1. Estequiometría
Carolina Barahona A
Noviembre 2011

2. La materia
Se puede encontrar en distintas formas, ya que ocurren modificaciones químicas
(sustancias, mezclas,etc)
Sustancia
Es una porción de materia pura de composición química definida
e imposible de separar por métodos
Elemento
Es un conjunto de átomos de la misma especie, que pueden estar solos
o unidos entre si formando una molécula (helio)
Átomo
Es la mínima parte de un elemento que conserva todas las propiedades del mismo.
Molécula
Es la mínima parte de un compuesto, y es la unión de dos o más átomos
Compuesto
Es una sustancia pura formada por moléculas que contienen distintas clases de elementos
Mezcla
Es sinónimo de sustancia impura, esta formada por dos o más sustancias las cuales no están
unidas entre si.

3. Cambios en la materia
Transformación química
Se verifica cambio en la naturaleza de la sustancia
Modificación profunda que implica transformaciones en la
composición y siempre que ocurre se generan especies nuevas
Transformación física
cambios de estado van acompañados por gasto o ganancia de energía.
Ley de conservacion de masas:
“EN UNA REACCIÓN QUÍMICA LA SUMA DE LAS MASAS DE REACTANTES
DEBE SER IGUAL A LA SUMA DE LAS MASAS DE LOS PRODUCTOS OBTENIDOS”.
CONCEPTO DE MOL
Mol es la unidad en el sistema internacional para la cantidad de sustancia. Un mol
contiene un número fijo de entidades elementales (átomos, moléculas, iones,
electrones, partículas alfa, etc). Ó número de Avogadro, su valor, obtenido
experimentalmente es de 6,023·10 23

4. FÓRMULA QUÍMICA
La fórmula química de un compuesto, nos indica la relación de los
átomos que se combinan o de los moles de átomos combinados.
Por ejemplo: H2SO4, puede interpretarse (n° moles, cantidad de
atomos de H, S y O)
ESTEQUIOMETRÍA
- Una ecuación química es una representación simbólica de una reacción química.
-Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos o reactantes) y a las sustancias
obtenidas (productos).
-Esta representación nos indica además las relaciones entre las sustancias que participan
de la reacción.
HCl + NaOH ----> NaCl + H2O

5. Coeficientes estequiométricos: relación entre reactivos y producto.
En el Ejemplo anterior la cantidad de C en reactantes y productos es la misma, al igual que para
el oxígeno, por lo tanto se dice que la reacción está correctamente balanceada. Todos sus
coeficientes estequiométricos toman el valor 1.
RELACIÓN ENTRE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
Aquí se requiere que los coeficientes estequiométricos sean números enteros
(en ningún caso decimales), puesto que resulta obvio entender que no existe la
posibilidad de obtener exactamente la mitad de una molécula ni tampoco la
mitad de un átomo.
RELACIÓN ENTRE VOLÚMENES
Ni los volumenes ni los moles son aditivos

6. ¿Cuántos Litros de agua se formarán, al hacer reaccionar 3 moles de O2, en las
mismas condiciones?
Respuesta: sólo relacionamos agua y oxígeno. Como no se menciona el hidrógeno, se
supone que hay en cantidad suficiente para que ocurra la reacción.
La cantidad, en moles, de agua formada es 6, pero como el razonamiento debe ser en
unidades de volumen, entonces:

7. RELACIÓN ENTRE MASAS
Primero se debe calcular las masas molares de cada uno de los componentes. Estas, se
obtienen de las masas atómicas, directamente de la tabla periódica.
Masas atómicas
H=1
O = 16
Como el hidrógeno es molecular, entonces su masa molar es de 2 g/mol. La masa molar del
oxígeno es 32 g/mol. Estas son las masas de un mol de cada componente, sin embargo los
coeficientes estequiométricos, nos indican cantidades molares distintas, entonces se infiere
que:

9. Disoluciones químicas
(parte 1)
Carolina Barahona A
Noviembre 2011

10. ¿Qué se entiende por solución?
(Ejemplos)
MEZCLAS
Las mezclas están formadas por varias sustancias, en que sus
componentes no se han alterado al formar parte de ella.
DISPERSIONES
Si una de las sustancia mezcladas está fraccionada en
pequeñas partículas, diremos que preparamos una dispersión
(Según el tamaño de las partículas: Suspensiones, Coloides y
Soluciones).
SOLUCIONES
El tamaño medio de las partículas es inferior a 1 m. Son
mezclas homogéneas entre un soluto y un solvente
(disolvente).
- Soluto: es el componente minoritario
- Disolvente: se encuentra en mayor proporción en masa

11. Soluciones (según componentes)
SOLUTO
GAS
LÍQUIDO
SÓLIDO
SOLVENTE
LÍQUIDO (UNA BEBIDA GASEOSA)
SÓLIDO (MERCURIO EN COBRE)
GAS (POLVO MUY FINO EN AIRE)
Concepto de SOLUBILIDAD
Máxima cantidad de sustancia que puede ser disuelta a una temperatura dada en
una cierta cantidad de disolvente con el propósito de formar una solución estable.
Se expresa en g/L o concentración molar ([ ]).
* Disolución saturada: Máximo de soluto disuelto
POLARIDAD DE SUSTANCIAS
En química se dice que las sustancias polares deben ser solubles en sustancias
polares. No es posible disolver un soluto polar en un solvente apolar y viceversa.
LO SEMEJANTE DISULEVE A LO SEMEJANTE

12. SOLUBILIDAD DE GASES EN LÍQUIDOS
PRESIÓN
La solubilidad de un gas en un líquido es directamente
proporcional a la presión aplicada por el
gas sobre el líquido.
TEMPERATURA
La solubilidad de un gas en un líquido
disminuye con un aumento de temperatura.
SOLUBILIDAD DE SÓLIDOS EN LÍQUIDOS
En general, la solubilidad de un sólido aumenta con la
temperatura y sólo algunas sustancias
disminuyen su solubilidad

13. Concentración de las soluciones
Las propiedades físicas
de las soluciones
Dependen de
Proporciones de
soluto y solvente
Formas de expresar soluciones específicas:
a) En unidades FISICAS
% peso/peso (p/p): g de soluto en 100 g de solución
% peso/volumen (p/v): g de soluto en 100 mL de solución
b) En unidades QUÍMICAS
Molaridad (M)
Fracción molar
(X)
Molalidad (m)
Densidad (d)

14. Unidades químicas
Molaridad (M)
Moles de soluto (n) en 1 litro de solución .
Entonces, qué significa: HCl 0,25 M?? y NaCl 1,3 molar???
Solamente nos indica la concentración de la solución pero no el volumen que tenemos de
ésta, generalmente se debe dar la cantidad con que se trabaja a fin de saber el total
disponible de reactivo
Molalidad (m)
Moles de soluto que contiene 1 kilogramo de solvente.
NaCl 0,1 m significa una solución compuesta por 0,1 moles de NaCl
disuelto en 1000 gramos de H2O, suponiendo que si no se
menciona algún solvente en particular estaremos hablando de
soluciones acuosas.

15. Unidades químicas
Fracción molar
(X)
Esta forma de expresar la concentración es especialmente utilizada en
soluciones de gases y no acuosas.
Moles de un componente de una solución dividido por el número total de moles de la
solución.
Proporción de moles de “X1” (SOLUTO) hay en el total de la solución
O Proporción de moles de “X2” (SOLVENTE) en el total de la solución
X1 + X2= 1
PORQUE ES UNA FRACCIÓN
Densidad (d)
Densidad o masa específica de una solución es
definida como el cuociente entre la masa de la
solución y el volumen de la propia solución.
g/L, g/cm3
(o en g/mL)

16. DILUCIÓN DE LAS SOLUCIONES
M1 x V1 = M2 x V2
Significa adicionar solvente.
Los MOLES (n) que poseen ambas soluciones SON LOS MISMOS.
Qué es mayor siempre M1 o M2??
Y que pasa con V1 y V2??