2. .
 En química, la estequiometría es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los
reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se
pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin
hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
 El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin
RichterR(1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:
 «La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de
masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química).

3.  También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la
composición de mezclas químicas.
 Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química
de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas
sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen
para dar lugar a los productos.
 A escala microscópica una reacción química se produce por la colisión de las partículas
que intervienen ya sean moléculas, átomos o iones, aunque puede producirse también
por el choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos de partículas, tales como
electrones o protones.
 El número total de átomos antes y después de la reacción química no cambia.

4.  Es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas
fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
 Dada cualquier sustancia y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales
que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene
tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de
carbono-12.

5. El número de unidades elementales: átomos, moléculas, iones, electrones,
radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol
de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni
del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de
Avogadro (NA) y equivale a:

6.  La masa molar de una sustancia dada es una propiedad física definida
como su masa por unidad de cantidad de sustancia.
 Las sustancias puras, sean estas elementos o compuestos, poseen una
masa molar intensiva y característica. Por ejemplo, la masa molar
aproximada del agua es: M (H2O) ≈ 18 g·mol.

7.  Es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa
atómica unificada.
 La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y
neutrones en un solo átomo.

8.  La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de
masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos
difieren sutilmente de la masa atómica.
 La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede ser
de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de
los isótopos.

9.  La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces la masa de
una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular.
 Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en
unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol.

10.  La masa molecular alude una sola molécula, la masa
molar corresponde a un mol (6,022*1023).
 La masa molecular se calcula sumando las masas
atómicas de los elementos que componen la molécula.

11.  La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de
Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias
naturales.
 “En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la
masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los producto”

12.  Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las
reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil,
en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la
equivalencia entre masa y energía.
 Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química.

13.  La constante de Avogadro es el número de entidades elemento existentes en un
mol de una sustancia cualquiera.
 El término histórico número de Avogadro fue un concepto similar al actual,
pero ya obsoleto.

14.  La constante de Avogadro debe su nombre al científico italiano de
principios del siglo XIX , por Amedeo Avogadro, quien, en 1811, propuso
por primera vez que el volumen de un gas es proporcional al número de
átomos, o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas
 Propusieron originalmente el nombre de "número de Avogadro" (N)
para referirse al número de moléculas en una molécula-gramo de
oxígeno.