Este documento presenta una guía sobre estequiometría y leyes ponderales para estudiantes de 2° año medio. Explica conceptos como ecuaciones químicas, ley de conservación de masa, peso atómico, peso molecular, reactivo limitante y leyes ponderales. Su objetivo es que los estudiantes reconozcan y apliquen estas ideas fundamentales de la química cuantitativa.

1. Departamento de Ciencias y Tecnología
Subsector: Química
Profesor: Carlos Donoso E.
Nivel: 2° año Medio
Año: MMXIII
Guía de Apoyo n°1: Estequiometría y Leyes Ponderales
Objetivos:
-Reconocer las características de un proceso químico, por sobre uno físico
-Asocian las ecuaciones químicas como representación de los procesos químicos
-Identificar reactantes, productos y coeficientes estequiométricos
-Caracterizar la información entregada por una ecuación química
-Enunciar la ley de Lavoisier y aplicarla al balance de ecuaciones químicas
-Interpretar los conceptos de pureza, rendimiento y reactivo limitante
-Definir el concepto de peso atómico y obtenerlo a partir de las abundancias isotópicas
-Definir el concepto de peso molecular y calcularlo a partir de la fórmula de un compuesto
-Enunciar y ejemplificar las diferentes leyes ponderales: Ley de Proust, Ley de Dalton, Ley de
Richter.
Resolver problemas asociados con cálculos estequiométricos.
Introducción
La estequiometría es una rama de la química que se asocia al cálculo de las
relaciones cuantitativas entre reactantes y productos en una reacción química
Las relaciones estequiométricas se originaron como una suma de los conceptos
relacionados con el estudio de las reacciones químicas, que se tradujeron en las
llamadas leyes ponderales.
Ecuación química.
Todo cambio químico, vale decir, todo proceso que modifique las propiedades más
profundas de la materia, se puede representar mediante una ecuación química.
Podemos representarla de la siguiente forma:
aA  bB  cC  dD

Donde A y B, corresponden a los reactantes o reaccionantes; C y D, a los productos.
Los términos a, b, c y d, se denominan coeficientes estequiométricos e indican las
proporciones de combinación de los reactantes y las proporciones de productos
obtenidas.
Importante: Una reacción química no nos informa sobre la energía necesaria para que el
proceso ocurra o la energía liberada luego de ocurrida la reacción. Tampoco nos da
información sobre la velocidad con que tiene lugar la reacción.
A pesar de esto, podemos incorporar cierta información a la ecuación química, como por
ejemplo:
1.- Los estados de agregación de los reactantes o productos:
 Sólido con (s)
 Líquido con (l)
 Gaseoso con (g)
 Acuoso con (ac) o (aq)

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Ejemplos:
Na 2SO4(ac)  BaCl2(ac)  2NaCl(ac)  BaSO4(s)

C(s)  O2(g )  CO2(g )

2.- Ciertas condiciones generales necesarias para que ocurra la reacción, como por
ejemplo: Presión (P), Temperatura (T), Energía lumínica (h), catalizador (cat.), etc.
Ejemplos:
N2(g )  3H2(g )  2NH3(g )
P,T

CH2  CH2(g)  H2(g)  CH3  CH3(g)
P,T,catalizador

Ley de Lavoisier
En el siglo XVIII Antoine de Lavoisier (1743-1794), propuso la ley de conservación
de la masa en las reacciones químicas, que lleva su nombre:
“En una reacción química, la materia no se crea ni se pierde, sólo se
transforma”
Esta ley establece que: en una reacción química, la masa de los reactantes debe ser igual
a la masa de los productos. Esto se traduce en el llamado “balance de ecuaciones”
Por lo tanto, en una ecuación química debemos ver la forma que a cada lado esté la
misma cantidad de átomos involucrados. Ejemplo: tomemos la reacción
AlCl3  NH4OH  Al(OH)3  NH4Cl

Al agregarle los coeficientes estequiométricos adecuados tenemos:
AlCl3  3NH4OH  Al(OH)3  3NH4Cl

Si contamos la cantidad de átomos de Al, Cl, N, H y O que forman los reactantes,
veremos que es la misma cantidad de átomos que forman los productos.
El mol
Como los átomos y las moléculas son tan pequeños, no podemos pesarlos. Por lo
tanto, debemos considerar una cantidad fija de ellos para tal fin. Esa cantidad se llama
número de Avogadro y equivale a
6,02 x 1023
De esta forma, tener un mol de una sustancia significa: tener 6,02 x 1023 átomos o
moléculas, según las unidades que la formen.

3. 3
En otras palabras: 1 mol = 6,02 x 1023 átomos o moléculas.
Peso Atómico (PA): Corresponde al peso en gramos de 1 mol de átomos de un
determinado elemento químico.
Ejemplo: El peso atómico del Hierro (Fe) es 55,8 g. Esto significa que 55,8 gramos del
elemento contienen 6,02x1023 átomos de Fe.
Determinación del Peso Atómico o Masa Atómica
El peso o masa atómica de un elemento se determina a partir de las masas
(Números másicos, A) de los isótopos estables asociados al elemento. Sin embargo, las
cantidades de esos isótopos presentes en la naturaleza no son iguales. El concepto que
mide este último aspecto se denomina abundancia isotópica relativa o simplemente
abundancia relativa y se expresa porcentualmente.
Por ejemplo, el nitrógeno presenta los siguientes isótopos:
7 N12 , 7 N13 , 7 N14 , 7 N15 , 7 N16 , 7 N17 y 7 N18
De estos, los isótopos N-14 y N-15, son los más estables, con abundancias relativas de
99.63% y 0.366%, respectivamente.
Dado los porcentajes tan dispares, no se puede hacer un promedio aritmético o media
aritmética con esos valores, por lo tanto se calcula una media o promedio ponderado.
Esto se hace de la siguiente manera: se multiplica el número másico de cada isótopo por
su valor de abundancia y la suma se divide por 100. Es decir
14  99.63  15  0.366
PAN 
100
1400.31
PAN 
100
PAN  14.00[g / mol]
En general, si el elemento X, tiene los isótopos estables X 1, X2, X3, …..Xn., cuyas masas
isotópicas son A1, A2, A3, …….,An y sus abundancias respectivas son B1, B2, B3, ……, Bn,
La relación general queda escrita de la siguiente manera:
A1  B1  A 2  B2  A3  B3  ........  A n  Bn
PA X 
100
n
A i  Bi
PA X  i 1
100
Peso Molecular (PM): Corresponde al peso en gramos de 1 mol de moléculas de un
elemento o compuesto.
Ejemplo: El oxígeno se encuentra en la naturaleza formando moléculas de O 2. El peso
atómico del Oxígeno es 16. Luego como hay dos oxígenos por molécula, el peso total es

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32. Si ese peso lo expresamos en gramos, se llama Peso Molecular del Oxígeno y su valor
será 32 g. Esto significa que en 32 gramos de Oxígeno hay 6,02x10 23 moléculas del
elemento.
Importante: Las moléculas son agrupaciones de dos o más átomos que pueden ser
iguales (elemento) o distintos (compuesto)
Determinación del peso molecular de una sustancia
Una forma de determinar el peso molecular de una sustancia, es simplemente sumar los
pesos atómicos de los elementos presentes en la fórmula, multiplicados por la cantidad
en que aparecen en ella.
Ejemplo: Determinemos el PM del Al2(SO4)3.
PMAl2 ( SO4 )3  2  PA Al  3  (PAS  4  PAO )
PMAl2 ( SO4 )3  2  PA Al  3  PAS  12  PAO
PMAl2 ( SO4 )3  2  27  3  32  12  16
PMAl2 ( SO4 )3  342[g / mol]
Pureza
Corresponde a la cantidad real de una sustancia presente en cierta masa de ella.
Ejemplo: Supongamos que tenemos 45 gramos de NaCl, cuya pureza es del 80 %. Esto
quiere decir que, sólo el 80% de esa cantidad corresponde al compuesto mencionado. El
restante 20% corresponde a impurezas.
Calculemos dicha cantidad
Resolviendo la proporción tenemos que de los “supuestos” 45 gramos de NaCl, sólo 36
gramos corresponden al compuesto.
Información que nos entrega una reacción química
Ejemplo: Tomemos la siguiente reacción
4FeS2  11 2  2Fe2O3  8SO2
O 
8
4 2
11 moléculas  molécula
moléculas moléculas
s
8 moles
4 moles de 11 moles de 2 moles de de

moléculas moléculas moléculas molécula
s
4∙PM 11∙PM  2∙PM 8∙PM
4∙119,8 11∙32  2∙159,6 8∙64
479,2 352 319,2 512

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CNPT
Se denomina, con esta sigla a las “condiciones normales de presión y
temperatura”. Estas son:
- para la presión: 760 mm de Hg o 1 atm.
- para la temperatura: 273 ºK o 0ºC.
La importancia que tiene esto es que: Si 1 mol de cualquier sustancia, se encuentra en
estado gaseoso para estas condiciones de presión y temperatura, ocupará un volumen
igual a 22,4 L.
Resumiendo:
Reactivo limite o limitante
Dadas dos cantidades cualesquiera de los reactantes, el reactivo limitante será aquel que
reaccione completamente en la reacción. Para calcularlo usamos proporciones. Veamos
un ejemplo.
En la reacción del ejemplo anterior tenemos que:
4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2

479,2g + 352g 319,2 + 512g
Pero, supongamos que tenemos 56 g de FeS2 y 80 g de O2, ¿Cuál será el Reactivo
Limitante?
Desarrollo:
Veamos si el FeS2 puede reaccionar completamente.
Según la ecuación tenemos que
O sea que tenemos O2 de sobra para asegurarnos que todo el FeS2 reaccione. Esto
significa que el FeS2 es el Reactivo Limitante (ya que puede reaccionar completamente,
sin problemas).

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Importancia: Frente a un problema como el que hemos descrito y asegurándonos en
primer lugar que la ecuación este equilibrada, la determinación del Reactivo Límite,
permitirá que usemos ese valor, para calcular exactamente cuánto producto deberemos
esperar luego de transcurrida la reacción.
Rendimiento
Es la relación porcentual entre la masa de producto que realmente se obtiene,
transcurrida la reacción química y la masa teórica de producto calculada a través de la
relación estequiométrica.
mreal
% Re n dim iento   100
mteórica
Leyes Ponderales
Las leyes ponderales están relacionadas con la proporción en que se combinan los
elementos para formar un compuesto. Ellas son:
1.- Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier (Pág. 1)
2.- Ley de las proporciones constantes o Ley de Proust
3.- Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton
4.- Ley de las proporciones equivalentes o Ley de Richter
5.- Ley de los volúmenes de combinación
Ley de las proporciones constantes
También denominada, ley de las proporciones definidas, fue enunciada en 1799
por el francés J. Proust.
Muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos
elementos en una relación de masas constante, independiente del proceso seguido en
su preparación
Esta ley introdujo por primera vez un criterio estricto para distinguir los compuestos
químicos de las mezclas, ya que, en estas últimas, la proporción de sus componentes es
variable.
Ley de las proporciones variables
Es sabido que dos mismos elementos pueden formar varios compuestos diferentes.
Así, por ejemplo, nitrógeno y oxígeno se combinan produciendo varios óxidos, como N2O,
NO y NO2.
En estos y en otros casos semejantes, los compuestos cumplen la ley de las proporciones
constantes. Pero, además, entre las masas de elemento común existe una relación
cuantitativa.
El inglés J. Dalton estudió esta circunstancia y enunció esta ley:

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Las masas de un mismo elemento que se combinan con una masa fija de otro
elemento para formar en cada caso un compuesto diferente se encuentran en una relación
de números enteros sencillos.
Ley de las proporciones equivalentes
El químico alemán J. B. Richter observó que existe una interesante relación entre
las masas de elementos distintos que se combinan con una misma masa de otro.
Los datos experimentales revelan que 1 g de hidrógeno, 8 g de oxígeno y 20 g de calcio
pueden considerarse como cantidades químicamente equivalentes capaces de
combinarse entre sí o de reemplazarse en los compuestos. Estos hechos permitieron a
Richter enunciar en 1802 la ley de las proporciones equivalentes o de las masas de
combinación.
Las masas de distintos elementos que se combinan con una misma masa de otro
indican la relación de masas en que se combinan cuando reaccionan entre ellos, o bien
múltiplos o submúltiplos sencillos
De esta ley se dedujo el concepto de masa equivalente de un elemento.
Tomando como referencia el oxígeno o el hidrógeno (ya que la mayoría de los elementos
químicos forman alguna clase de compuestos con ellos), se define del modo siguiente:
Masa equivalente o equivalente-gramo de un elemento es la masa de éste que se
combina con 8.0 g de oxígeno o con 1.008 g de hidrógeno.
Cuando un elemento no se combina con oxígeno o con hidrógeno, su masa equivalente
es la que se combina con una masa equivalente de cualquier otro elemento.
Basándose en este concepto, la ley puede enunciarse así:
Cuando dos elementos se combinan, lo hacen en cantidades iguales a sus masas
equivalentes o proporcionales a ellas.
Como puede comprobarse fácilmente, la masa equivalente o masa de combinación es
una cantidad de gramos igual al cociente entre la masa atómica (peso atómico) del
elemento y su valencia (estado de oxidación).
Ley de los volúmenes de combinación
El francés L. J. Gay-Lussac, después de investigar cuantitativamente diferentes
reacciones con gases, halló una interesante relación entre los volúmenes, tanto de los
reactantes como de los productos gaseoso. Esta relación, formulada en 1808, se enuncia
así:
A temperatura y presión constante, los volúmenes de los gases que intervienen,
como reactivos o como productos, en una reacción química guardan entre sí una relación
de números enteros sencillos.
En la reacción entre nitrógeno e hidrógeno para formar amoníaco se comprueba que un
volumen de nitrógeno se combina con tres volúmenes de hidrógeno y se producen dos
volúmenes de amoníaco. Es decir, entre los volúmenes de los gases citados se cumple la
relación 1:3:2.
Obtención de la fórmula empírica de un compuesto

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Unas de las aplicaciones de las leyes ponderales es la posibilidad de obtener la
fórmula de un determinado compuesto.
Habitualmente, los datos relacionados con las cantidades de los elementos que forman el
compuesto se entregan en unidades porcentuales.
Por lo tanto, hay que llevar esa relación a masa. Esto lo hacemos equiparando 100% a
100 g, así si uno de los elementos se encuentra en un 23%, corresponderán a 23 g. Esto
lo hacemos para tener una referencia.
Veamos un ejemplo y sigamos paso a paso su desarrollo:
Ejemplo: ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente
composición: 20.2% de Al y 79.8% de Cl?
1.- Transformar los porcentajes a gramos. Es decir, 20.2% de Al corresponde a 20.2 g de
Al y 79.8% de Cl, serán 79.8 g de Cl.
2.- Dividimos la masa de cada elemento por el peso atómico correspondiente.
20.2
Al   0.748
27
79.8
Cl   2.25
35.5
3.- Como cada resultado queda expresado en moles de átomos, dividimos cada uno por el
menor de los dos valores.
0.748
Al  1
0.748
2.25
Cl   3.0
0.748
4.- Finalmente se escribe la fórmula empírica del compuesto. Según lo anterior, el
compuesto está formado por 1 parte de aluminio y 3 partes de cloro. Es decir
Al1Cl3
Sin embargo, el subíndice “1” no se escribe. Se asume, por lo tanto, la fórmula empírica
final del compuesto será:
AlCl3
Composición Porcentual
Otra forma de usar las leyes ponderales es calculando la composición porcentual de los
elementos que forman un compuesto dado, los que se expresarán en unidades de
porcentajes.

9. 9
Para poder calcular este valor, necesitamos la fórmula empírica del compuesto, el Peso
Molecular del mismo y los Pesos Atómicos de los elementos que participan en él.
Veamos un ejemplo:
Calcular la composición porcentual del nitrato de sodio (cuyo nombre común es salitre):
NaNO3.
El peso molecular de este compuesto es
PMNaNO3  PANa  PAN  3  PAO
PMNaNO3  23  14  3  16
PMNaNO3  85[g /mol]
Usando este valor como el 100%, podemos calcular los porcentajes que representan las
masas de los elementos presentes. Esto es:
23
% Na   100  27,06%
85
14
%N   100  16.47%
85
48
%O   100  56.47%
85
La suma de estos porcentajes debe dar el 100%.