1. ALEJANDRO AVILA AVALOS
DIEGO GONZALEZ JUAREZ
DENIS MARES MENDOZA
FERNANDA MARTINEZ RANGEL
QUIMICA 2
GRUPO 263
COLEGIO DE CIENCIAS Y HUMANIDADES
NAUCALAN

2.  Cuando Lavoisier, en 1789,
estableció lo que hoy se
conoce como ley de la
conservación de la materia
sentó las bases para la
estequiometria 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.
 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 atómica de dicha
sustancia.

3. La masa de los átomos y de las moléculas se mide tomando como unidad la
llamada:
unidad de masa atómica (u),Doceava parte de la masa atómica del átomo de
carbono 12
Masa atómica es la masa de un átomo, medida en u. Por ejemplo, cuando decimos
que la masa atómica del calcio es de 40 u. Estamos indicando que es 40 veces
mayor que la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12.
Masa molecular es la masa de una molécula, medida en u. Es la suma de las masas
de los átomos que forman la molécula.
El término masa molecular se debe reservar para las sustancias que existen en forma
de moléculas discretas; al referirse a compuestos iónicos y a otros en los que no
existen moléculas discretas es preferible utilizar la expresión masa fórmula.
Escala de masas atómicas Compuestos que contienen objetos arqueológicos
este elemento

5. Al numero 6.02x10 Se le conoce como numero de
Avogadro
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 electrones”, etc. En todos los casos un mol contiene
6.02X1023 partículas: un mol de electrones contiene 6.02X1023 electrones,
un mol de iones contiene 6.02X1023 iones etc.
Cuantas moléculas existen en 2 moles de oxígeno, 3 moles de agua,
0.5 moles de NH₃ y en 100 moles de NaCl ?

6. Masa molecular- La masa molecular de un compuesto covalente es la masa, en unidades de masa atómica, de
una molécula. Su masa molar es la masa, en gramos, de un mol de sus moléculas. La masa fórmula de un
compuesto iónico es la masa, en unidades de masa atómica, de una unidad fórmula. Su masa molar es la
masa, en gramos, de un mol de unidades fórmula.
Etanol, C₂H₅OH, un compuesto covalente.
2 átomos de carbono 2X 12.0 u = 24.00 u Masa de un mol de moléculas de C₂H₅OH = 46 g
6 átomos de hidrógeno 6X 1.00 u = 6.00 u Masa molar del C₂H₅OH = 46.0 g/mol
1 átomo de oxígeno 1X 16.0 u = 16.00 u
masa molecular de C₂H₅OH 46.00 u.
Cloruro de calcio, CaCl₂, un compuesto iónico
1 átomo de calcio 1X 40.1u = 40.1 u Masa de un mol de unidades fórmula de ,CaCl₂ = 111.1 g
2 átomos de cloro 2X 35.5u = 71.0 u Masa molar del cloruro de calcio = 111.1 g/mol
masa fórmula del cloruro de 111.1 u
¿ Qué pesa más? Un mol de cloruro de cobre (II) o un mol de cloruro de sodio
Cloruro de cobre (II), un compuesto iónico
1 átomo de cobre 1X 63.5 u = 63.5 u
2 átomos de cloro 2X 35.5u = 71.0 u
Masa fórmula del CuCl₂ 134.5 u
Masa de un mol de unidades fórmula del CuCl₂ = 134.5 g
Masa molar del CuCl₂ = 134.5 g/mol
Cloruro de sodio, un compuesto iónico
1 átomo de sodio 1X 23.0 u = 23.0 u
1 átomo de cloro 1X 35.5 u = 35.5 u
Masa fórmula del NaCl 58.5 u
Masa de un mol de unidades fórmula del NaCl = 58.5 g
Masa molar del NaCl = 58.5 g/mol
1 mol de CuCl₂
> 1 mol de
NaCl
en gramos
en gramos
Un mol de CuCl₂
Un mol de CuCl₂

7. Estequiometria. Se denomina estequiometrÍa al estudio de las reacciones cuantitativas que existen
entre las sustancias que intervienen en las reacciones químicas.
Pasos fundamentales en la resolución de problemas de estequiometria:
 a) Escribir la ecuación química.
 b) Balancearla.
 c) A partir de la reacción balanceada, calcular las masas, moles o moléculas de las sustancias que se
mencionan en al 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:
Multiplicando el número de moles por la masa molecular
n (moles) X masa molecular (g/mol) = g
Ejercicio4. En la siguiente reacción, indicar la masa en gramos de cada una de las sustancias
N₂ + 3H₂ 2NH₃

8.  “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.
Calcula la composición en % de las sustancias que se indican en la tabla
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.
En la molécula de agua
hay 11 % de Hidrógeno
y 89 % de Oxígeno.
