UN POCO MAS DE QUÍMICA!

1. ESTEQUIOMETRIA

2. ¿Qué es la Estequiometria?
Concepto
Es aquella parte de la química que estudia las relaciones
cuantitativas, ya se con respecto a la masa, volumen, moles
etc., de los componentes de una reacción química. Dichas
relaciones están gobernadas por leyes, estas pueden ser
ponderales y volumétricas.
la palabra estequiometria fue introducida en 1792 por
Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia
que se ocupa de establecer relaciones ponderales o de
masa en las transformaciones químicas.

3. Bases de Estequiometria
Las leyes ponderales son la base fundamental de la estequiometria por
medio de ellas podemos determinar los pesos y volúmenes de las
sustancias que intervienen en una reacción química. Estas leyes son
cuatro:
• Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier.
• Ley de las proporciones constantes o ley de Proust
• Ley de Dalton
• Ley de Richter.

4. Simbología
• El signo + se entiende como ¨reacciona con¨
• L flecha como ¨produce¨.
• Las sustancias posteriores a la fecha o al lado derecho de ella
corresponde a los productos
• Las sustancias anteriores a la flecha o al lado izquierdo de ella
corresponde a los reactivos.
Los números que anteceden corresponden a los coeficientes
estequiométricas.
Finalmente, esta ecuación se puede leer como: dos moléculas de
hidrogeno en esto gaseoso reaccionan con una molécula de oxigeno
gaseosos.

5. Las ecuaciones químicas son el modo de
representar a las reacciones químicas.
Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede
reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar agua
(H20).
La ecuación química para esta reacción se
escribe:
2H2 + O2 2H2O.
El "+" se lee como "reacciona con "La flecha
significa "produce". Las fórmulas químicas a la
izquierda de la flecha representan las
sustancias de partida denominadas reactivos.
A la derecha de la flecha están las formulas
químicas de las sustancias producidas
denominadas productos.

6. Estequiometria de la reacción química
 Las transformaciones que ocurren en una
reacción química se rigen por la ley de
conservación e la más: los átomos no se crean
ni se destruyen durante una reacción
química.
 Entonces, el mismo conjunto de átomos esta
presente antes, después y durante de la
reacción. Los cambios que ocurren en una
reacción química simplemente consisten en
una reordenación de los átomos.
 Por lo tanto una ecuación química ha de tener
el mismo numero de átomos de cada elemento
a ambos lados de la flecha. Se dice entonces
que la ecuación esta balanceada.

7. Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades
elementales como átomos, moléculas, unidades formúlate.
Como átomos hay en 0,012 kg o 12 g de carbono-12.
1. Se ha demostrado que este numero es 6,0221357 x 10 a
la 6.
2. Se abrevia 6.02x 10 a la 23, y se conoce como numero de
Avogadro.
3. Masa molar: es la masa de un mol de una sustancia.

9. Estructura de la Materia

10. Leyes Ponderales
• Las leyes ponderae son u conjunto de leyes que tiene como objetivo el
estudio de las masas de las sustancias, en una reacción química, entre
dos o mas sustancias químicas. Por lo tanto se puede decir que se divide
en cuatro importantes leyes como con:
- Ley de la conservación de la masa
Fue planteada por el químico Francés
Antonia Lavoisier 1793-1794 considerado el
padre de la química moderna; nos indica
que en toda reacción química completa y
balanceada la masa total de las sustancias
reactantes es igual a la masa total de las
sustancias de los productos.

11. Ley de Proporciones definidas
Fue enunciada por el química francés
Joseph Louis Proust de 1748-1822;
establece que en todo proceso químico
los reactantes y productos participan
manteniendo sus masas o sus moles en
proporción fija, constante y definida;
cualquier exceso de uno de ellos
permanece sin reacción.
Conceptos importantes:
 REACIVO LIMITANTE:
Es aquel reactante que interviene en
menor proporción estequiometria por lo
tanto se agota o se consumen solamente
y limita la cantidad de producto
formado.
 EL REACTIVO EN EXCESO:
Es aquel reactante que intervienen en
mayor proporción estequiometria, por lo
tanto sobra al finalizar la reacción.

12. Cu + S CuS Observación:
- De la ecuación 10g
de Cu se requieren
para reaccionar con
5,06 y producir
15,06 g de CuS.
- Si se combina 10 g
de Cu con 7,06 g de
S se observa que las
masas de los
elementos no
intervienen en la
misma de Proust o
relación
estequiometria.

13. Ley de Proporciones Múltiples
Fue enunciada por el químico ingles John Dalton de 1766.1844; establece si dos
sustancias simples reaccionan para generar dos o mas sustancias de una misma
función química se observara que mientras la masa de uno de ellos es constante,
la masa del otro varia e relación de números enteros y sencillos.

14. Ley de Proporciones Reciprocas
Fue enunciada por Pensel – Richter,
establece si las masas de las sustancias A y
B pueden reaccionar separadamente con la
misma masa de una tercera sustancia “C” ,
entonces si A y B reaccionan juntos, lo
harán con la misma masa con que
reaccionan con “C” o con masas, múltiplos
o submúltiplos, a la mencionada.
Fue anunciada por el científico Joseph Louis
Gay Lussac (1778 – 1850), quién investigando
las reacciones de los gases determino: “Los
volúmenes de las sustancias gaseosas que
intervienen en una reacción química, medidos
en las mismas condiciones de presión y
temperatura, están en relación de números
enteros sencillos”.
Ley de Volumétricas

15. Porcentaje de rendimiento o eficiencia de una Reacción
1. RENDIMIENTO TEORICO:
Es el máximo rendimiento que puede obtenerse cuando los reactantes dan
solamente producto; la cantidad real del reactivo imitante se usa para los
cálculos estequimetricos de rendimiento teórico
1. RENDIMIENTO REAL:
Es la cantidad obtenida de un producto en la practica
cuando se ha consumido totalmente el reactivo
limitante; es decir que teóricamente debemos obtener
el 100% de una determinada sustancia, pero por
diversas factores como presencia de impurezas, fugas,
malos, y equipos.

16. El porcentaje de rendimiento es la
medida de la eficiencia de la reacción
se define como:

17. CLASIFICACION DE LA MATERIA HASTA NIVEL ATOMICO

18. CLASIFICACION DE LA MATERIA HASTA NIVEL ATOMICO
Mezcla
 Formada por sustancias compuestos o elementos
 Se pueden separar por procedimientos físicos
 Su composición
 Proporción de las sustancias que la componente
 Pueden variar
 sus 'propiedades físicas se relacionan con las de las sustancias que la compone
Sustancias
- Formada por moléculas iguales
- En algunos casos por atamos
- Cada molécula esta formada por átomos.
- Cada sustancia tiene sus propiedades físicas únicas.
- Útiles para si identificación.

19. Ajustes de
ecuaciones químicas

20. ALGUNOS CONCEPTOS
• Fórmula. Combinación de símbolos que indica la
composición química de una sustancia.
• fórmula o fórmula unitaria. La menor unidad
repetitiva de una sustancia, molécula para las
sustancias no iónicas
• Fórmula empírica (fórmula más simple). Es la
fórmula más sencilla que expresa el número relativo
de átomos de cada clase que contiene. números que
figuran en la fórmula empírica deben s.er entero

22. REACTIVOS LIMITANTES
Los coeficientes estequiométricos de la ecuación química indican las proporciones
de moles de reactivos que pueden reaccionar y las proporciones molares de
productos que se formarán.
 Cuando se prepara una mezcla de reactivos de modo que los moles
de los mismos guardan la misma proporción que los coeficientes
estequiométricos, se dice que es una mezcla estequiometria, o que los
reactivos están en proporciones estequiométricas.
En este caso, todos los reactivos presentes se consumen
completamente en la reacción. Ej. 2,40 mol O2 y 4,80 mol H2
 Normalmente se ponen a reaccionar mezclas
 no estequiométricas.

23. • El reactivo que está presente en menor proporción (respecto a la
estequiométricas) se consume totalmente en la reacción y determina las
cantidades que se consumen de los otros reactivos y las que se forman de
productos.
• Se le denomina reactivo limitante.
• Del resto de reactivos decimos que están en exceso. Ej. 2,40 mol O2 y 4,00 mol
H2; reactivo limitante: H2.

24. SOLIDO
ATOMICO
SOLIDO IONICO
SOLIDO
MOLECULAR

25. Masa Molar de los átomos
• La masa molar (M) de un átomo es la más contenida en un mol de
dicha articula expresada en gramos.
• Es una propiedad física característica de casa sustancia pura. Sus
unidades en química son los gramos por mol.

26. Masa Molar de los compuestos
• La masa molar (M) de un compuesto se define como la ama contenida en un
mol de ese compuesto y se determina sumando las masas molares de cada
uno de los átomos que lo componente.
• POR EJEMPLO: para el agua (H2O), la masa será_
M: (1,008 g) + 1(16,00 g)
M: 18,02 g
MASA MOLAR DEL AGUA ES
18,02 G.

27. ¿Qué diferencia habrá entre un fenómeno físico y una
reacción química?
• Cuando las propiedades químicas de los
componentes de sistema final son las
mismas que las del inicial se había de
cambio físico.
• Cuando las propiedades químicas de
los componentes de sistema final son
las mismas que las del inicial se
había de cambio físico.

28. Reacción Químicas
• La estequiometria n las industrias ayuda
que al reaccionar los elementos no se
produzcan desechos no deseados o peligrosos,
también les ayuda a los químicos de las
industrias para determinar cuanto material
usa cual va a hacer la reacción y lo mas
importante a saber cual de la reacción es de
alta o baja densidad para que así no se
produzcan perdidas en cuanto a la materia
prima que se esta manejando.

29. Conversión mol a gramo
• Con frecuencia resulta necesario convertir los moles de
una sustancia a masa en gramos o viceversa. Dichas
conversiones se realizan utilizando la siguiente relación:

30. GRACIAS