LAS LEYES PONDERALES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Estas leyes son: la ley de conservación de la masa, la ley de las proporciones constantes o definidas y la ley de las proporciones múltiples. El establecimiento de estas tres leyes jugó un papel fundamental en el desarrollo de la teoría atómico-molecular de la materia. Esta ley es tan importante como las demás seguidas de estas importantes para adentrarse para entender la estequiometria de manera general y teórica ,Ley de conservación de la masa. Ley de las proporciones definidas. Ley de las proporciones múltiples. Ley de las proporciones recíprocas.

1. Rama de la química que se encarga del
estudio cuantitativo de los reactivos y
productos que participan en una reacción.
ESTEQUIOMETRIA
Leyes Ponderales – Mol y Estequiometría
1°medio
Clases desde el 20.07.2020

2. Cambios en la
Materia
Cambios
Físicos
Cambios
Químicos
No afectan a la naturaleza de la
sustancia
SON SÓLO CAMBIOS DE ESTADO
AFECTAN a la naturaleza de la
sustancia

3. CAMBIOS FÍSICOS (Cambios de Estado)
SÓLIDO LÍQUIDO GAS
FUSIÓN EVAPORACIÓN
CONDENSACIÓN
SOLIDIFICACIÓN
SUBLIMACIÓN PROGRESIVA
SUBLIMACIÓN REGRESIVA
Procesos Endotérmicos (Requieren energía)
Procesos Exotérmicos (Liberan energía)

4. El cambio de estado: LÍQUIDO  GAS
¿Cómo se llama?
Por lo tanto si un líquido pasa a estado gas,
se dice que éste se:
El cambio de estado: SÓLIDO  LÍQUIDO
¿Cómo se llama?
Por lo tanto si un sólido pasa a estado
líquido, se dice que éste se:

5. CAMBIOS QUÍMICOS:
Afectan a la naturaleza de la sustancia
REACCIÓN DE COMBUSTIÓN
GAS NATURAL

6. MATERIA
Sustancia
Elemento Compuesto
Mezcla
Homogénea Heterogénea
separación por
métodos físicos
separación por
métodos químicos
ALÓTROPO: distintas presentaciones
de un elemento en un mismo estado
de la materia
CARBONO:
Grafito – Diamante – Fulereno
OXÍGENO:
O2 – O3

7. LEYES DE ESTEQUIOMETRÍA
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (A. Lavoisier)
La masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma
Ejemplo: H2 + Cl2  2 HCl
LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (L. Proust)
Los elementos se combinan en proporciones definidas para
formar un único compuesto
Ejemplo: H2 + ½ O2  H2O
H2 + O2  H2O2
LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES (J. Dalton)
Los elementos se combinan en distintas proporciones de números
enteros y sencillos para generar distintos compuestos
Ejemplo: C + ½ O2  CO
C + O2  CO2

8. CONCEPTOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Átomo Elemento
Compuest
o
Molécula
ESTRUCTURA SUSTANCIA
2 o más, forman 2 o más, forman
se presenta
como
se presenta
como

9. ESTEQUIOMETRÍA
: MOL
O B J E T I V O : A P L I C A R E L M O L C O M O U N A
H E R R A M I E N TA Q U E P E R M I T E C U A N T I F I C A R L A
M AT E R I A .

11. ¿CÓMO CONTAMOS O
AGRUPAMOS LOS ÁTOMOS?
No puedo
contar las
moléculas
!!!
Esto nos
puede
servir !!
Mundo
Microscópico
Mundo
Macroscópic
o

12. mol
Montón o pila
Átomos
Moléculas
Iones
¿QUÉ ES UN MOL?
Cantidad de
sustancia

13. ¿CÓMO DEFINIMOS MOL?
• el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas
entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como
átomos hay exactamente en 12 g (o 0.012 kg) del isótopo de
carbono-12
1 mol
Número de Avogadro

14. MOL:
Mide cantidad… ¿qué cantidad?
6,023 x
1023
NA: número de
Avogadro
6,02 x 1023 átomos
1 mol de átomos
6,02 x 1023 iones
1 mol de iones
6,02 x 1023 moléculas
1 mol de moléculas

15. LEY DE AVOGADRO

16. CONCEPTOS ESTEQUIOMÉTRICOS
VOLUMEN MOLAR:
Volumen que ocupa un mol de cualquier gas en C.N.P.T.
22,4
L
C.N.P.T.: Condiciones Normales de Presión y Temperatura
Presión : 1 atm (760 mmHg)
Temperatura : 273 K (0°C)
He O2 CO2
1 mol 1 mol 1 mol
1 atm 1 atm 1 atm
273 K 273 K 273 K
22,4 L 22,4 L 22,4 L

17. EQUIVALENCIAS
1 mol de carbono
1 mol de Azufre
1 mol de Mercurio
1 mol de cobre
1 mol de Hierro
12,01g de carbono
32,06g de Azufre
200,59g de
Mercurio
64,54g de Cobre
55,93g de Hierro
Mundo
micro
Mundo
macro
M
O
L
RECUERDA PASAR
SIEMPRE POR EL MOL.

18. MOL
Ejemplos:
1 mol de He = 6,02 x 1023 átomos de He
1 mol de O2 = 6,02 x 1023 moléculas de O2
2 ● 6,02 x 1023 átomos de O
1 mol de CO2 = 6,02 x 1023 moléculas de CO2
6,02 x 1023 átomos de C
2 ● 6,02 x 1023 átomos de O
3 ● 6,02 x 1023 átomos en total

21. CONCEPTOS ESTEQUIOMÉTRICOS
MASA ATÓMICA:
Es la masa de un átomo medida en Unidades de Masa Atómica
u.m.a.
1 u.m.a. = 1/12 m 12C
 El valor de Tabla Periódica indica la Masa
Atómica Promedio (Se consideran los
isótopos)
 Para efectos prácticos, usaremos el valor de
Masa Atómica expresada en g/mol (Masa
Molar Atómica)

22. CONCEPTOS ESTEQUIOMÉTRICOS
MASA MOLAR (MM):
Es la masa de un mol (átomos, moléculas, etc.)
Su unidad de medida es: g/mol
a) Calcular la masa molar de CaCO3 (Carbonato de Calcio)
mCa = 40 g/mol mC = 12 g/mol mO = 16 g/mol
MM CaCO3 = mCa + mC + 3 ● mO
= (40 + 12 + 3 ● 16) g/mol
= (40 + 12 + 48) g/mol
= 100 g/mol

23. La Masa molecular es la suma de las
masas atómicas de los átomos que
componen la molécula
la masa molar de un compuesto es
numéricamente igual a su masa
molecular en uma
Uma
g/mol
Ejemplo: masa molecular del agua.
2(masa atómica del H) + masa atómica del
O
2(1,008uma) +16,00 uma= 18.00 uma
Masa moléculas del agua es 18,00 uma = masa molar
18,00g
Por lo tanto:
18,00 g de agua contendrán 6,022x10^23 moléculas de
agua.

24. A . H 2 SO 4
B. CA 3 (PO 4 )2
C. CUSO 4 X 5H 2 O
E JERCICIOS
DETERMINE L AS MASAS MOL ARES DE:

26. Análisis:
MM CaCO3 = 100 g/mol
En 100g de CaCO3 hay:
 1 mol de moléculas de CaCO3
 6,02 x 1023 moléculas de CaCO3
 6,02 x 1023 átomos de Ca
 6,02 x 1023 átomos de C
 3 ● 6,02 x 1023 átomos de O
 1 mol de átomos de Ca
 1 mol de átomos de C
 3 moles de átomos de O
 1,5 moles de moléculas de O2

27. b) Calcular la MM de 147g de ácido sulfúrico que corresponden a 1,5 moles
Utilizar:
m
n MM
(mol)

28. Utilizando FACTORES DE CONVERSIÓN, desarrolle los siguientes
problemas
a. ¿Cuántos mol de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
b. ¿Cuántos mol de magnesio están contenidos en 5.0 g de este metal?
c. ¿Cuántos mol son 27 g de hidróxido de sodio (NaOH)?
d. ¿Qué cantidad de sustancia (n) de hierro existe en 25 g de hierro
puro (Fe)?
e. ¿Cuál es la masa de 3,01x10^23 átomos de sodio (Na)?

29. j. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en:
a) 0,25 mol de Ca(NO3)2
b) 1,50 moles de Na2CO3
k. El hidróxido de sodio (NaOH) es una sustancia que muchas dueñas de
casa adquieren en ferreterías como soda cáustica y se utiliza para destapar
cañerías. Si una señora compra 1 kg de dicha sustancia,
a. ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio adquirió?
b. ¿Cuántas moléculas de hidróxido hay en un 1 kg?
f. ¿Cuántos gramos son 3,01*10^24 átomos de Plomo?
g. ¿Qué volumen ocupan en C.N.P.T 132g de CO2?
h. ¿cuántas moléculas de glucosa (C6H12O6) existen en 900g de esa sustancia?
i. ¿Cuántos átomos de cobre existen en 400g de alambre de ese material?