estequiometria 1

1. Leyes y conceptos de estequiometría

2. Objetivos de la clase
• Ley de conservación de la materia
• Balance de ecuaciones químicas.
• Leyes de proporciones definidas y
proporciones múltiples.
• Conceptos de mol, masa molar,
masa atómica y masa molecular.
Comprender las leyes que rigen la estequiometría de las reacciones.
Aplicar la ley de conservación de la masa para balancear ecuaciones
químicas.
Comprender el concepto de mol.
Calcular masas molares, atómicas y moleculares.
Contenidos de la clase

4. Introducción
¿Qué es un
átomo, una
molécula?
¿Qué es la
tabla
periódica? ¿Qué es un
elemento,
un
compuesto?
Química
¿Quién responde estas
preguntas?

5. El átomo
• Es la unidad de materia más pequeña.
• No es posible dividirlo mediante procesos
químicos.
• Está compuesto por un núcleo, en el que
se concentra su masa, rodeado por una
nube de electrones.
• El núcleo atómico está formado por
protones y neutrones.
• Los electrones permanecen ligados al
núcleo mediante la fuerza
electromagnética.
El átomo se compone básicamente
de neutrones, protones y
electrones; estas partículas se
llaman partículas subatómicas

6. Números Z y A
Número atómico (Z):
• Número de protones del
átomo.
• Indica el elemento al que
pertenece el átomo.
Número másico (A):
• Suma de protones y
neutrones del átomo.
• Indica la masa del átomo.
1 Ǻ = 1 · 10–10 m

7. Ion
ANION:
• ION NEGATIVO.
• mayor número de electrones
que de protones.
• ē ˃ p+
ÁTOMO CARGADO
ELECTRICAMENTE
CATION:
• ION POSITIVO.
• menor número de electrones
que de protones.
• ē < p+

8. Ejercicio
79
35 Br
Número
atómico
Número
másico
24
12
35 79
16 2
8O 
8 16
Ti
48
22
22 48
24 2+
12 Mg
Número de
electrones
36
10
22
10

9. Elementos y compuestos
6 átomos en total
1 át. Fe 1 át. S 4 át. O
5 átomos en total
1 át. Ca 2 át. O 2 át. H

10. La Tabla periódica
G R U P O S
P
E
R
I
O
D
O
S
Elementos ordenados por
número atómico.
¿Qué son los
grupos y los
periodos?

11. La Tabla periódica
Grupo Nombres
1 (I A) Alcalinos
2 (II A) Alcalinotérreos
13 (III A) Térreos
14 (IV A) Carbonados
15 (V A) Nitrogenados
16 (VI A) Calcógenos
17 (VII A) Halógenos
18 (VIII A) Gases nobles
Transición
Transición interna
Representativos
¿Cómo se reconoce un
elemento representativo,
de transición y transición
interna?

12. 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?

13. 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 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.
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

14. 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.
¿Qué es una ley?
¿Qué otras leyes rigen
las reacciones químicas?
Leyes ponderales
E

15. 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.
Habilidad de Pensamiento Científico: Análisis del
desarrollo de alguna teoría o concepto.
E
ASE





¿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 las masas de las tres muestras
son iguales, ¿cómo debe ser la
masa de cada elemento para que
se cumpla la ley de Proust?
Leyes ponderales

16. Mol y masa molar
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

17. B
Aplicación
Número de Avogadro
¿Qué es el
Número de
Avogadro?

18. 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)
¿Cuál será la masa atómica
del carbono-14?
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
Si las masas de un protón y de
un neutrón son 1 uma, ¿por
qué las masas atómicas de
muchos elementos no son
números enteros?
Mol y masa molar

19. Mol y masa molar
¿Puedes plantear una fórmula que
relacione el número de mol, la
masa de una sustancia (g) y su
masa molar (g/mol)?
La masa atómica del hierro (Fe) es 56 uma. ¿Cuántos gramos de sulfato ferroso (FeSO4)
equivalen a 5 mol del compuesto?
A) 104 g
B) 152 g
C) 280 g
D) 520 g
E) 760 g
E
Aplicación
FeSO4
16 uma x 4
Masa molecular = 152 uma
¿Cuál es la masa molar de FeSO4?
1 mol
5 mol
=
152 g
x
x =
152 g × 5 mol
1 mol
x = 760 g
Se puede calcular a partir de la masa molar…
32 uma +
56 uma +
A partir de este valor, ¿cómo se
puede calcular la masa de 5 mol?
¿Qué es un mol?
¿Qué es una uma?

20. Mol y masa molar
Masa molecular (uma) Masa molar (g/mol)
101,1 101,1
Masa molecular Masa de una molécula Unidades de masa
atómica (uma)
Calcula la masa molecular del
Nitrato de Potasio(KNO3).
Ahora determina la masa, en
gramos, de un mol de carbonato
de calcio (KNO3).
1 molécula de KNO3 6,02 x 1023 moléculas de KNO3
¿Cuál es la masa, en g, de una
molécula de KNO3?
¿Cuántas moléculas de KNO3 hay
en 50 g del compuesto?

21. Volumen Molar
Ejercicio:
¿Qué volumen de gas Cloro(Cl) en C.N.P.T, se obtiene a partir de 6
moles de Ácido Clorhídrico (HCl)?
¿Qué es el
volumen
molar?
¿Cuáles son
las variables
de C.N.P.T?

23. 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

24. Fórmula empírica y molecular
Elemento Composición
Hidrógeno 2%
Oxígeno 65%
Azufre 33%
Determinemos la fórmula empírica de la siguiente sustancia:
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?

25. 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

26. 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%
D
Aplicación
Si la masa molar del compuesto fuera
196 g/mol, ¿cuál sería su fórmula
molecular?

27. 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

28. Pregunta oficial PAES
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de Prueba de Ciencias Admisión 2021.
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

29. “En una reacción química, la cantidad de materia que interviene
permanece constante”. De acuerdo con este enunciado, es posible
concluir correctamente que
A) la cantidad de producto formado en una reacción química
siempre será constante.
B) la cantidad de reactantes que se utilizan en una reacción
química debe encontrarse siempre en la misma proporción.
C) la cantidad total en mol de reactantes y productos en una
reacción química siempre es la misma.
D) la cantidad de átomos de cada elemento en reactantes y
productos siempre es igual.
E) un mol de reactante da lugar siempre a un mol de producto.
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de Prueba de Ciencias Admisión 2020.
B
Reconocimiento

30. Leyes ponderales
Estequiometría
Volumen
Molar
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

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

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