5 mol
de KOH es __2.5___g. En estas condiciones la reacción producirá _10___ g de
K2SO4 y _ 2.5___ g de H2O
7. El nitrato de potasio es una sal fertilizante que se puede obtener haciendo
reaccionar hidróxido de potasio con ácido nítrico de acuerdo con la siguiente
ecuación balanceada:
HNO3 + KOH KNO3 + H2O
¿Cuántos moles de hidróxido de potasio se necesitan para producir 6 mol de
KNO3?
R= 6
¿Cuántos moles de agua se producen si reaccionan completamente 6 mol de
KOH?
¿Cuántos moles de hidróxido de potasio deben reaccionar completamente con
125 g de HNO3?
R=6
Si se forman 50 g de KNO3 ¿cuántos gramos de agua se producen?
R=50

15. 8. Calcula cuántos kg de hidróxido de amonio NH4OH reaccionan completamente
para producir 745 kg de fosfato de amonio (NH4)3PO4 al efectuarse la siguiente
reacción:
3NH4OH + H3PO4 (NH4)3PO4 + 3H2O
9. Determina cuántos kg de ácido nítrico HNO3 deberán reaccionar para producir
nitrato de amonio si la reacción ocurre así: NH4OH + HNO3 NH4NO3 + H2O
10. Determina cuántos kg de sulfato de amonio (NH 4)2SO4 se producen si
reaccionan 490 kg de ácido sulfúrico H2SO4 de acuerdo a la siguiente reacción:
H2SO4 + 2NH4OH (NH4)2SO4 + 2H2O
11. El fertilizante sulfato de amonio se prepara mediante la reacción entre
amoniaco y el ácido sulfúrico: 2NH3(g) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac)
¿Cuántos kilogramos de amoniaco se necesitan para producir 100 mil kg de
(NH4)2SO4?
EVALUACIÓN SUMATIVA
Escribe dentro del paréntesis la opción correcta.
1. ( a ) La masa molar del NaOH es de 40 g/mol y la del Al2(SO4)3 es de 278
g/mol. Comparando estos valores con la definición de un mol, con respecto al
número de partículas (átomos, iones o moléculas) tenemos que:
a) es mayor para el Al2(SO4)3
b) es menor para el NaOH
c) igual para ambos compuestos
d) mayor para el NaOH
2. ( c ) Sí calculamos la masa molar de 2 mol de H2O y la de 1 mol de H2SO4,
obtenemos que la masa molar total de cada uno de los compuestos es:
a) mayor la del H2O
b) menor la del H2SO4
c) mayor la del H2SO4
d) igual para H2O y H2SO4
3. ( c ) El número de moléculas contenidas en un mol de NaCl con respecto al
número de moléculas contenidas en un mol de Ca3(PO4)2 es:
a) mayor
b) menor
c) igual

16. d) triple
4.( d ) Para interpretar cuantitativamente una ecuación química en forma
correcta, está debe estar:
a) con los símbolos químicos correctos
b) indicando los reactivos y productos
c) indicado el estado físico de las sustancias
d) balanceada
5. ( a ) Los coeficientes que se escriben para balancear la ecuación química nos
indican el número:
a) moles
b) gramos
c) mililitros
d) onzas
6. ( d ) ¿Cuántas moléculas están contenidas en un mol de cloruro de sodio?
a) 8.00 X10-23 moléculas
b) 1.50 X1023 moléculas
c) 6.02 X10-23 moléculas
d) 6.02 X1023 moléculas
7. ( c ) ¿Cuántas mol de potasio son 12.04 X1023 átomos de dicho elemento?
a) 6
b) 10
c) 2
d) 1
8. ( b ) Cinco mol de iones de Na+ tienen:
a) 12.044 X1023 iones de Na+
b) 30.10 X1023 iones de Na+
c) 6.02 X1023 iones de Na+
d) 24.09 X1023 iones de Na+
9. ( a ) Cuántas mol de NH3 se obtendrán si reaccionan 1.5 mol de N2 molecular?
La ecuación de la reacción es la siguiente: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
a) 3.0 mol de NH3
b) 1 mol de NH3
c) 4.5 mol de NH3
d) 1.5 mol de NH3
10. ( b ) ¿Cuántas mol de NaOH se requieren para producir 5 mol de NaNO3?
La ecuación que representa a la reacción es:
Pb(NO3)2 + 2NaOH 2NaNO3 + Pb(OH)2
a) 10 mol
b) 5 mol
c) 2 mol
d) 1 mol

17. 1
RÚBRICA PARA EVALUAR EL DESEMPEÑO MOSTRADO EN EL TRABAJO EN LA CLASE
PARÁMETROS
3 MUY BIEN
2 REGULAR
1 MAL
Desempeño observado Al inicio Intermedio Al final
Atiende a las instrucciones de su profesor
Participa en las actividades asignadas a su equipo
Muestra capacidad para realizar mapas mentales
Muestra interés por las actividades asignadas
Muestra respeto por sus compañeros y su profesor
Cumple con las tareas solicitadas
Participa de forma activa durante al realizar las tareas asignadas
1
García, M. P., et al., Guía para el profesor de Química II en el CCH, Publicado por el Colegio de Ciencias y Humanidades,
2007.