Conceptos breves sobre estequiometría y leyes ponderales

1. QUÍMICA II
BLOQUE 1: APLICAS LA NOCIÓN DE MOL
EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS
QUÍMICOS DE TU ENTORNO

2. DESEMPEÑOS AL CONCLUIR EL BLOQUE:
APLICA EL CONCEPTO DE MOL AL INTERPRETAR
REACCIONES QUE SE REALIZAN EN DIFERENTES
ÁMBITOS DE SU VIDA COTIDIANA Y EN LA
INDUSTRIA.
REALIZA CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN LOS
QUE APLICA LAS LEYES PONDERALES.
ARGUMENTA LA IMPORTANCIA DE LOS CÁLCULOS
ESTEQUIOMÉTRICOS EN PROCESOS QUE TIENEN
REPERCUSIONES ECONÓMICAS Y ECOLÓGICAS EN
SU ENTORNO.

3. OBJETOS DE APRENDIZAJE
1. Mol
2. Las leyes ponderales (Ley de Lavoisier, Ley de
Proust, Ley de Dalton y Ley de Richter- Wenzel)
3. Implicaciones ecológicas, industriales y
económicas de los cálculos estequiométricos

4. ESTEQUIOMETRÍA
Descripción de las relaciones cuantitativas de los
componentes de los compuestos y de los reactivos
y productos en un ecuación química balanceada
MOL
Cantidad de sustancia que contiene la misma
proporción de átomos, formulas unitarias,
moléculas o iones y que es igual al número de
átomos contenidos en 12 g de carbono -12

5. ESTEQUIOMETRÍA
 Se define como la aplicación de los
conocimientos matemáticos y químicos en
torno a una reacción química.
 Peso atómico del elemento (A)
 Masa molecular del compuesto ( 𝑴)
 Número de Avogadro (NA)
 Representa el número de átomos, moles que
contiene un átomo-gramo
 Representa el número de moléculas reales que
existe en 1 mol-gramo
NA = 6.022*1023

6. CONCEPTO DE MOL
Concepto de MOL aplicado a elementos
El número de átomos en 1 mol de cualquier
elemento se llama el número de Avogadro y es
igual a 6.022x1023.
1 mol de cualquier elemento es una muestra del
elemento con una masa en gramos igual a la
masa atómica de ese elemento.
Ejemplos
1 mol Na = 22.99 g Na = 6.022x1023 átomos Na
1 mol Ca = 40.08 g Ca = 6.022x1023 átomos Ca
1 mol S = 32.07 g S = 6.022x1023 átomos S

7. Concepto de MOL aplicado a compuestos
El número de moléculas en 1 mol de cualquier
compuesto se llama el número de Avogadro y es
igual a 6.022x1023.
1 mol de cualquier compuesto es una muestra
del compuesto con una masa en gramos igual a
la masa molecular de ese compuesto.
Ejemplos
1 mol H2O = 18.02 g H2O = 6.022x1023
moléculas H2O
1 mol CO2 = 44.01 g CO2 = 6.022x1023
moléculas CO2
1 mol NH3 = 17.03 g NH3 = 6.022x1023
moléculas NH3

8. El MOL y Cálculos Químicos
El concepto de mol se puede utilizar para obtener
factores de conversión útiles en cálculos químicos
que envuelvan elementos y compuestos.
One mole quantities of six
metals; top row (left to
right): Cu beads (63.5 g), Al
foil (27.0 g), and Pb shot
(207.2 g); bottom row (left
to right): S powder (32.1 g),
Cr chunks (52.0 g), and Mg
shavings (24.4 g).
One mole quantities of four
compounds: H2O (18.0 g);
small beaker NaCl (58.4 g);
large beaker aspirin,
C9H8O4, (180.2 g); green
(NiCl2 · 6H2O) (237.7 g).

9. Masa molar
La masa molar es la masa contenida en un mol
de sustancia, la cual puede ser un elemento o un
compuesto.
 Volumen molar
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier
gas medido en condiciones normales de presión y
temperatura (TPN), corresponde a 22.4 litros

10. LEYES PONDERALES (MASA)
Ley de Lavoisier o
de la Conservación
de la Materia/Masa
Ley de Proust o de
las
Proporciones
Constantes
Ley de Dalton o de
las
Proporciones
Múltiples
Ley de Richter-
Wenzel o de las
Proporciones
Recíprocas
En toda reacción
química, la suma
de los pesos de
las sustancias que
intervienen es
igual a la suma de
los pesos de las
sustancias
resultantes.
En la formación
de un compuesto
químico
intervienen
siempre los
mismos
elementos, los
cuales están
unidos en
proporciones fijas
y constantes.
Cuando existe una
relación sencilla de
números enteros
entre las distintas
cantidades de masa
de un elemento,
que se combinan
con una cantidad
fija de otro
elemento para
formar compuestos
diferentes.
La relación de
masa de dos
elementos que se
combinan con
una cantidad fija
de un tercer
elemento es la
misma con la que
se combinan para
formar otro
compuesto.
(recíprocas).

11. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES
QUÍMICAS
REACCIONES POR SU
MECANISMO
REACCIONES
POR CAMBIO
DE VALENCIA
REACCIONES POR
SU EXTENSIÓN
REACCIONES POR
CAMBIO DE
ENERGÍA
CALORÍFICA
 DE ADICIÓN,
COMBINACIÓN O
SÍNTESIS
 DE DESCOMPOSICIÓN
 DE SIMPLE
DESPLAZAMIENTO O
SUSTITUCIÓN
 DE DOBLE
DESPLAZAMIENTO O
SUSTITUCIÓN
 DE NEUTRALIZACIÓN
 DE COMBUSTIÓN
 NO REDOX
 REDOX
 REVERSIBLES
 IRREVERSIBLES
 EXOTÉRMICA
 ENDOTÉRMICA

12. REACTIVO LIMITANTE:
ES AQUEL QUE SE ENCUENTRA EN MENOR
CANTIDAD Y DETIENE LA REACCIÓN.
REACTIVO EXCEDENTE:
ES AQUEL QUE SE ENCUENTRA EN MAYOR
CANTIDAD Y NO LOGRA REACCIONAR POR
COMPLETO.

13. RENDIMIENTO
 La cantidad de producto que debiera formarse si todo
el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se
conoce con el nombre de rendimiento teórico.
 A la cantidad de producto realmente formado se le
conoce como rendimiento o rendimiento de la
reacción.

14.  Una cantidad que relaciona el rendimiento de la
reacción con el rendimiento teórico se llama
rendimiento porcentual
% 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑡𝑛𝑡𝑜 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
∗ 100

15. ¡GRACIAS POR SU
ATENCIÓN!