Este documento presenta conceptos clave de la estequiometría como el mol, la masa molar, las leyes ponderales y la constante de Avogadro. Explica que la ley de proporciones definidas establece que los elementos se combinan siempre en la misma proporción en un compuesto dado.

1. LEYES Y CONCEPTOS DE LA
ESTEQUIOMETRÍA

2. • Conocer las leyes que rigen la estequiometría de las reacciones.
• Comprender el concepto de mol.
• Reconocer la constante de Avogadro.
• Calcular masas molares.
Páginas del libro
desde la 63 a la 70.

3. La ley de proporciones definidas establece que en un compuesto dado, los
elementos constituyentes se combinan siempre en la misma proporción. A partir
de esta ley, es correcto predecir que
A) las fórmulas químicas de dos compuestos distintos pueden ser iguales entre sí.
B) las masas de O contenidas en un mol de distintos compuestos oxigenados
deben ser distintas.
C) si se descomponen 10 g de distintos compuestos formados por H y C, se
obtendrá la misma masa de uno de los elementos.
D) si se descomponen tres compuestos formados por N y O hasta obtener 0,5 g
de O, las masas de N obtenidas deben ser iguales.
E) si se analizan tres muestras de 5 g del mismo compuesto, deben contener la
misma masa de cada elemento constituyente.
Ejercicio 10 “guía del alumno”
¿Qué es una ley?
¿Qué otras leyes
rigen las reacciones
químicas?
Leyes ponderales

4. Leyes ponderales
Leyes ponderales Hace referencia al
“peso” (masa).
Descripción de una
regularidad
observada en un
fenómeno natural, en
este caso en las
reacciones químicas.
Son:
• Ley de conservación de la masa
• Ley de las proporciones definidas
• Ley de las proporciones múltiples
• Ley de las proporciones
recíprocas
Estequiometría
¿Qué es la estequiometría
y cuál es su utilidad?

5. Leyes ponderales
Ahora analiza cada imagen y asóciala a la ley ponderal que mejor represente.
Ley de conservación de la masa Ley de proporciones definidas
Ley de proporciones múltiples Ley de proporciones recíprocas
En toda reacción
química la masa de los
reactantes es igual a la
masa de los productos.
Antoine Lavoisier
(1743-1794)
Louis Proust
(1754-1826)
Cuando dos o más
elementos se unen para
formar un compuesto, lo
hacen siempre en una
proporción fija y
constante de masas.
John Dalton
(1766-1844)
Cuando dos elementos, A
y B, cada uno con
determinada masa, se
combinan con igual masa
de un tercero (C), las
masas de A y B, o bien
múltiplos o submúltiplos
de ellas, son capaces de
combinarse entre sí.
Jeremias Richter
(1762-1807)
Masa de O que se
combina con 14 g de N (g)
16 32 8
Compuesto Elementos que se
combinan
Masas que se
combinan (g)
CH4 C H 12 4
CO2 C O 12 32
H2O H O 2 16
Cuando dos elementos
se combinan para dar
más de un compuesto,
las masas de uno de
ellos que se unen con
una masa fija del otro
se relacionan entre sí
en números enteros y
sencillos.

6. La ley de proporciones definidas establece que en un compuesto dado, los
elementos constituyentes se combinan siempre en la misma proporción. A partir
de esta ley, es correcto predecir que
A) las fórmulas químicas de dos compuestos distintos pueden ser iguales entre sí.
B) las masas de O contenidas en un mol de distintos compuestos oxigenados
deben ser distintas.
C) si se descomponen 10 g de distintos compuestos formados por H y C, se
obtendrá la misma masa de uno de los elementos.
D) si se descomponen tres compuestos formados por N y O hasta obtener 0,5 g
de O, las masas de N obtenidas deben ser iguales.
E) si se analizan tres muestras de 5 g del mismo compuesto, deben contener la
misma masa de cada elemento constituyente.
Ejercicio 10 “guía del alumno”
Habilidad de Pensamiento Científico: Análisis del
desarrollo de alguna teoría o concepto.
E
ASE





Leyes ponderales
¿Qué es una predicción científica?
Propanal Propanona
co
Si se tiene igual número de moléculas de
estos dos compuestos, ¿cómo es la masa
de oxígeno contenida en estas muestras?
¿Cómo son las fórmulas de
estos dos compuestos?
¿Se puede derivar esta
predicción de la ley de
Proust?
¿Bajo qué condiciones aplica esta ley?
Si la masa de las tres
muestras es igual, ¿cómo
debe ser la masa de cada
elemento para que se cumpla
la ley de Proust?

7. Si se conoce la masa atómica de un elemento, se puede determinar para el
mismo
I) la masa en gramos por mol.
II) la masa en gramos de un átomo individual.
III) el número de partículas presentes en una determinada masa.
Es (son) correcta(s)
A) solo I.
B) solo II.
C) solo I y II.
D) solo II y III.
E) I, II y III.
Ejercicio 8 “guía del alumno”
¿Qué es un mol?
¿Qué es la masa atómica y cómo se
relaciona con la masa molar?
Concepto de mol y masa molar
¿Cuántas partículas hay en
un mol?

8. Es la cantidad de una sustancia que contiene
tantas entidades elementales como átomos hay
en exactamente 12 g del isótopo de carbono-12.
Mol
Para gases ideales, en condiciones
normales de presión y temperatura
(CNPT).
6,022 x 1023 átomos, moléculas o iones.
12 empanadas.
Una docena
2 zapatillas
Un par
12 g de carbono-
12.
6,02 x 1023 átomos = 1
mol
6,02 x 1023 moléculas
de agua
Un mol de agua
602.214.179.000.000.000.000.000
dólares
Un mol de dólares
Número de Avogadro
Concepto de mol y masa molar

9. 1H = 1,008 uma
16O = 16,00 uma
Masa atómica Masa de un átomo
Masa molar Masa de 1 mol de
entidades elementales
Unidades de masa
atómica (uma)
Gramos por mol
(g/mol)
Elemento Masa atómica Masa molar
Carbono (C) 12 uma 12 g/mol
Sodio (Na) 23 uma 23 g/mol
Fósforo (P) 31 uma 31 g/mol
Concepto de mol y masa molar

10. Masa molecular (uma) Masa molar (g/mol)
100,0 100,0
Masa molecular Masa de una
molécula
Unidades de masa
atómica (uma)
Calcula la masa molecular del
carbonato de calcio (CaCO3).
Ahora determina la masa, en
gramos, de un mol de carbonato
de calcio (CaCO3).
1 molécula de CaCO3 6,02 x 1023 moléculas de CaCO3
¿Cuál es la masa, en g, de
una molécula de CaCO3?
Concepto de mol y masa molar
¿Cuántas moléculas de CaCO3
hay en 50 g del compuesto?

11. Si se conoce la masa atómica de un elemento, se puede determinar para el
mismo
I) la masa en gramos por mol.
II) la masa en gramos de un átomo individual.
III) el número de partículas presentes en una determinada masa.
Es (son) correcta(s)
A) solo I.
B) solo II.
C) solo I y II.
D) solo II y III.
E) I, II y III.
Ejercicio 8 “guía del alumno”
Concepto de mol y masa molar



Masa atómica de Ca (uma) Masa molar de Ca (g/mol)
40,0 40,0
Masa, en g, de un mol de
Ca
¿Cuántos átomos hay en un
mol de Ca?
Teniendo esos dos datos, ¿se puede calcular la
masa, en g, de un átomo individual de Ca?
¿Podrías calcular cuántos átomos
de Ca hay en 80 g de este
elemento?
E
Comprensión

12. Fórmula empírica y molecular
En la siguiente tabla se presenta la composición porcentual de una sustancia:
Teniendo en cuenta que la masa molar de la sustancia es 98 g/mol, la fórmula
molecular es
A) H18SO3
B) H2S2O2
C) H4S2O
D) H2SO4
E) H2SO3
Elemento Composición
Hidrógeno 2%
Oxígeno 65%
Azufre 33%
Ejercicio 18 “guía del alumno”
Si se tienen 100 g
de sustancia,
¿cuántos gramos
habrá de cada
elemento?
¿Qué información
entrega la
fórmula
molecular de una
sustancia?

13. 65,0 kg
18,0 kg
10,0 kg
3,0 kg
1,5 kg
¿De qué estamos hechos?
O
Oxígeno
C
Carbono
H
Hidrógen
o
N
Nitrógeno
P
Fósforo
Ca
Calcio
1%
1,0 kg
Considerando tu masa corporal,
calcula cuántos kg de cada uno de
estos 6 elementos tienes en tu
cuerpo.
Expresa tu contenido de O, C e H en
número de moles.
Si una persona de 70 kg contiene 140 g
de sodio (Na) en su organismo, ¿cuál es
su porcentaje de este elemento?
Si la masa de una persona es 100 kg, ¿qué masa
de cada elemento contendrá en su cuerpo?
Fórmula empírica y molecular

14. C6H8
C3H4
Representa la proporción más simple
en la que están presentes los átomos
que forman un compuesto químico.
Indica el número de átomos de cada
elemento que están presentes en una
molécula del compuesto.
Fórmula
molecular
Fórmula
empírica
¿Cuántos átomos de H habrá en 1
mol de este compuesto?
¿Se puede simplificar esta
fórmula, manteniendo la
proporción entre los elementos?
¿Cuál es el porcentaje en masa de cada
elemento en este compuesto?
Elemento Composición
(%)
C 90
H 10
¿Cómo se pueden determinar las fórmulas
empírica y molecular a partir de estos
datos?
Fórmula empírica y molecular

15. Fórmula empírica y molecular
Elemento Composición
Hidrógeno 2%
Oxígeno 65%
Azufre 33%
Determinemos la fórmula empírica de la sustancia del ejercicio 18:
Paso 1: Asumimos que disponemos de
100 g de sustancia.
Masa en 100 g de compuesto
2 g
65 g
33 g
Paso 2: Convertimos esa masa a
número de mol.
Número de
mol
2
4
1
Paso 3: Si los números no son enteros,
se divide por el menor.
¿Cuántos gramos de cada elemento
habrá?
¿Cómo se calcula el número de mol
de sustancia a partir de su masa?
¿Es necesario hacerlo en este caso?
Los valores obtenidos corresponden a la
razón entre el número de mol de los
distintos elementos en el compuesto.
Entonces, ¿cómo sería entonces la
fórmula empírica de este compuesto?

16. A partir de la fórmula empírica y de la masa molar, calculemos la fórmula molecular:
Fórmula empírica y molecular
Paso 4: Se calcula la masa molar de la
fórmula empírica.
¿Cuál es la masa de un mol de
H2SO4?
Paso 5: Se compara el valor obtenido con
la masa molar del compuesto.
En el enunciado se indica que el
compuesto tiene una masa molar
de 98 g/mol. ¿Esto es igual o
distinto a la masa molar de la
fórmula empírica?
¿Cuál es la fórmula molecular?
H2SO4

17. Fórmula empírica y molecular
En la siguiente tabla se presenta la composición porcentual de una sustancia:
Teniendo en cuenta que la masa molar de la sustancia es 98 g/mol, la fórmula
molecular es
A) H18SO3
B) H2S2O2
C) H4S2O
D) H2SO4
E) H2SO3
Elemento Composición
Hidrógeno 2%
Oxígeno 65%
Azufre 33%
Ejercicio 18 “guía del alumno”
D
Aplicación
Si la masa molar del compuesto
fuera 196 g/mol, ¿cuál sería su
fórmula molecular?

18. A partir de la fórmula empírica y de la masa molar, calculemos la fórmula molecular:
Fórmula empírica y molecular
Paso 4: Se calcula la masa molar de la
fórmula empírica.
Paso 5: Se compara el valor obtenido con
la masa molar del compuesto.
Paso 6: Si las masas molares son
distintas, se debe multiplicar la fórmula
empírica por un factor.
¿Cómo se determina ese factor?
Fórmula molecular
H4S2O8
Fórmula empírica
H2SO4
x 2
98 g/mol x 2 196 g/mol
98 g/mol
196 g/mol

19. Para complementar el contenido de esta clase te
invitamos a revisar la siguiente cápsula...
https://m.youtube.com/watch?list=PL8chFUGGnmTX7RcIIG6
kGPDqWtlMBjcF1&index=7&v=jofuTkogu7M

20. Pregunta oficial PSU
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de Prueba de Ciencias Admisión 2016.
Dadas las siguientes ecuaciones:
C (s) + ½ O2 (g) → CO (g)
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
Es correcto afirmar que estas se relacionan con la ley de
A) las proporciones definidas.
B) las proporciones múltiples.
C) la composición constante.
D) las proporciones reciprocas.
E) los volúmenes de combinación.
B
Reconocimiento

21. Síntesis de la clase
Estequiometría
Volumen
Cantidad de
sustancia
Gramos Litros
Unidades de masa atómica
Número de
Avogadro
Leyes
ponderales
Conservación
de la masa
Proporciones
múltiples
Proporciones
definidas
Proporciones
recíprocas
Masa
Mol
permite establecer relaciones
de
se mide en se mide en se mide en
cantidad
igual a a partir de ella se
establecen
que son

22. Tabla de corrección
Ítem Alternativa Unidad temática Habilidad
1 D Disoluciones químicas Aplicación
2 A Disoluciones químicas Aplicación
3 B Disoluciones químicas Comprensión
4 C Disoluciones químicas Comprensión
5 A Disoluciones químicas Comprensión
6 C Disoluciones químicas Reconocimiento
7 C Disoluciones químicas Comprensión
8 E Disoluciones químicas Comprensión
9 D Disoluciones químicas Comprensión
10 E Disoluciones químicas ASE
11 E Disoluciones químicas Aplicación
12 B Disoluciones químicas Aplicación

23. Tabla de corrección
Ítem Alternativa Unidad temática Habilidad
13 B Disoluciones químicas Aplicación
14 B Disoluciones químicas Aplicación
15 E Disoluciones químicas Aplicación
16 B Disoluciones químicas Aplicación
17 C Disoluciones químicas ASE
18 D Disoluciones químicas Aplicación
19 B Disoluciones químicas ASE
20 B Disoluciones químicas ASE
21 E Disoluciones químicas Comprensión
22 A Disoluciones químicas Aplicación
23 D Disoluciones químicas Aplicación
24 A Disoluciones químicas Aplicación
25 D Disoluciones químicas Aplicación