El documento habla sobre la estequiometría, que se refiere al cálculo de las cantidades de sustancias que participan en una reacción química. Explica conceptos como la nomenclatura química, las leyes de conservación de la materia y proporciones múltiples/definidas, el mol, el número de Avogadro y la masa molar. Define estos términos clave y describe brevemente sus significados en el contexto de la estequiometría química.

1. ESTEQUIOMETRÍA
Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y
volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química.
Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa
medir. Entre la estequiometria vamos a encontrar lo siguiente: Composición
porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas,
Balanceo de ecuaciones.
NOMENCLATURA
Es la forma de darle nombre a los compuestos. Durante mucho tiempo, los
químicos nombraban los compuestos a voluntad propia, lo que hacía más difícil el
control de los mismos. Hasta que en 1921 la IUPAC (International Union of Pure
and AppliedChemistry) estableció reglas para poder nombrar cada uno de los
compuestos de acuerdo a su fórmula. El elemento más positivo se escribe primero
y se menciona después, el elemento más negativo se escribe al final y se
menciona primero.
Para el estudio de la nomenclatura de los compuestos, estos se dividirán en:
Binarios
Ternarios
Cuaternarios
Compuestos Binarios
Son los que están formados por dos elementos. Los elementos más importantes
en estos compuestos son el hidrógeno y el oxígeno. Entre los compuestos
binarios podemos mencionar a los hidrogenados, oxigenados, las sales, las
aleaciones.
Compuestos Hidrogenados: Los compuestos hidrogenados son los que
llevan hidrógeno como principal elemento, combinados con un metal o un no
metal. Entre éstos están:
o Hidruros: Hidrógeno + metal.
Compuestos Oxigenados: Los compuestos oxigenados llevan oxígeno como
elemento principal y éstos están combinados con elementos metálicos y no
metálicos según sea el caso. Entre éstos están:
o Óxidos: Oxígeno + metal

2. Aleaciones: Las aleaciones se forman de la combinación de un metal más
otro metal. La aleación de dos metales es de gran importancia ya que es
una de las principales formas de modificar las propiedades de los
elementos metálicos puros.
Compuestos Ternarios
Un compuesto ternario es el que está formado por tres elementos. Entre
estos encontramos a los hidróxidos, oxácidos, sales dobles, sales ácidas,
oxisales.
Hidróxidos: Se forman de la unión del hidrógeno con el oxígeno
acompañados de un metal. En los hidróxidos el grupo OH es indispensable.
Compuestos Cuaternarios
Los compuestos cuaternarios son los formados por cuatro elementos.
o Oxisales Ácidas: Son compuestos que resultan de la sustitución
parcial de los hidrógenos, de ácidos oxácidos por un metal.
Sales Dobles: Son el resultado de la sustitución del hidrógeno por dos
metales diferentes, estos de colocan en orden de electropositividad.
Sales Ácidas: Éstas actúan sin presencia de oxígeno y consiste en
eliminar parcialmente el hidrógeno por un elemento no metal.
HF + Rb = RbHF
Compuestos Cuaternarios
Los compuestos cuaternarios son los formados por cuatro elementos.
Oxisales Ácidas: Son compuestos que resultan de la sustitución parcial de
los hidrógenos, de ácidos oxácidos por un metal.

3. Ley de la Conservación de la Materia
Esta ley nos dice que en una reacción química, la suma de las masas de las
sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la
reacción. Esto quiere decir que la materia ni se crea ni se destruye, sólo se puede
transformar al igual que la energía.
La materia y la energía trabajan juntas ya que la materia al ser supuestamente
destruída se transforma en energía y por eso se dice que la materia no se
destruye sino que se convierte en energía.
Ley de Proporciones Múltiples
La teoría atómica de Dálton nos lleva a que los átomos se combinan para formar
compuestos. Considerando que un átomo de A se combina con un átomo de B
para formar el compuesto AB y que un átomo de A se combina con 2 átomos de B,
para formar el compuesto AB2, Dálton propuso la ley de las proporciones múltiples
que puede enunciarse así: “Cuando dos elementos se combinan para formar más
de un compuesto, los pesos diferentes de uno de ellos, que se combinan con un
peso fijo del otro, guardan una relación sencilla de números enteros pequeños.
Esto quiere decir que si se mantiene fija la cantidad de uno y se determinan las
cantidades del otro se tienen números que guarden entre sí relaciones
expresables mediante números enteros. Tenemos por ejemplo el Carbono de
Hidrógeno que forma Hidrocarburos en los cuales intervienen relaciones que aún
siendo de números enteros, estos son a veces muy grandes.

4. Ley de las proporciones definidas
La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es
una de las leyes estequiométricas, según la cual «Cuando se combinan dos o más
elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación
de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en
experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se
conoce como Ley de Proust.
Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los
elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula
química, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a
cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos,
denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que
no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden
variar continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras sustancias como
las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas,
tampoco siguen esta ley.
Mol
El mol (símbolo: mol) 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 (elemento o compuesto químico) 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. Esta definición
no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de
debates,1 aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de
entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir del 2011 la
definición se base directamente en el número de Avogadro (de modo similar a
como se define el metro a partir de la velocidad de la luz).
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)3 y equivale a:
3

5. Numero Avogadro
En química y en física, la constante de Avogadro (símbolos: L, NA) es el número
de entidades elementales (normalmente átomos o moléculas) que hay en un mol,
esto es (a partir de la definición de mol), el número de átomos de carbono
contenidos en 12 gramos de carbono-12.2 3 Originalmente se llamó número de
Avogadro.
En 2006, la CODATA recomendó este valor de:1
Donde (30) se refiere a la incertidumbre estándar de la constante, concretamente
al valor 0.000 000 30×1023 mol−1. La constante de Avogadro debe su nombre al
científico italiano de principios del siglo XIX Amedeo Avogadro, quien, en 1811,
propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una determinada presión y
temperatura) es proporcional al número deátomos, o moléculas,
4
independientemente de la naturaleza del gas. El físico francés Jean
Perrin propuso en 1909 nombrar la constante en honor de Avogadro. 5 Perrin
ganaría en 1926 Premio Nobel de Física, en gran parte por su trabajo en la
determinación de la constante de Avogadro mediante varios métodos diferentes. 6
El valor de la constante de Avogadro fue indicado en primer lugar por Johann
Josef Loschmidt que, en 1865, estimó el diámetro medio de las moléculas en el
aire por un método equivalente a calcular el número de partículas en un volumen
determinado de gas.7 Este último valor, la densidad numérica de partículas en
un gas ideal, que ahora se llama en su honor constante de Loschmidt, es
aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro. La conexión con
Loschmidt es la raíz del símbolo L que a veces se utiliza para la constante de
Avogadro, y la literatura en lengua germana puede referirse a ambas constantes
con el mismo nombre, distinguiéndolas solamente por las unidades de medida.

6. La masa molar
La masa molar (símbolo M)1 es la masa por unidad de cantidad de sustancia, o
sea la masa de un mol de un elemento o compuesto químico. Es una propiedad
física intensiva característica de cada sustancia pura y su unidad en
−1
elSI es gramos por mol (g/mol o g mol ). Su valor numérico coincide con el de
la masa molecular, pero expresado en gramos/mol en lugar de unidades de masa
atómica, y se diferencia de ella en que mientras la masa molecular alude una sola
molécula, la masa molar corresponde a un mol (6,022*1023) de moléculas.
Las masas molares casi nunca son medidas directamente. Pueden ser calculadas
a partir de los pesos atómicos estándar y la fórmula química, además están
usualmente listadas en catálogos de proveedores químicos, en fichas de datos de
seguridad, en handbooks. Las masas molares varían típicamente entre:
1–238 g/mol para átomos de elementos de ocurrencia natural
10–1.000 g/mol para compuestos químicos sencillos
1.000–5.000.000 g/mol para polímeros, proteínas, fragmentos de ADN, etc.
PESO ATÓMICO (PA)
Es el Peso de un átomo expresado en uma (unidad de masa atómica), que
corresponde a una unidad relativa establecida en función del isótopo de carbono
12. En la tabla periódica se encuentra el peso atómico de todos los átomos (masa
atómica). Debemos recordar que el peso atómico de un átomo es el promedio de
todos sus isótopos con respecto al % de abundancia, pero para fines prácticos
redondeamos su valor a la fracción media o al entero más cercano.
Por ejemplo: redondear el PA del B , O y Cl

7. PESO MOLECULAR
El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada
átomo en su fórmula química. Es la suma de los pesos atómicos (PA) de todos los
átomos de una molécula (expresada en uma).
Por ejemplo , calcular el Peso Molecular del ácido Sulfúrico: H2SO4