Este documento presenta un resumen de las leyes ponderales y estequiométricas. Explica la ley de las proporciones definidas, también conocida como ley de Proust, la cual establece que las muestras de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción en masa. También describe la ley de las proporciones múltiples de Dalton y cómo estas leyes se simplifican cuando se incorpora el concepto de átomo. Finalmente, explica cómo calcular fórmulas empíricas y moleculares a partir de

1. ESTEQUIOMETRIA
PROFESOR: CRISTIAN MALEBRAN C.

2. LEYES PONDERALES
Conocidas también como leyes de las combinaciones
químicas, son un grupo de reglas que regulan el
comportamiento de la materia en los cambios químicos
respecto a la masa de las sustancias que participan.
Dentro de ellas encontramos:
 Ley de las proporciones definidas (ley de Proust)
 Ley de las proporciones múltiples (ley de Dalton)
 Ley de conservación de la masa (ley de Lavoisier)
 Ley de Avogradro.

3. LEY DE LAS PROPORCIONES
DEFINIDAS (LEY DE PROUST)
Esta ley establece que muestras diferentes de un mismo compuesto
siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción en masa.
Si tomamos el ejemplo del dióxido de carbono (CO2) tendremos que 12
gramos de carbono se combinan con 32 gramos de oxigeno. Así, la
proporción carbono-oxigeno será la división entre 12 y 32. Vale decir:
C + O2
 CO2
12
grs
32
grs
PROPORCION
CARBONO:OXIGENO
12/32= 0,375

4. Como la ley de las proporciones definidas dice que esa
proporción entre carbono:oxigeno es fija. Como podríamos
calcular la cantidad de oxigeno que se requiere para formar CO2
a partir de 72 grs de carbono.
EXPLICACION:
Gramos de carbono/gramos de oxigeno= 0,375
POR LO TANTO 72grs de C/gramos de O= 0,375
Y AL DESPEJAR LA ECUACION 72grs de C/0,375= 192 grs de O.

5. Si aplicamos el concepto de átomo a la ley anterior,
esta se simplifica;
UN COMPUESTO CONTIENE UNA DETERMINADA
CANTIDAD DE ATOMOS DE CADA UNO DE LOS
ELEMENTOS QUE LO FORMAN SIN IMPORTAR EL ORIGEN.

6. LEY DE LAS PROPORCIONES
MULTIPLES (LEY DE DALTON)
En 1803 John Dalton establece que; SI DOS ELEMENTOS PUEDEN
COMBINARSE PARA FORMAR MAS DE UN COMPUESTO, LA MASA
DE UNO DE LOS ELEMENTOS QUE SE COMBINA CON UNA MASA
FIJA DEL OTRO, MANTIENE UNA RELACION DE NUMEROS
ENTEROS PEQUEÑOS.
Esta ley podemos simplificarla incorporando el concepto e
atomo, lo que nos llevaría a lo siguiente:
DIFERENTES COMPUESTOS FORMADOS POR LOS MISMOS
ELEMENTOS, SE DIFERENCIAN SOLO EN LA CANTIDAD DE
ATOMOS DE CADA CLASE.

7. EJEMPLO:
2C + O2
 2CO
C + O2
 CO2

8. FORMULAS DE UN COMPUESTO
QUIMICO
Las formulas químicas nos indican los elementos presentes en una molecula,
así como la cantidad en la que se encuentran estos.
Dentro de la formula química, podemos distinguir cada uno de los
elementos presentes por las letras mayúsculas que existen, y la cantidad
que existe de cada uno por el subíndice a su derecha
C6H12O6

9. Existen dos tipos de formulas químicas:
 La formula molecular, que indica la cantidad real de
atomos de cada elemento dentro de una molecula.
 La formula empírica, que corresponde a la relación
numérica mas sencilla entre los distintos elementos que
forman un compuesto, utilizando solo números enteros.

10. EJEMPLO.
La formula molecular de la glucosa es C6H12O6, donde
entendemos que existen:
6 atomos de carbono
12 atomos de hidrogeno
6 atomos de oxigeno
Para obtener la formula molecular de debe dividir los subíndices
por el máximo común divisor de la molecula, para obtener la
minima proporción entre los elementos involucrados. En este caso
el máximos común divisor es 6, por lo que la formula empírica de
la glucosa será:
CH2O
Lo que indica que por cada atomo de carbono existen 2 de
hidrogeno y 1 de oxigeno para esta molecula.

11. EJERCICIOS
DETERMINE LA FORMULA
EMPIRICA DE LAS SIGUIENTES
MOLECULAS:
C4H8
H2O2
Na2O2
C2H6
NH3
H2SO4
AgNO3
CuSO4
C8H16O20N4