ESTEQUIOMETRIA

2. Tema:
ESTEQUIOMETRÍA, UMA, UNIDADES
QUIMICAS DE MASA.
Expositor:
MG. SUMAYA HUAMAN SKRLEC
CURSO:QUÍMICA
SEMANA 6
Semestre: 2023 - 1

3. Contenido Temático
1. Estequiometria.
2. Importancia de la estequiometria
3. Leyes Ponderales: Ley de la Conservación de la masa,
Proporciones constantes, Múltiples, definidas.
4. Tipos de relaciones estequiométricas, ejemplos
5. Unidades química de masa
6. conceptos fundamentales: Átomo gramo. Peso atómico,
peso equivalente, mol. Gramo, mol, número de Avogadro

4. Pautas de trabajo:
• Ingresar a través de la plataforma zoom en la hora que inicia la clase, se mantendrá
una tolerancia máxima de 10 minutos.
• Durante cada semana se habilitará un “Foro de consultas en MOODLE” donde
podrán hacer preguntas sobre los temas a tratarse y cualquier duda relacionado a
ello.
• Mantener siempre en el aula virtual una actitud participativa y de respeto hacia
nuestros compañeros y docentes.
• Cumplir en forma y fecha con las actividades programadas por el docente.

5. LOGRO DE LA SESIÓN
Al término de la sesión el estudiante, identifica las principales leyes
ponderales de la estequiometria y unidades químicas de masa.

6. RECORDANDO LA CLASE ANTERIOR…..

7. Analice la siguiente imagen……
• Analogía del Sandwich de Queso:
Suponiendo:
10 rebanadas de pan + 10 rebanadas queso → X sándwiches
Preguntas:
a) ¿Cuántos sandwiches puedo hacer?
b) ¿Qué ingrediente me limita?
c) ¿Qué ingrediente me sobra?

8. LA ESTEQUIOMETRÍA.
Es la ciencia que mide
las
Proporciones cuantitativas
De los
Elementos de una
reacción.
Se basan en
Ley de la Conservación de la
Materia.
Ley de las Proporciones
Múltiples
Ley de las proporciones
definidas
Relaciones Estequiometrias en
Reacciones
Permiten establecer
Relaciones estequiométricas en
sustancias
Fórmula empíricay
formulamolecular
Composición
porcentual.
Coeficientes
estequiométricos.
Rendimiento
porcentual
Reactivo Limitante
Gases,
solucionesy
mezclas

9. Importancia de la Estequiometría.
Bolsas de Aire: 2 NaN3 →2 Na + 3 N2 (g)
Ingredientes para elaborar un postre o comida
Procesos Industriales de síntesis

10. LEYES PONDERALES.
Los reactantes y productos
participan manteniendo sus
masas en proporciones fijas,
cualquier exceso de uno de
ellos permanece sin reacción.
Si dos sustancias simples reaccionan
para generar dos o mas sustancias de
una misma función química, se
observará que mientras que la masa de
uno de ellos es constante, la masa del
otro varía en relación de números
enteros y sencillos.
Cuando 2 elementos se
combinan por separado con
un peso fijo de un tercer
elemento, los pesos relativos
de aquellos son los mismos
que se combinan entre si.

11. Tipos de Relaciones estequiométricas
• Relación de Cantidades:
• Mol – Mol, Masa – Masa, Volumen –
Volumen, se pueden realizar cualquier
combinación posible.
• Ejemplo:
• Vamos a ver algunos ejemplos aplicando mol
– mol, masa – masa, volumen – volumen.
• ¿Cuántos moles de amoniaco se obtendrán si
se hacen reaccionar 15 moles de hidrógeno?
• ¿Cuántos gramos de nitrógeno se necesitarán
si se obtienen 300g de amoniaco?
• ¿Cuántos litros de hidrógeno se hicieron
reaccionar si se obtuvieron 80 L de amoniaco
a C.N.?
• ¿Cuántos litros de hidrógeno a C.N. se
hicieron reaccionar si se obtuvieron 150
gramos de amoniaco?
• ¿Qué masa de amoniaco se obtendrá al hacer
reaccionar 10 moles de nitrógeno?

12. ACTIVIDAD A DESARROLLAR.

13. ACTIVIDAD A DESARROLLAR.

14. REACTIVO LIMITANTE
• Es el reactivo que se consume por completo
en una reacción química, pues determina o
limita la cantidad de producto formado.
• La sustancia que no es limitante corresponde
al reactivo en exceso.
EJERCICIO.

15. PORCENTAJE DE PUREZA
• Los reactivos utilizados en las reacciones
químicas no siempre se encuentran puros;
suelen contener impurezas que aumentan la
masa de sustancia pura y no intervienen en
la reacción.
• Por eso debemos calcular primero (de ser el
caso) la masa de material puro de los
reactivos que emplearemos.
EJERCICIO

16. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO EJERCICIO

17. Unidades Químicas
de Masa.
PESO ATÓMICO: Es la medida relativa
de la masa correspondiente a los
átomos de los elementos para lo cual
se toma como referencia el isótopo
de carbono doce (C12), al que se le
ha asignado un peso atómico de 12
unidades de masa atómica (12
u.m.a).
PESO MOLECULAR: Es la medida
relativa de la masa correspondiente
a las moléculas de una sustancia. Se
puede determinar conociendo los
pesos atómicos de los elementos que
constituyen la molécula.
Átomo – Gramo (At – g): Es una cantidad
de sustancia para un elemento cuyo
equivalente en gramos es numéricamente
igual al peso atómico del elemento en
gramos. También se puede definir : At-Kg;
At-lb; etc., teniendo en cuenta las
relaciones de equivalencia entre las
cantidades de masa correspondientes.
1At-g(E) <> P.A.(E) g
Molécula gramo (mol-g): cantidad de
sustancia cuyo equivalente en
gramos es numéricamente igual al
peso molecular de la sustancia en
gramos. Se puede definir en
molécula – Kg, molécula – lb,
1 Mol-g(sustancia) <> M (sustancia)g

18. Unidad de conteo de partículas que hace
referencia a 6,023 x 1023 partículas contables
denominándose a este número el número de
avogadro.
Número de Avogadro (No)
El Mol
• Es una constante química que nos indica la
cantidad de unidades elementales o estructurales
que se encuentran presentes en una Mol de
cualquier especie.

19. EJEMPLO:

20. ACTIVIDAD A DESARROLLAR.

21. Conclusiones y Recomendaciones
1. La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos de una
reacción química.
2. Los coeficientes del balance de reacción nos indican las proporciones de reactivos y
productos. Por ello, se debe verificar que la ecuación química esté previamente ajustada.
3. La estequiometría es importante para los procesos químicos, pues permite realizar los cálculos
necesarios para determinar la masa de las materias primas que deben de utilizarse para
obtener una determinada masa de producto.
4. Las relaciones cuantitativas en una ecuación química se pueden dar entre masas, moles y/o
volúmenes a condiciones normales, de las especies involucradas.

22. Referencias Bibliográficas
1. Rodríguez, J. (2019) Química aplicada. Editorial: Cano Pina Edición: 2019, ISBN: 9788418430046,
9788417119850. https://elibro.net/es/lc/upsjb/titulos/167789
2. Levenspiel, Octave (2018) Ingeniería de las reacciones químicas. Editorial Reverté, Edición: 2018,
ISBN: 9788429191820. https://elibro.net/es/lc/upsjb/titulos/106540
3. Sánchez García, Anna Karina (2018), Química I: Nueva Serie basada, en competencias y valores,
Editorial: IURE Editores, Año de Edición: 2018, ISBN: 9786076161258, 9786077792949
4. Chacón Chaquea M. (2016). Análisis físico y químico de la calidad del agua. Ediciones USTA.
https://elibro.net/es/lc/upsjb/titulos/68990
5. Marín Ferrer G. (2012). Química general: Guía del estudiante. Editorial Universitaria.
https://elibro.net/es/lc/upsjb/titulos/71538

23. GRACIAS