ESTEQUIOMETRÍA, ENSEÑADA CON
ANALOGÍAS ¿SE PUEDE?
STOICHIOMETRY, TAUGHT WITH ANALOGIES. IS IT
POSSIBLE?
Víctor Alan Alcántara Mejía
UNAM – México
Rodrigo Anibal Mateos Nava
UNAM – México
Juan José Rodríguez Mercado
UNAM – México
Lucila Álvarez Barrera
UNAM - México
pág. 6460
DOI: https://doi.org/10.37811/cl_rcm.v10i2.23670
Estequiometría, enseñada con analogías ¿Se puede?
Víctor Alan Alcántara Mejía1
vic10@comunidad.unam.mx
https://orcid.org/0009-0001-3875-0558
Unidad de Investigación en Genética y
Toxicología Ambiental
Unidad Multidisciplinaria de Investigación
Experimental (UMIE-Z)
Facultad de Estudios Superiores-Zaragoza,
Campus II, UNAM
Ciudad de México, México
Rodrigo Anibal Mateos Nava
a_mateos_n@yahoo.com.mx
https://orcid.org/0000-0001-5256-4391
Unidad de Investigación en Genética y
Toxicología Ambiental
Unidad Multidisciplinaria de Investigación
Experimental (UMIE-Z)
Facultad de Estudios Superiores-Zaragoza,
Campus II, UNAM
Ciudad de México, México
Juan José Rodríguez Mercado
juserom@unam.mx
https://orcid.org/0000-0002-3217-5839
Universidad Nacional Unidad de Investigación
en Genética y Toxicología Ambiental
Unidad Multidisciplinaria de Investigación
Experimental (UMIE-Z)
Facultad de Estudios Superiores-Zaragoza
Campus II, UNAM
Ciudad de México, México
Lucila Álvarez Barrera
alvarezbarreralucila@gmail.com
https://orcid.org/0000-0002-7301-0707
Universidad Nacional Unidad de Investigación
en Genética y Toxicología Ambiental
Unidad Multidisciplinaria de Investigación
Experimental (UMIE-Z)
Facultad de Estudios Superiores-Zaragoza,
Campus II, UNAM
Ciudad de México, México
RESUMEN
La enseñanza de la química requiere un equilibrio entre la comprensión conceptual y la aplicación
práctica. En este contexto, la estequiometría representa un eje fundamental para comprender las
proporciones en las reacciones químicas, aunque su aprendizaje suele presentar dificultades derivadas
de la memorización de procedimientos. El presente trabajo propone una estrategia didáctica centrada en
el uso de analogías cotidianas para fortalecer el razonamiento químico y favorecer la comprensión de
conceptos como el mol, los reactivos limitantes, el rendimiento teórico y la concentración molar. A
través de ejemplos como recetas culinarias o conversiones de divisas, se busca traducir los cálculos
estequiométricos a situaciones familiares, facilitando su asimilación. Asimismo, se plantea la práctica
experimental del sulfato de cobre pentahidratado y el uso de simuladores digitales (PhET Interactive
Simulations) que permiten visualizar las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos. Esta
propuesta contribuye a vincular la teoría con la práctica, promoviendo el aprendizaje significativo y la
interpretación de resultados más allá de la memorización. Además, fomenta la reflexión docente sobre
la necesidad de renovar los métodos de enseñanza y adaptarlos a las nuevas generaciones. Se pretende
no solo mejorar la comprensión de los principios estequiométricos, sino también reducir los índices de
reprobación en las asignaturas de química, fortaleciendo las bases para el desarrollo científico en el
ámbito biológico y de la salud.
Palabras clave: educación superior; química inorgánica; enseñanza; reactivo limitante, porcentaje de
rendimiento
1 Autor principal
Correspondencia: juserom@unam.mx
DOI: https://doi.org/10.37811/cl_rcm.v10i2.23670
Estequiometría, enseñada con analogías ¿Se puede?
Víctor Alan Alcántara Mejía1
vic10@comunidad.unam.mx
https://orcid.org/0009-0001-3875-0558
Unidad de Investigación en Genética y
Toxicología Ambiental
Unidad Multidisciplinaria de Investigación
Experimental (UMIE-Z)
Facultad de Estudios Superiores-Zaragoza,
Campus II, UNAM
Ciudad de México, México
Rodrigo Anibal Mateos Nava
a_mateos_n@yahoo.com.mx
https://orcid.org/0000-0001-5256-4391
Unidad de Investigación en Genética y
Toxicología Ambiental
Unidad Multidisciplinaria de Investigación
Experimental (UMIE-Z)
Facultad de Estudios Superiores-Zaragoza,
Campus II, UNAM
Ciudad de México, México
Juan José Rodríguez Mercado
juserom@unam.mx
https://orcid.org/0000-0002-3217-5839
Universidad Nacional Unidad de Investigación
en Genética y Toxicología Ambiental
Unidad Multidisciplinaria de Investigación
Experimental (UMIE-Z)
Facultad de Estudios Superiores-Zaragoza
Campus II, UNAM
Ciudad de México, México
Lucila Álvarez Barrera
alvarezbarreralucila@gmail.com
https://orcid.org/0000-0002-7301-0707
Universidad Nacional Unidad de Investigación
en Genética y Toxicología Ambiental
Unidad Multidisciplinaria de Investigación
Experimental (UMIE-Z)
Facultad de Estudios Superiores-Zaragoza,
Campus II, UNAM
Ciudad de México, México
RESUMEN
La enseñanza de la química requiere un equilibrio entre la comprensión conceptual y la aplicación
práctica. En este contexto, la estequiometría representa un eje fundamental para comprender las
proporciones en las reacciones químicas, aunque su aprendizaje suele presentar dificultades derivadas
de la memorización de procedimientos. El presente trabajo propone una estrategia didáctica centrada en
el uso de analogías cotidianas para fortalecer el razonamiento químico y favorecer la comprensión de
conceptos como el mol, los reactivos limitantes, el rendimiento teórico y la concentración molar. A
través de ejemplos como recetas culinarias o conversiones de divisas, se busca traducir los cálculos
estequiométricos a situaciones familiares, facilitando su asimilación. Asimismo, se plantea la práctica
experimental del sulfato de cobre pentahidratado y el uso de simuladores digitales (PhET Interactive
Simulations) que permiten visualizar las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos. Esta
propuesta contribuye a vincular la teoría con la práctica, promoviendo el aprendizaje significativo y la
interpretación de resultados más allá de la memorización. Además, fomenta la reflexión docente sobre
la necesidad de renovar los métodos de enseñanza y adaptarlos a las nuevas generaciones. Se pretende
no solo mejorar la comprensión de los principios estequiométricos, sino también reducir los índices de
reprobación en las asignaturas de química, fortaleciendo las bases para el desarrollo científico en el
ámbito biológico y de la salud.
Palabras clave: educación superior; química inorgánica; enseñanza; reactivo limitante, porcentaje de
rendimiento
1 Autor principal
Correspondencia: juserom@unam.mx
pág. 6461
Stoichiometry, taught with analogies. Is it possible?
ABSTRACT
Teaching chemistry requires a balance between conceptual understanding and practical application. In
this context, stoichiometry serves as a cornerstone for grasping the quantitative relationships in chemical
reactions, although its learning process often poses challenges due to the reliance on memorizing
procedures. This study proposes a didactic strategy centered on the use of everyday analogies to
strengthen chemical reasoning and enhance comprehension of concepts such as the mole, limiting
reactants, theoretical yield, and molar concentration. Through examples such as cooking recipes or
currency conversions, stoichiometric calculations are translated into familiar contexts to facilitate
understanding. Additionally, the experimental practice involving copper(II) sulfate pentahydrate and the
use of digital simulators (PhET Interactive Simulations) are suggested to visualize the quantitative
relationships between reactants and products. This proposal aims to bridge theory and practice, fostering
meaningful learning and the interpretation of results beyond rote memorization. Furthermore, it
encourages educators to reflect on the need to renew teaching methodologies and adapt them to new
generations. The goal is not only to improve the understanding of stoichiometric principles but also to
reduce failure rates in chemistry courses, thereby strengthening the foundations for scientific
development in the biological and health sciences fields.
Keywords: higher education, inorganic chemistry, teaching, limiting reactant, percent yield
Artículo recibido 26 febrero 2026
Aceptado para publicación: 26 marzo 2026
Stoichiometry, taught with analogies. Is it possible?
ABSTRACT
Teaching chemistry requires a balance between conceptual understanding and practical application. In
this context, stoichiometry serves as a cornerstone for grasping the quantitative relationships in chemical
reactions, although its learning process often poses challenges due to the reliance on memorizing
procedures. This study proposes a didactic strategy centered on the use of everyday analogies to
strengthen chemical reasoning and enhance comprehension of concepts such as the mole, limiting
reactants, theoretical yield, and molar concentration. Through examples such as cooking recipes or
currency conversions, stoichiometric calculations are translated into familiar contexts to facilitate
understanding. Additionally, the experimental practice involving copper(II) sulfate pentahydrate and the
use of digital simulators (PhET Interactive Simulations) are suggested to visualize the quantitative
relationships between reactants and products. This proposal aims to bridge theory and practice, fostering
meaningful learning and the interpretation of results beyond rote memorization. Furthermore, it
encourages educators to reflect on the need to renew teaching methodologies and adapt them to new
generations. The goal is not only to improve the understanding of stoichiometric principles but also to
reduce failure rates in chemistry courses, thereby strengthening the foundations for scientific
development in the biological and health sciences fields.
Keywords: higher education, inorganic chemistry, teaching, limiting reactant, percent yield
Artículo recibido 26 febrero 2026
Aceptado para publicación: 26 marzo 2026
pág. 6462
INTRODUCCIÓN
En la enseñanza de la química es fundamental lograr un equilibrio entre la comprensión conceptual y la
aplicación práctica de los conocimientos. Un ejemplo claro de ello es la estequiometría, término que
proviene de las palabras griegas στοιχειον (stoicheion, “elemento”) y μετρον (metrón, “medida”) (Puppo
et al. 2017). Este concepto se ha definido como el estudio de los cambios en las masas durante las
reacciones químicas (Sienko y Plane, 1961), se reconoce como la ciencia que cuantifica las proporciones
de los elementos involucrados y los cálculos de las cantidades de reactivos y productos que intervienen
en un proceso químico (Puppo et al. 2017; Chamizo, 2018), según el Diccionario de la Real Academia
Española (REA, 2025) es la relación numérica entre las masas de los elementos que forman una
sustancia.
Este concepto se emplea en la vida cotidiana o el laboratorio y resulta muy atractivo para muchos
alumnos de educación media superior y superior. Sin embargo, para algunos se vuelve un desafío,
especialmente al manejar conceptos como los moles, la masa molar y los coeficientes estequiométricos.
La resolución de cálculos complejos puede ser complicado, en especial si se intenta memorizar los
procedimientos paso a paso en lugar de analizar su significado (Hand et al. 2007; Raviolo y Lerzo,
2018).
En la teoría, las ecuaciones químicas ajustadas indican, a través de los coeficientes que preceden a cada
compuesto, la cantidad de partículas (átomos, iones o moléculas) y, por lo tanto, los moles de cada
sustancia necesarios para que la reacción se lleve a cabo. En cambio, en el laboratorio, la cantidad de
reactivos utilizada se determina mediante la medición de masas (mg, g, kg) o volúmenes (μL, mL, L),
lo que hace necesario realizar conversiones de mol a masa para calcular con precisión las cantidades
adecuadas de cada reactivo, sin olvidar que algunas sustancias son acuosas y se necesitan expresar en
molaridad (Gutiérrez y Gallastegui, 2025).
La enseñanza de la estequiometría en química enfrenta desafíos relacionados con la aplicación de
conceptos matemáticos y la abstracción de modelos. Por ello, su enseñanza mediante analogías favorece
la interpretación y resolución de problemas, además de incrementar la motivación hacia el aprendizaje
de la química (Palencia-Pérez y Trujillo-González, 2023; da Silva y Paula, 2024) incluso implementando
juegos en aulas virtuales (De Gracia et al. 2021; Solano et al. 2022; Pacheco-Anchundia y Arroyo-Vera,
INTRODUCCIÓN
En la enseñanza de la química es fundamental lograr un equilibrio entre la comprensión conceptual y la
aplicación práctica de los conocimientos. Un ejemplo claro de ello es la estequiometría, término que
proviene de las palabras griegas στοιχειον (stoicheion, “elemento”) y μετρον (metrón, “medida”) (Puppo
et al. 2017). Este concepto se ha definido como el estudio de los cambios en las masas durante las
reacciones químicas (Sienko y Plane, 1961), se reconoce como la ciencia que cuantifica las proporciones
de los elementos involucrados y los cálculos de las cantidades de reactivos y productos que intervienen
en un proceso químico (Puppo et al. 2017; Chamizo, 2018), según el Diccionario de la Real Academia
Española (REA, 2025) es la relación numérica entre las masas de los elementos que forman una
sustancia.
Este concepto se emplea en la vida cotidiana o el laboratorio y resulta muy atractivo para muchos
alumnos de educación media superior y superior. Sin embargo, para algunos se vuelve un desafío,
especialmente al manejar conceptos como los moles, la masa molar y los coeficientes estequiométricos.
La resolución de cálculos complejos puede ser complicado, en especial si se intenta memorizar los
procedimientos paso a paso en lugar de analizar su significado (Hand et al. 2007; Raviolo y Lerzo,
2018).
En la teoría, las ecuaciones químicas ajustadas indican, a través de los coeficientes que preceden a cada
compuesto, la cantidad de partículas (átomos, iones o moléculas) y, por lo tanto, los moles de cada
sustancia necesarios para que la reacción se lleve a cabo. En cambio, en el laboratorio, la cantidad de
reactivos utilizada se determina mediante la medición de masas (mg, g, kg) o volúmenes (μL, mL, L),
lo que hace necesario realizar conversiones de mol a masa para calcular con precisión las cantidades
adecuadas de cada reactivo, sin olvidar que algunas sustancias son acuosas y se necesitan expresar en
molaridad (Gutiérrez y Gallastegui, 2025).
La enseñanza de la estequiometría en química enfrenta desafíos relacionados con la aplicación de
conceptos matemáticos y la abstracción de modelos. Por ello, su enseñanza mediante analogías favorece
la interpretación y resolución de problemas, además de incrementar la motivación hacia el aprendizaje
de la química (Palencia-Pérez y Trujillo-González, 2023; da Silva y Paula, 2024) incluso implementando
juegos en aulas virtuales (De Gracia et al. 2021; Solano et al. 2022; Pacheco-Anchundia y Arroyo-Vera,
pág. 6463
2022; Campoverde-Llamuca et al. 2025). Cabe señalar que la química, pese a su relevancia en carreras
de ciencias biológicas y de la salud, se distingue por presentar elevados índices de reprobación en
distintas licenciaturas (Del Pino et al. 2008; Iñiguez-Monroy et al. 2017; UAA, 2025). En respuesta a
esta situación, la FES Zaragoza ha implementado diversas estrategias para reducir el número de alumnos
reprobados (Mendoza Núñez, 2017; Carrera de Biología, 2020, 2022; Hernández-Abad, 2024). No
obstante, estas acciones tienden a mitigar el problema más que a prevenirlo. En este sentido, el presente
trabajo propone aportar una alternativa centrada en el fortalecimiento del razonamiento químico desde
el aula mediante analogías y evitando caer en errores de la enseñanza tradicional (Ordaz y Britt, 2018).
El objetivo es proponer estrategias didácticas que permitan desarrollar el tema de estequiometría de
manera clara y accesible, abordando la ley de proporciones múltiples y definidas, la ley de conservación
de la materia, el mol, el peso molecular, los reactivos limitantes y en exceso, el rendimiento porcentual
y la concentración molar. Se busca facilitar su comprensión, mediante el empleo de analogías y enfoques
de aprendizaje significativo que favorezcan la asimilación práctica de estos principios.
Empleo de analogías en la química
En la enseñanza, los conceptos y definiciones suelen memorizarse sin necesariamente aplicarse, lo cual
se aleja del aprendizaje significativo. No obstante, cuando se emplean analogías que vinculan la teoría
con situaciones cotidianas, los estudiantes logran una comprensión más profunda del tema al trasladar
los conceptos químicos fuera del aula. Este enfoque puede fortalecerse mediante estrategias como el
aprendizaje basado en problemas, proyectos o el sistema modular, donde las analogías funcionan como
un puente entre el conocimiento teórico y la experiencia diaria, favoreciendo el razonamiento y la
autonomía del alumno (Martínez, 2024; Pazos-Yerovi et al. 2024; Campoverde-Llamuca et al. 2025).
Es fundamental recordar y definir términos: la ecuación química es la representación simbólica de una
reacción a través de fórmulas químicas. Está compuesta por reactivos (los “ingredientes” de la reacción)
y productos (las sustancias resultantes) (Ebbing y Gammon, 2016). Esta ecuación sirve como guía o
referencia y debe estar correctamente balanceada, lo que se logra ajustando los coeficientes que preceden
a cada fórmula mediante los distintos métodos de balanceo estequiométrico.
Además, la ley de acción de masas establece que la velocidad de una reacción química es proporcional
al producto de las concentraciones molares de los reactivos, cada una elevada a una potencia igual a su
2022; Campoverde-Llamuca et al. 2025). Cabe señalar que la química, pese a su relevancia en carreras
de ciencias biológicas y de la salud, se distingue por presentar elevados índices de reprobación en
distintas licenciaturas (Del Pino et al. 2008; Iñiguez-Monroy et al. 2017; UAA, 2025). En respuesta a
esta situación, la FES Zaragoza ha implementado diversas estrategias para reducir el número de alumnos
reprobados (Mendoza Núñez, 2017; Carrera de Biología, 2020, 2022; Hernández-Abad, 2024). No
obstante, estas acciones tienden a mitigar el problema más que a prevenirlo. En este sentido, el presente
trabajo propone aportar una alternativa centrada en el fortalecimiento del razonamiento químico desde
el aula mediante analogías y evitando caer en errores de la enseñanza tradicional (Ordaz y Britt, 2018).
El objetivo es proponer estrategias didácticas que permitan desarrollar el tema de estequiometría de
manera clara y accesible, abordando la ley de proporciones múltiples y definidas, la ley de conservación
de la materia, el mol, el peso molecular, los reactivos limitantes y en exceso, el rendimiento porcentual
y la concentración molar. Se busca facilitar su comprensión, mediante el empleo de analogías y enfoques
de aprendizaje significativo que favorezcan la asimilación práctica de estos principios.
Empleo de analogías en la química
En la enseñanza, los conceptos y definiciones suelen memorizarse sin necesariamente aplicarse, lo cual
se aleja del aprendizaje significativo. No obstante, cuando se emplean analogías que vinculan la teoría
con situaciones cotidianas, los estudiantes logran una comprensión más profunda del tema al trasladar
los conceptos químicos fuera del aula. Este enfoque puede fortalecerse mediante estrategias como el
aprendizaje basado en problemas, proyectos o el sistema modular, donde las analogías funcionan como
un puente entre el conocimiento teórico y la experiencia diaria, favoreciendo el razonamiento y la
autonomía del alumno (Martínez, 2024; Pazos-Yerovi et al. 2024; Campoverde-Llamuca et al. 2025).
Es fundamental recordar y definir términos: la ecuación química es la representación simbólica de una
reacción a través de fórmulas químicas. Está compuesta por reactivos (los “ingredientes” de la reacción)
y productos (las sustancias resultantes) (Ebbing y Gammon, 2016). Esta ecuación sirve como guía o
referencia y debe estar correctamente balanceada, lo que se logra ajustando los coeficientes que preceden
a cada fórmula mediante los distintos métodos de balanceo estequiométrico.
Además, la ley de acción de masas establece que la velocidad de una reacción química es proporcional
al producto de las concentraciones molares de los reactivos, cada una elevada a una potencia igual a su
pág. 6464
coeficiente estequiométrico (Chang, 2021). Esto significa que las proporciones en la ecuación no solo
representan una relación cuantitativa, sino que también determinan cómo avanza la reacción hacia el
equilibrio. Siguiendo la analogía para preparar pan, los ingredientes principales “harina, huevos y
azúcar” representan los reactivos que se combinan para formar el producto final (pan). La ecuación
química sería la receta, porque indica qué ingredientes se necesitan y en qué cantidades para obtener el
resultado esperado, y la ley de acción de masas explicaría cómo la cantidad de cada ingrediente influye
en la velocidad y el equilibrio del proceso.
Joseph Proust formuló la ley de las proporciones definidas, la cual establece que distintas muestras del
mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos en la igual proporción de masa (Chang,
2021), es lo equivalente a preparar una limonada que sigue la receta precisa; se emplea 1 litro de agua,
4 limones y 100 gramos (g) de azúcar. No tiene importancia donde se elabora la limonada, en casa u
otro sitio, siempre se conserva la misma cantidad de ingredientes para preservar su sabor. Así se aplica
a los compuestos, su composición siempre es idéntica.
Posteriormente, John Dalton amplió este concepto con la ley de las proporciones múltiples, señala que
dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, al combinarse
con una cantidad fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños (Chang, 2021).
Suponga que se preparan hamburguesas, normalmente se hace con dos panes y una carne, de esta manera
se obtiene una hamburguesa sencilla, por otra parte, dos panes y dos carnes, entonces se haría una
hamburguesa doble. Como se observa la cantidad de pan es fija, pero la carne puede variar en números
enteros (una o dos piezas). En química, los elementos se combinan de manera similar, en proporciones
específicas y sin valores intermedios. Lo cual nos lleva a la formación de cierta cantidad de productos
tomando en cuento lo antes señalado
Estas leyes son fundamentales dentro de la estequiometría, ya que permiten comprender cómo las
sustancias reaccionan en proporciones determinadas. Gracias a ellas, es posible calcular con precisión
la cantidad y concentración de los reactivos y productos involucrados en la reacción, lo cual resulta
esencial en el trabajo de laboratorio; estos conceptos están relacionados con la Ley de la conservación
de la materia descrita por Antoine Laurent Lavoisier en su libro Tratado elemental de química en 1789
que dice “en cualquier cambio de estado, la masa total se conserva” o “la materia no se crea ni se destruye
coeficiente estequiométrico (Chang, 2021). Esto significa que las proporciones en la ecuación no solo
representan una relación cuantitativa, sino que también determinan cómo avanza la reacción hacia el
equilibrio. Siguiendo la analogía para preparar pan, los ingredientes principales “harina, huevos y
azúcar” representan los reactivos que se combinan para formar el producto final (pan). La ecuación
química sería la receta, porque indica qué ingredientes se necesitan y en qué cantidades para obtener el
resultado esperado, y la ley de acción de masas explicaría cómo la cantidad de cada ingrediente influye
en la velocidad y el equilibrio del proceso.
Joseph Proust formuló la ley de las proporciones definidas, la cual establece que distintas muestras del
mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos en la igual proporción de masa (Chang,
2021), es lo equivalente a preparar una limonada que sigue la receta precisa; se emplea 1 litro de agua,
4 limones y 100 gramos (g) de azúcar. No tiene importancia donde se elabora la limonada, en casa u
otro sitio, siempre se conserva la misma cantidad de ingredientes para preservar su sabor. Así se aplica
a los compuestos, su composición siempre es idéntica.
Posteriormente, John Dalton amplió este concepto con la ley de las proporciones múltiples, señala que
dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, al combinarse
con una cantidad fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños (Chang, 2021).
Suponga que se preparan hamburguesas, normalmente se hace con dos panes y una carne, de esta manera
se obtiene una hamburguesa sencilla, por otra parte, dos panes y dos carnes, entonces se haría una
hamburguesa doble. Como se observa la cantidad de pan es fija, pero la carne puede variar en números
enteros (una o dos piezas). En química, los elementos se combinan de manera similar, en proporciones
específicas y sin valores intermedios. Lo cual nos lleva a la formación de cierta cantidad de productos
tomando en cuento lo antes señalado
Estas leyes son fundamentales dentro de la estequiometría, ya que permiten comprender cómo las
sustancias reaccionan en proporciones determinadas. Gracias a ellas, es posible calcular con precisión
la cantidad y concentración de los reactivos y productos involucrados en la reacción, lo cual resulta
esencial en el trabajo de laboratorio; estos conceptos están relacionados con la Ley de la conservación
de la materia descrita por Antoine Laurent Lavoisier en su libro Tratado elemental de química en 1789
que dice “en cualquier cambio de estado, la masa total se conserva” o “la materia no se crea ni se destruye
pág. 6465
solo se transforma” (Bascuñán, 2008).
Retomando la definición de estequiometría, es la forma de medir o calcular la cantidad de materia en su
forma elemento o compuesto, que interviene en un proceso químico de transformación (Maya, 2002)
siendo, el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química (Chang, 2021),
propiamente aborda las relaciones cuantitativas de la química sobre la base cualitativa, conceptual
(Raviolo y Lerzo, 2016).
En este contexto, se utiliza la siguiente analogía. La estequiometría es similar a convertir la cantidad de
dólares a pesos. Para ello, es fundamental conocer el tipo de cambio. Por ejemplo, en una casa de cambio
de divisas se indica que 1 dólar equivale a 20 pesos, podemos representar esta relación de la siguiente
manera:
1 dólar → 20 pesos
El conocer a cuántos pesos equivalen 7 dólares, basta con realizar la conversión o la regla de tres:
1 dólar → 20 pesos
7 dólar → X
7 dolares 20 pesos
1 dolar = X
X= 140 pesos
Con este ejemplo es importante resaltar que en cualquier conversión necesitamos la guía o referencia,
que es la ecuación balanceada.
Es importante destacar que los coeficientes, "1" para el dólar o "20" para su equivalente en pesos,
representan los moles. Este concepto es parte del Sistema Internacional de Unidades que determina la
cantidad de materia y tiene tres equivalencias principales (Ebbing y Gammon, 2016):
i. Masa molar. El mol de cualquier sustancia equivale a su masa molecular (si se trata de moléculas)
o masa fórmula (si son compuestos iónicos), se expresa en gramos y se obtiene sumando la masa
de cada uno de sus elementos, por ejemplo, si tuviéramos una docena de manzanas, cada
manzana pesa 150 g por lo tanto la docena pesará 1 800 g, de la misma manera, al conocer la
masa de un átomo o molécula, podemos calcular la masa de un mol de esa sustancia.
ii. Número de Avogadro. El mol de cualquier sustancia contiene 6.02 x 1023 partículas (átomos,
solo se transforma” (Bascuñán, 2008).
Retomando la definición de estequiometría, es la forma de medir o calcular la cantidad de materia en su
forma elemento o compuesto, que interviene en un proceso químico de transformación (Maya, 2002)
siendo, el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química (Chang, 2021),
propiamente aborda las relaciones cuantitativas de la química sobre la base cualitativa, conceptual
(Raviolo y Lerzo, 2016).
En este contexto, se utiliza la siguiente analogía. La estequiometría es similar a convertir la cantidad de
dólares a pesos. Para ello, es fundamental conocer el tipo de cambio. Por ejemplo, en una casa de cambio
de divisas se indica que 1 dólar equivale a 20 pesos, podemos representar esta relación de la siguiente
manera:
1 dólar → 20 pesos
El conocer a cuántos pesos equivalen 7 dólares, basta con realizar la conversión o la regla de tres:
1 dólar → 20 pesos
7 dólar → X
7 dolares 20 pesos
1 dolar = X
X= 140 pesos
Con este ejemplo es importante resaltar que en cualquier conversión necesitamos la guía o referencia,
que es la ecuación balanceada.
Es importante destacar que los coeficientes, "1" para el dólar o "20" para su equivalente en pesos,
representan los moles. Este concepto es parte del Sistema Internacional de Unidades que determina la
cantidad de materia y tiene tres equivalencias principales (Ebbing y Gammon, 2016):
i. Masa molar. El mol de cualquier sustancia equivale a su masa molecular (si se trata de moléculas)
o masa fórmula (si son compuestos iónicos), se expresa en gramos y se obtiene sumando la masa
de cada uno de sus elementos, por ejemplo, si tuviéramos una docena de manzanas, cada
manzana pesa 150 g por lo tanto la docena pesará 1 800 g, de la misma manera, al conocer la
masa de un átomo o molécula, podemos calcular la masa de un mol de esa sustancia.
ii. Número de Avogadro. El mol de cualquier sustancia contiene 6.02 x 1023 partículas (átomos,
pág. 6466
moléculas o iones) este es un valor fijo. Es decir, la docena siempre tiene 12 objetos, sin importar
si hablamos de huevos, lápices o sillas.
iii. Volumen molar de un gas ideal. El mol de un gas ideal, en condiciones estándar de temperatura
y presión (0 °C y 1 atm), ocupa 22.4 L. Si tienes globos inflados con distintos gases y todos
están bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, cada globo con 1 mol de gas
ocupará el mismo volumen de 22.4 L, tal como una maleta con ropa diferente puede ocupar el
espacio en el avión si tiene el mismo tamaño.
Con lo anterior se pueden predecir los productos a partir de los reactivos, por ejemplo, cuando se
preparan galletas, siguen la receta, según la siguiente ecuación balanceada:
1 taza de azúcar + 1 taza de mantequilla + 1 taza de harina → 6 galletas
Por lo tanto, si se tienen 3 moles de cada reactivo (3 tazas de cada ingrediente) se predice cuántas galletas
se obtendrán:
1 taza de azúcar → 6 galletas
3 taza de azúcar → X
3 taza de azúcar 6 galletas
1 taza de azúcar = X
X= 18 galletas
No importa si el cálculo se hace con 3 tazas de mantequilla o 3 tazas de harina, siempre se obtendrán 18
galletas porque la receta indica que se necesita 1 mol de cada reactivo. Sin embargo, ¿qué pasa si no hay
exactamente 1 mol de cada reactivo? Lo mismo ocurre en las reacciones, generalmente no están
presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación
balanceada (Chang, 2021).
Si se hornean panqués, emplear demasiada harina o pocos huevos, no se obtendrá el resultado esperado,
similar a lo que ocurre en la reacción química, los reactivos deben combinarse en proporciones exactas
según la ecuación balanceada:
2 tazas de harina + 3 huevos +1 taza de leche → 6 panqués + 1 charola sucia
Si tengo 6 tazas de harina, 6 huevos y 6 tazas de leche, ¿cuántos panqués podré hornear según la ecuación
anterior? Para resolver este problema, es el momento de definir que es reactivo limitante, reactivo en
moléculas o iones) este es un valor fijo. Es decir, la docena siempre tiene 12 objetos, sin importar
si hablamos de huevos, lápices o sillas.
iii. Volumen molar de un gas ideal. El mol de un gas ideal, en condiciones estándar de temperatura
y presión (0 °C y 1 atm), ocupa 22.4 L. Si tienes globos inflados con distintos gases y todos
están bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, cada globo con 1 mol de gas
ocupará el mismo volumen de 22.4 L, tal como una maleta con ropa diferente puede ocupar el
espacio en el avión si tiene el mismo tamaño.
Con lo anterior se pueden predecir los productos a partir de los reactivos, por ejemplo, cuando se
preparan galletas, siguen la receta, según la siguiente ecuación balanceada:
1 taza de azúcar + 1 taza de mantequilla + 1 taza de harina → 6 galletas
Por lo tanto, si se tienen 3 moles de cada reactivo (3 tazas de cada ingrediente) se predice cuántas galletas
se obtendrán:
1 taza de azúcar → 6 galletas
3 taza de azúcar → X
3 taza de azúcar 6 galletas
1 taza de azúcar = X
X= 18 galletas
No importa si el cálculo se hace con 3 tazas de mantequilla o 3 tazas de harina, siempre se obtendrán 18
galletas porque la receta indica que se necesita 1 mol de cada reactivo. Sin embargo, ¿qué pasa si no hay
exactamente 1 mol de cada reactivo? Lo mismo ocurre en las reacciones, generalmente no están
presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación
balanceada (Chang, 2021).
Si se hornean panqués, emplear demasiada harina o pocos huevos, no se obtendrá el resultado esperado,
similar a lo que ocurre en la reacción química, los reactivos deben combinarse en proporciones exactas
según la ecuación balanceada:
2 tazas de harina + 3 huevos +1 taza de leche → 6 panqués + 1 charola sucia
Si tengo 6 tazas de harina, 6 huevos y 6 tazas de leche, ¿cuántos panqués podré hornear según la ecuación
anterior? Para resolver este problema, es el momento de definir que es reactivo limitante, reactivo en
pág. 6467
exceso y rendimiento teórico.
El reactivo que se consume primero en la reacción se denomina reactivo limitante, ya que la máxima
cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo. Una vez consumido
ya no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son aquellos que están presentes en mayor
cantidad que la necesaria para reaccionar con la del reactivo limitante (Chang, 2021) suponiendo que en
una fiesta dan de comer tacos a los invitados, pero solo quedan:
• 10 tortillas
• 25 porciones de carne
¿Cuál es el reactivo limitante? las 10 tortillas serían el reactivo limitante porque, aunque tienes 25
porciones de carne, solo puedes hacer 10 tacos (1 por cada tortilla disponible). Al acabarse las tortillas,
no se podrán hacer más tacos, aunque te quede carne. Las 25 porciones de carne son el reactivo en
exceso, ya que tienes más carne de la necesaria para las 10 tortillas. Aunque te sobre carne, no puedes
hacer más tacos sin más tortillas.
Retomando el ejemplo previo, se tiene que identificar el reactivo limitante:
2 tazas de harina + 3 huevos +1 taza de leche → 6 panqués + 1 charola sucia
El problema dice que hay 6 moles de cada reactivo y el primer paso es “suponer que los tres son el
reactivo limitante”, hasta conocer cual, sí lo es, mediante las siguientes operaciones:
Si el reactivo limitante es la harina se necesita:
6 taza de harina 3 huevos
2 taza de harina
X = 9 huevos
6 taza de harina 1 taza de leche
2 taza de harina
X = 3 taza de leche
El problema dice que hay 6 tazas de harina, 6 huevos y 6 tazas de leche. Para que la harina sea el reactivo
limitante, se necesitan 9 huevos, pero solo se tienen 6 huevos, no alcanzan para usar toda la harina. Esto
significa que la harina no se acabará.
Si el reactivo limitante es el huevo se necesita:6 huevos 2 tazas de harina
3 huevos
exceso y rendimiento teórico.
El reactivo que se consume primero en la reacción se denomina reactivo limitante, ya que la máxima
cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo. Una vez consumido
ya no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son aquellos que están presentes en mayor
cantidad que la necesaria para reaccionar con la del reactivo limitante (Chang, 2021) suponiendo que en
una fiesta dan de comer tacos a los invitados, pero solo quedan:
• 10 tortillas
• 25 porciones de carne
¿Cuál es el reactivo limitante? las 10 tortillas serían el reactivo limitante porque, aunque tienes 25
porciones de carne, solo puedes hacer 10 tacos (1 por cada tortilla disponible). Al acabarse las tortillas,
no se podrán hacer más tacos, aunque te quede carne. Las 25 porciones de carne son el reactivo en
exceso, ya que tienes más carne de la necesaria para las 10 tortillas. Aunque te sobre carne, no puedes
hacer más tacos sin más tortillas.
Retomando el ejemplo previo, se tiene que identificar el reactivo limitante:
2 tazas de harina + 3 huevos +1 taza de leche → 6 panqués + 1 charola sucia
El problema dice que hay 6 moles de cada reactivo y el primer paso es “suponer que los tres son el
reactivo limitante”, hasta conocer cual, sí lo es, mediante las siguientes operaciones:
Si el reactivo limitante es la harina se necesita:
6 taza de harina 3 huevos
2 taza de harina
X = 9 huevos
6 taza de harina 1 taza de leche
2 taza de harina
X = 3 taza de leche
El problema dice que hay 6 tazas de harina, 6 huevos y 6 tazas de leche. Para que la harina sea el reactivo
limitante, se necesitan 9 huevos, pero solo se tienen 6 huevos, no alcanzan para usar toda la harina. Esto
significa que la harina no se acabará.
Si el reactivo limitante es el huevo se necesita:6 huevos 2 tazas de harina
3 huevos
pág. 6468
X = 4 tazas de harina
6 huevos 1 taza de leche
3 huevos
X = 2 tazas de leche
En este ejemplo, el huevo podría ser el reactivo limitante, ya que para la receta se requiere 4 tazas de
harina y 2 tazas de leche. En los ingredientes disponibles se cuenta con: 6 tazas de harina y 6 tazas de
leche. Esto significa que, al consumirse los huevos, sobrarían 2 tazas de harina y 4 tazas de leche.
Si el reactivo limitante es la taza de leche se necesita:
6 tazas de leche (2 tazas de harina
1 taza de leche )
X = 12 tazas de harina
6 tazas de leche ( (3 huevos
1 taza de leche)
X = 18 huevos
Definitivamente, las tazas de leche no son el reactivo limitante, ya que requiere 12 tazas de harina y 18
huevos para reaccionar con las 6 tazas de leche. Sin embargo, solo se cuenta con 6 tazas de harina y 6
huevos, lo que significa que los ingredientes no son suficientes para que la leche sea el reactivo limitante.
Dado que el reactivo limitante es el huevo, se puede calcular el rendimiento teórico, que se refiere a la
cantidad de uno o ambos productos obtenidos. En este caso, ¿cuántos panques se hacen a partir de 6
huevos?
2 tazas de harina + 3 huevos +1 taza de leche → 6 panqués + 1 charola sucia
6 huevos (6 panqués
3 huevos )
X = 12 panqués
Ahora el siguiente problema (Ebbing y Gammon, 2016):
Suponga que supervisa el ensamblaje de automóviles y tiene en inventario 300 volantes y 900
neumáticos, con exceso de otros componentes. La ecuación balanceada para el ensamblaje es:
1 volante + 4 neumáticos + otros componentes → 1 automóvil
¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuál es el reactivo en exceso? ¿Cuál es el rendimiento teórico en
X = 4 tazas de harina
6 huevos 1 taza de leche
3 huevos
X = 2 tazas de leche
En este ejemplo, el huevo podría ser el reactivo limitante, ya que para la receta se requiere 4 tazas de
harina y 2 tazas de leche. En los ingredientes disponibles se cuenta con: 6 tazas de harina y 6 tazas de
leche. Esto significa que, al consumirse los huevos, sobrarían 2 tazas de harina y 4 tazas de leche.
Si el reactivo limitante es la taza de leche se necesita:
6 tazas de leche (2 tazas de harina
1 taza de leche )
X = 12 tazas de harina
6 tazas de leche ( (3 huevos
1 taza de leche)
X = 18 huevos
Definitivamente, las tazas de leche no son el reactivo limitante, ya que requiere 12 tazas de harina y 18
huevos para reaccionar con las 6 tazas de leche. Sin embargo, solo se cuenta con 6 tazas de harina y 6
huevos, lo que significa que los ingredientes no son suficientes para que la leche sea el reactivo limitante.
Dado que el reactivo limitante es el huevo, se puede calcular el rendimiento teórico, que se refiere a la
cantidad de uno o ambos productos obtenidos. En este caso, ¿cuántos panques se hacen a partir de 6
huevos?
2 tazas de harina + 3 huevos +1 taza de leche → 6 panqués + 1 charola sucia
6 huevos (6 panqués
3 huevos )
X = 12 panqués
Ahora el siguiente problema (Ebbing y Gammon, 2016):
Suponga que supervisa el ensamblaje de automóviles y tiene en inventario 300 volantes y 900
neumáticos, con exceso de otros componentes. La ecuación balanceada para el ensamblaje es:
1 volante + 4 neumáticos + otros componentes → 1 automóvil
¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuál es el reactivo en exceso? ¿Cuál es el rendimiento teórico en
pág. 6469
automóviles?
El reactivo limitante son los neumáticos:
900 neumáticos 1 volante
4 neumáticos = 𝑋
X = 225 volantes
El reactivo en exceso son los volantes, solo se emplearon 225 y sobraron 75.
El rendimiento teórico de automóviles es:
900 neumáticos 1 automóviles
4 neumáticos = 𝑋
X = 225 automóviles
Pero, si algunos volantes y neumáticos estaban defectuosos y solo se armaron 199 automóviles, ¿cuál
es el porcentaje de rendimiento (%R)?
Para lo esto, se emplea la siguiente fórmula:
%R = ((Rendimiento Real )/(Rendimiento teórico))𝑋 100
Después de sustituir los valores queda:
%R = (199 automóviles
225 automóviles ) 𝑋 100
R% = 88.4
La reacción involucra en el polvo para hornear (una mezcla de cremor tártaro y bicarbonato de sodio)
es la siguiente:
KHC4H4O6 + NaHCO3 → KNaC4H4O6 + H2O + CO2
Cremor + Bicarbonato → Tártaro de sodio + Agua + Dióxido de carbono
La receta indica que se añade dos cucharaditas (4.2 g) de cremor y 9.4 g de bicarbonato¿Cuál es el
reactivo limitante? ¿Cuánto obtendre de Tártaro?
Como las unidades del problema estan en gramos serán las mismas que se utilizan como referencia, este
es el primer paso:
𝐾𝐻𝐶4𝐻4𝑂6 + 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 → 𝐾𝑁𝑎𝐶4𝐻4𝑂6
188.17 𝑔 + 84.00 𝑔 → 210.15 𝑔
Segundo paso, suponer que ambos son reactivo limitante para conocer cuál de los reactivos se terminaría
en su totalidad.
automóviles?
El reactivo limitante son los neumáticos:
900 neumáticos 1 volante
4 neumáticos = 𝑋
X = 225 volantes
El reactivo en exceso son los volantes, solo se emplearon 225 y sobraron 75.
El rendimiento teórico de automóviles es:
900 neumáticos 1 automóviles
4 neumáticos = 𝑋
X = 225 automóviles
Pero, si algunos volantes y neumáticos estaban defectuosos y solo se armaron 199 automóviles, ¿cuál
es el porcentaje de rendimiento (%R)?
Para lo esto, se emplea la siguiente fórmula:
%R = ((Rendimiento Real )/(Rendimiento teórico))𝑋 100
Después de sustituir los valores queda:
%R = (199 automóviles
225 automóviles ) 𝑋 100
R% = 88.4
La reacción involucra en el polvo para hornear (una mezcla de cremor tártaro y bicarbonato de sodio)
es la siguiente:
KHC4H4O6 + NaHCO3 → KNaC4H4O6 + H2O + CO2
Cremor + Bicarbonato → Tártaro de sodio + Agua + Dióxido de carbono
La receta indica que se añade dos cucharaditas (4.2 g) de cremor y 9.4 g de bicarbonato¿Cuál es el
reactivo limitante? ¿Cuánto obtendre de Tártaro?
Como las unidades del problema estan en gramos serán las mismas que se utilizan como referencia, este
es el primer paso:
𝐾𝐻𝐶4𝐻4𝑂6 + 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 → 𝐾𝑁𝑎𝐶4𝐻4𝑂6
188.17 𝑔 + 84.00 𝑔 → 210.15 𝑔
Segundo paso, suponer que ambos son reactivo limitante para conocer cuál de los reactivos se terminaría
en su totalidad.
pág. 6470
Suponiendo que el cremor es el limitante, 188.17 g deben reaccionar en su totalidad con 84 g, por lo
tanto, 4.2 g de cremor necesitan:
4.2 𝑔 ( 84.00 𝑔
188.17 𝑔)
X = 1.87 g de bicarbonato
Suponiendo que el bicarbonato es el limitante, 84 g deben reaccionar en su totalidad con 188.17 g
cremor, por lo tanto, 9.4 g de bicarbonato necesitan:
9.4 𝑔 (188.17 𝑔
84.00 𝑔 )
X = 21.05 g
Después de realizar los cálculos para ambos reactivos, debemos recordar que solo contamos con 4.2 g
de cremor tártaro y 9.4 g de bicarbonato de sodio. En la primera operación, si el cremor se consume por
completo, requeriría 1.87 g de bicarbonato para reaccionar. ¿Podemos obtener esa cantidad de los 9.4 g
disponibles? Sí, por lo tanto, el cremor tártaro es el reactivo limitante. Ahora analicemos la segunda
ecuación: si el bicarbonato se consumiera totalmente, necesitaríamos 21.05 g de cremor. ¿Es posible?
No, ya que el problema indica que solo disponemos de 4.2 g.
Al tener el reactivo limitante identificado, sigue calcular el rendimiento del tártaro (producto esperado)
con la siguiente formula:
4.2 𝑔 (210.15 𝑔
188.17 𝑔)
X = 4.69 g de tártaro
Para temas más aplicables a la práctica de laboratorio, abordaremos la concentración molar o molaridad,
que se define como la cantidad de moles de soluto disueltos en un litro de disolución:
Molaridad = No de moles
Litros de disolución
Si se coloca una muestra de nitrato de sodio (NaNO3) que pesa 0.38 g y posteriormente se afora en un
matraz volumétrico de 50 mL (Ebbing y Gammon, 2016), ¿cuál es la molaridad de la disolución
resultante?
Lo más sencillo es identificar dónde se deben colocar los datos del problema. Por ejemplo, la disolución
Suponiendo que el cremor es el limitante, 188.17 g deben reaccionar en su totalidad con 84 g, por lo
tanto, 4.2 g de cremor necesitan:
4.2 𝑔 ( 84.00 𝑔
188.17 𝑔)
X = 1.87 g de bicarbonato
Suponiendo que el bicarbonato es el limitante, 84 g deben reaccionar en su totalidad con 188.17 g
cremor, por lo tanto, 9.4 g de bicarbonato necesitan:
9.4 𝑔 (188.17 𝑔
84.00 𝑔 )
X = 21.05 g
Después de realizar los cálculos para ambos reactivos, debemos recordar que solo contamos con 4.2 g
de cremor tártaro y 9.4 g de bicarbonato de sodio. En la primera operación, si el cremor se consume por
completo, requeriría 1.87 g de bicarbonato para reaccionar. ¿Podemos obtener esa cantidad de los 9.4 g
disponibles? Sí, por lo tanto, el cremor tártaro es el reactivo limitante. Ahora analicemos la segunda
ecuación: si el bicarbonato se consumiera totalmente, necesitaríamos 21.05 g de cremor. ¿Es posible?
No, ya que el problema indica que solo disponemos de 4.2 g.
Al tener el reactivo limitante identificado, sigue calcular el rendimiento del tártaro (producto esperado)
con la siguiente formula:
4.2 𝑔 (210.15 𝑔
188.17 𝑔)
X = 4.69 g de tártaro
Para temas más aplicables a la práctica de laboratorio, abordaremos la concentración molar o molaridad,
que se define como la cantidad de moles de soluto disueltos en un litro de disolución:
Molaridad = No de moles
Litros de disolución
Si se coloca una muestra de nitrato de sodio (NaNO3) que pesa 0.38 g y posteriormente se afora en un
matraz volumétrico de 50 mL (Ebbing y Gammon, 2016), ¿cuál es la molaridad de la disolución
resultante?
Lo más sencillo es identificar dónde se deben colocar los datos del problema. Por ejemplo, la disolución
pág. 6471
es la mezcla del soluto y el disolvente, que se realiza en el matraz de 50 mL, lo que significa que este
dato será el divisor. Sin embargo, las unidades no son las mismas, por lo que es necesario convertir los
mL a L.
50 mL 1 L
1000 mL = 𝑋
X = 0.05 L
El otro dato del problema fueron los 0.38 g de NaNO3 esto debe colocarse en ¿molaridad o número de
moles?, mencionamos previamente, que los moles se pueden convertir a gramos, por lo que este valor
es el dividendo, teniendo en cuenta que el peso molecular del NaNO3 es de 84.99 g por mol entonces se
tiene que:
0.38 g 1 mol
84.99 g = 𝑋
X = 0.00447 mol
La fórmula quedaría de la siguiente manera:
Molaridad = 0.00447 mol
0.05 L
X = 0.0894 molar (M)
Ahora se puede calcular la cantidad de soluto presente en una solución acuosa o determinar cuánto se
requiere para preparar una reacción específica. En algunos casos, como los ácidos, es necesario
considerar además la densidad y la pureza del reactivo para obtener un cálculo preciso.
Dentro de las practicas comunes en los laboratorios se encuentran las relaciones sucesivas para obtener
sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 ⋅ 5H2O) donde se aplica la estequiometría y el reactivo limitante.
Reacciones sucesivas:
1. Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
2. Cu(NO3)2 + 2 NaHCO3 → CuCO3 + 2 NaNO3 + CO2 + H2O
3. CuCO3 + H2SO4 → CuSO4 +H2O +CO2
4. CuSO4 +5 H2O → CuSO4 ⋅ 5H2O
Dependiendo de los objetivos de cada institución, la práctica puede variar; sin embargo, normalmente
se busca que el cobre (Cu) actúe como reactivo limitante y, a través de una serie de reacciones sucesivas,
es la mezcla del soluto y el disolvente, que se realiza en el matraz de 50 mL, lo que significa que este
dato será el divisor. Sin embargo, las unidades no son las mismas, por lo que es necesario convertir los
mL a L.
50 mL 1 L
1000 mL = 𝑋
X = 0.05 L
El otro dato del problema fueron los 0.38 g de NaNO3 esto debe colocarse en ¿molaridad o número de
moles?, mencionamos previamente, que los moles se pueden convertir a gramos, por lo que este valor
es el dividendo, teniendo en cuenta que el peso molecular del NaNO3 es de 84.99 g por mol entonces se
tiene que:
0.38 g 1 mol
84.99 g = 𝑋
X = 0.00447 mol
La fórmula quedaría de la siguiente manera:
Molaridad = 0.00447 mol
0.05 L
X = 0.0894 molar (M)
Ahora se puede calcular la cantidad de soluto presente en una solución acuosa o determinar cuánto se
requiere para preparar una reacción específica. En algunos casos, como los ácidos, es necesario
considerar además la densidad y la pureza del reactivo para obtener un cálculo preciso.
Dentro de las practicas comunes en los laboratorios se encuentran las relaciones sucesivas para obtener
sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 ⋅ 5H2O) donde se aplica la estequiometría y el reactivo limitante.
Reacciones sucesivas:
1. Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
2. Cu(NO3)2 + 2 NaHCO3 → CuCO3 + 2 NaNO3 + CO2 + H2O
3. CuCO3 + H2SO4 → CuSO4 +H2O +CO2
4. CuSO4 +5 H2O → CuSO4 ⋅ 5H2O
Dependiendo de los objetivos de cada institución, la práctica puede variar; sin embargo, normalmente
se busca que el cobre (Cu) actúe como reactivo limitante y, a través de una serie de reacciones sucesivas,
pág. 6472
se obtenga CuSO₄·5H₂O. Tomando como referencia que 1 mol de Cu equivale a 63.54 g y 1 mol de
Cu(NO₃)₂ a 187.55 g, si en la práctica se emplean 0.5 g de Cu, el rendimiento teórico de Cu(NO₃)₂ será
1.47 g.
En la segunda reacción, el Cu(NO₃)₂ produce 1 mol de CuCO₃ (123.55 g); no obstante, al partir de 1.47
g de Cu(NO₃)₂, el producto esperado es 0.96 g. Dicha cantidad se utiliza como reactivo en la tercera
reacción, donde el CuCO₃ origina 1 mol de CuSO₄ (159.60 g), pero ajustando las cantidades se espera
1.24 g.
Finalmente, al hidratarse el CuSO₄, se forma CuSO₄·5H₂O (249.68 g/mol), por lo que el rendimiento
teórico es de 1.93 g. En este compuesto, el cobre representa el 25.46 % de la masa total, es decir, 0.4913
g de Cu, una diferencia mínima respecto a los 0.5 g iniciales, atribuible al redondeo de decimales y no
a pérdida de material.
Este resultado confirma las leyes de conservación de la materia y proporciones definidas, ya que la masa
inicial y final del cobre son prácticamente equivalentes. Además, se recomienda emplear un 10 % de
exceso en los reactivos complementarios, con el fin de asegurar que el Cu, como reactivo limitante,
reaccione completamente y minimizar pérdidas en cada etapa.
Laboratorios digitales
Para la práctica docente, se recomienda utilizar el simulador PhET Interactive Simulations, una
herramienta gratuita que permite reforzar la teoría mediante recursos digitales interactivos. Su uso dentro
de las aulas virtuales, implementadas por varios profesores desde la pandemia, favorece la comprensión
de temas complejos a través de analogías, como el reactivo limitante, e incluso de otros conceptos que
no se abordan en este artículo, como la formación de los átomos (Campoverde-Llamuca et al. 2025).
PhET Interactive Simulations
https://phet.colorado.edu/sims/html/reactants-products-and-leftovers/latest/reactants-products-and-
leftovers_all.html
El empleo de la plataforma “PhET Interactive Simulations” permite explorar de manera interactiva los
conceptos de reactivo limitante y reactivo en exceso (Figura 1 y 2).
se obtenga CuSO₄·5H₂O. Tomando como referencia que 1 mol de Cu equivale a 63.54 g y 1 mol de
Cu(NO₃)₂ a 187.55 g, si en la práctica se emplean 0.5 g de Cu, el rendimiento teórico de Cu(NO₃)₂ será
1.47 g.
En la segunda reacción, el Cu(NO₃)₂ produce 1 mol de CuCO₃ (123.55 g); no obstante, al partir de 1.47
g de Cu(NO₃)₂, el producto esperado es 0.96 g. Dicha cantidad se utiliza como reactivo en la tercera
reacción, donde el CuCO₃ origina 1 mol de CuSO₄ (159.60 g), pero ajustando las cantidades se espera
1.24 g.
Finalmente, al hidratarse el CuSO₄, se forma CuSO₄·5H₂O (249.68 g/mol), por lo que el rendimiento
teórico es de 1.93 g. En este compuesto, el cobre representa el 25.46 % de la masa total, es decir, 0.4913
g de Cu, una diferencia mínima respecto a los 0.5 g iniciales, atribuible al redondeo de decimales y no
a pérdida de material.
Este resultado confirma las leyes de conservación de la materia y proporciones definidas, ya que la masa
inicial y final del cobre son prácticamente equivalentes. Además, se recomienda emplear un 10 % de
exceso en los reactivos complementarios, con el fin de asegurar que el Cu, como reactivo limitante,
reaccione completamente y minimizar pérdidas en cada etapa.
Laboratorios digitales
Para la práctica docente, se recomienda utilizar el simulador PhET Interactive Simulations, una
herramienta gratuita que permite reforzar la teoría mediante recursos digitales interactivos. Su uso dentro
de las aulas virtuales, implementadas por varios profesores desde la pandemia, favorece la comprensión
de temas complejos a través de analogías, como el reactivo limitante, e incluso de otros conceptos que
no se abordan en este artículo, como la formación de los átomos (Campoverde-Llamuca et al. 2025).
PhET Interactive Simulations
https://phet.colorado.edu/sims/html/reactants-products-and-leftovers/latest/reactants-products-and-
leftovers_all.html
El empleo de la plataforma “PhET Interactive Simulations” permite explorar de manera interactiva los
conceptos de reactivo limitante y reactivo en exceso (Figura 1 y 2).
pág. 6473
Ilustraciones, tablas, figuras
Figura 1. Simulación de “PhET Interactive Simulations” que representa una reacción química en
términos de sándwiches de queso. Se ilustra el concepto de relaciones estequiométricas mediante la
combinación de rebanadas de pan y queso para formar un sándwich, enfatizando la conservación de la
materia en una reacción química.
Figura 2. Simulación de “PhET Interactive Simulations” sobre ecuaciones químicas balanceadas. Se
muestra la reacción entre carbono y agua para formar metano (CH4) y dióxido de carbono (CO2),
permitiendo a los usuarios ajustar las cantidades de reactivos y productos para equilibrar la ecuación
química y comprender la conservación de átomos en una reacción.
CONCLUSIONES
El estudio de la estequiometría permite entender la relación entre las cantidades de reactivos y productos
en las reacciones químicas, facilitando el diseño de experimentos, asimismo la optimización de
procesos. Su enseñanza mediante estrategias activas y prácticas experimentales mejora la comprensión
de los conceptos y su aplicación en contextos reales. La formación de CuSO4 · 5H2O es el ejemplo
concreto que vincula los cálculos estequiométricos con la experimentación en el laboratorio.
Cabe resaltar que, durante la práctica, los alumnos suelen asumir que obtendrán el rendimiento teórico
Ilustraciones, tablas, figuras
Figura 1. Simulación de “PhET Interactive Simulations” que representa una reacción química en
términos de sándwiches de queso. Se ilustra el concepto de relaciones estequiométricas mediante la
combinación de rebanadas de pan y queso para formar un sándwich, enfatizando la conservación de la
materia en una reacción química.
Figura 2. Simulación de “PhET Interactive Simulations” sobre ecuaciones químicas balanceadas. Se
muestra la reacción entre carbono y agua para formar metano (CH4) y dióxido de carbono (CO2),
permitiendo a los usuarios ajustar las cantidades de reactivos y productos para equilibrar la ecuación
química y comprender la conservación de átomos en una reacción.
CONCLUSIONES
El estudio de la estequiometría permite entender la relación entre las cantidades de reactivos y productos
en las reacciones químicas, facilitando el diseño de experimentos, asimismo la optimización de
procesos. Su enseñanza mediante estrategias activas y prácticas experimentales mejora la comprensión
de los conceptos y su aplicación en contextos reales. La formación de CuSO4 · 5H2O es el ejemplo
concreto que vincula los cálculos estequiométricos con la experimentación en el laboratorio.
Cabe resaltar que, durante la práctica, los alumnos suelen asumir que obtendrán el rendimiento teórico
pág. 6474
del CuSO₄ con 100 % de eficiencia. Al no lograrlo, creen que cometieron un error en la práctica, en los
cálculos o en la ejecución del experimento. Sin embargo, muchas veces esto se debe a que priorizan la
memorización sobre el razonamiento.
¿Por qué ocurre esto? Durante la interpretación de la ecuación química, los alumnos tienden a hacer
reaccionar las cantidades exactas indicadas, es decir, si la ecuación establece que 1 mol debe reaccionar
con 2 moles para formar 2 moles de producto, siguen esta proporción de manera rígida. No consideran
que, en la práctica, el cobre es el reactivo limitante, lo que implica que su masa debe ser medida con
precisión y que, a menudo, es necesario utilizar exceso del ácido u otro reactivo para asegurar que la
reacción se lleve a cabo completamente.
En otras palabras, las sustancias deben estar disponibles en el medio de la reacción en cantidades
adecuadas para facilitar la conversión completa del reactivo limitante. Además, la reacción implica una
serie de etapas y no siempre ocurre con eficiencia del 100 %. La pérdida de producto en cada etapa
explica por qué el rendimiento obtenido es menor al esperado. Para comprenderlo mejor, los alumnos
pueden calcular el rendimiento porcentual dividiendo la cantidad real obtenida entre la cantidad teórica
esperada. Es aquí donde deben aplicar el razonamiento e interpretación de resultados.
Finalmente, esta propuesta busca renovar ciertas prácticas docentes, reconociendo que, al igual que los
alumnos cambian con cada generación, los métodos de enseñanza también deben adaptarse. Si los
profesores de asignaturas de semestres avanzados detectan que los estudiantes presentan dificultades
para comprender o aplicar los conceptos aprendidos en los primeros cursos de química, es necesario
replantear las estrategias empleadas para evitar repetir los mismos problemas. Aunque no todo recae en
la responsabilidad del docente, es nuestro deber reflexionar y ajustar nuestras prácticas para asegurar
que los conocimientos adquiridos perduren y sean verdaderamente útiles en etapas posteriores de la
formación profesional.
del CuSO₄ con 100 % de eficiencia. Al no lograrlo, creen que cometieron un error en la práctica, en los
cálculos o en la ejecución del experimento. Sin embargo, muchas veces esto se debe a que priorizan la
memorización sobre el razonamiento.
¿Por qué ocurre esto? Durante la interpretación de la ecuación química, los alumnos tienden a hacer
reaccionar las cantidades exactas indicadas, es decir, si la ecuación establece que 1 mol debe reaccionar
con 2 moles para formar 2 moles de producto, siguen esta proporción de manera rígida. No consideran
que, en la práctica, el cobre es el reactivo limitante, lo que implica que su masa debe ser medida con
precisión y que, a menudo, es necesario utilizar exceso del ácido u otro reactivo para asegurar que la
reacción se lleve a cabo completamente.
En otras palabras, las sustancias deben estar disponibles en el medio de la reacción en cantidades
adecuadas para facilitar la conversión completa del reactivo limitante. Además, la reacción implica una
serie de etapas y no siempre ocurre con eficiencia del 100 %. La pérdida de producto en cada etapa
explica por qué el rendimiento obtenido es menor al esperado. Para comprenderlo mejor, los alumnos
pueden calcular el rendimiento porcentual dividiendo la cantidad real obtenida entre la cantidad teórica
esperada. Es aquí donde deben aplicar el razonamiento e interpretación de resultados.
Finalmente, esta propuesta busca renovar ciertas prácticas docentes, reconociendo que, al igual que los
alumnos cambian con cada generación, los métodos de enseñanza también deben adaptarse. Si los
profesores de asignaturas de semestres avanzados detectan que los estudiantes presentan dificultades
para comprender o aplicar los conceptos aprendidos en los primeros cursos de química, es necesario
replantear las estrategias empleadas para evitar repetir los mismos problemas. Aunque no todo recae en
la responsabilidad del docente, es nuestro deber reflexionar y ajustar nuestras prácticas para asegurar
que los conocimientos adquiridos perduren y sean verdaderamente útiles en etapas posteriores de la
formación profesional.
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