Este documento describe los fundamentos de la estequiometría, incluyendo las leyes de conservación de masa y proporciones definidas. Explica conceptos como mol, masa molar, coeficientes estequiométricos y ecuaciones químicas. También muestra ejemplos de cálculos estequiométricos como conversiones entre moles y gramos.

1. ESTEQUIOMETRÍA

2. Introducción
Definición:
La estequiometría es el área de la química que se preocupa de
estimar las cantidades exactas de reactivos y productos
obtenidos en una reacción química.
La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por
Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia
que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de
masa) en las transformaciones químicas.
Estequiometría, del griego "stoicheion”
(elemento) y "métrón” (medida)

3. LEYES PONDERALES (Fundamentos de la Estequiometría)
LAVOISIER: Ley de conservación de la masa
"En toda reacción química la suma
de las masas de las sustancias
reaccionantes es igual a la suma de
las masas de los productos
resultantes de la reacción."
Durante un cambio químico no se produce ningún
cambio detectable en la masa total
La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la
necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS, es decir, tener el
mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los
productos.
N2 + 3 H2 2 NH3

4. Ley de las proporciones definidas
Esta ley fue formulada y probada por J. L. Proust en 1799
"Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia
determinada lo hacen siempre en una relación de masa
constante, independientemente del proceso seguido para su
formación".
Por lo tanto, diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen
los mismos elementos en la misma proporción
+ 15,06 g CuS
10,0 g Cu 5,06 g S
+ +
10,0 g Cu 7,06 g S 15,06 g CuS 2,00 g S
+ +
5,06 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu
20,0 g Cu

5. Ley de las proporciones múltiples
Formulada por Dalton, se aplica a dos elementos
que forman más de un compuesto:
Establece que:
“Las masas del primer elemento que se combinan
con una masa fija del segundo elemento, están en
una relación de números enteros sencillos.”

6. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS:
Coeficientes
estequiométricos
Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen
lugar en una reacción química. Permite conocer las sustancias que
intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen.
En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y
el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción
química debe estar AJUSTADA
Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

7. INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS.
Los coeficientes estequiométricos indican el número de
átomos de cada elemento, el número de moléculas de
cada compuesto y también nos informa del N° de moles
de cada compuesto que intervienen en la reacción.
2 H2 + O2 2 H2O
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

8. CONCEPTO DE MOL
Los átomos y las moléculas son objetos
muy pequeños y requieren una unidad
de cantidad de sustancia muy grande.
“El Mol”
1 docena: Un conjunto de 12 unidades o elementos
1 Centena : Un conjunto de 100 unidades o elementos
1 mol : Un conjunto de 6.022x1023 unidades elementales
(átomos, moléculas, iones, electrones, etc.)
602.200.000.000.000.000.000.000 unidades

9. Definición Mol:
Un mol se define como la cantidad de materia que
contiene tantos objetos (átomos, moléculas u otros) como
átomos hay exactamente en 12 gramos de Carbono-12.
Este número fijo se conoce como el número de
Avogadro. Su valor, obtenido experimentalmente es de
6,022 x 10 23 unidades.
1 mol de átomos de Cu : 6.022x1023 átomos de Cobre
1 mol de moléculas de agua (H2O) : 6.022x1023 moléculas de agua (H2O)
1 mol de iones cloruro (Cl-) : 6.022x1023 iones cloruro (Cl-)

10. Masa molar de los átomos
La masa molar (M) de un átomo es la masa contenida en
un mol de dicha partícula expresada en gramos.
Es una propiedad física característica de cada sustancia
pura. Sus unidades en química son los gramos por mol
(g/mol).
Por ejemplo:
Masa molar de 1 mol de átomos de azufre: 32 g/mol
Masa molar de 1 mol de átomos de cloro: 35,5 g/mol
Elemento Masa molar Número de átomos
H 1,008 g 6,022x1023
He 4,003 g 6,022x1023
C 12,01 g 6,022x1023
O 16,00 g 6,022x1023

11. Masa molar de los compuestos
La masa molar (M) de un compuesto se define como la
masa contenida en un mol de ese compuesto, y se
determina sumando las masas molares de cada uno de
los átomos que lo componen.
Por ejemplo:
Para el agua (H2O), la masa molar será:
M = 2(1,008 g/mol) + 1(16,00 g/mol)
M = 18,02 g/mol
Masa molar del agua es 18,02 g/mol
Ejemplo 2:
Calcule la masa molar del hidróxido de calcio, Ca(OH)2.
R: 74,10 g/mol

12. Conociendo el número de Avogadro y la masa molar de
un elemento es posible calcular la masa de cada átomo
individual. También puede determinarse el número de
átomos en una muestra pesada de cualquier elemento.
Ejemplo:
Cuando se añade selenio (Se) al vidrio, éste adquiere un
brillante color rojo. Calcule: (masa molar Se, M = 79 g/mol)
a) La masa de un átomo de selenio.
b) El número de átomos de selenio en una muestra de
1000 g del elemento.
R: a) 1,311 x 10-22 g de selenio (Se)
b) 76,24 x 1023 átomos de selenio (Se)

13. Gracias a las relaciones estequiométricas se
pueden establecer relaciones mas complejas y
desconocidas. Por ejemplo:
Ejercicio:
¿Cuántos moles de metano (CH4) son necesarios para formar 70
g de CO2 al reaccionar con la cantidad apropiada de oxigeno?
R: 1,59 moles de CH4

14. Conversión Mol-Gramo
Con frecuencia resulta necesario convertir los moles
de una sustancia a masa en gramos o viceversa.
Dichas conversiones se realizan utilizando la siguiente
relación:
m
M
n
Donde:
M es la masa molar en gramos/mol (g/mol)
m representa la masa en gramos (g)
n es la cantidad de sustancia expresada en moles (mol)

15. Ejemplo 1:
El sulfato de calcio (CaSO4) es el principal ingrediente de la tiza
utilizada antiguamente y aún hoy día por profesores y
profesoras para escribir en la pizarra. Determinar el número de
moles de sulfato de calcio que hay en un trozo de tiza de 14,8 g.
En primer lugar, la estrategia consistirá en calcular la masa molar
del compuesto según su formula
Formula: CaSO4, así que la masa molar es:
M = 1(40,08 g/mol) + 1(32,06 g/mol) + 4(16,00 g/mol)
M = 136,14 g/mol
m m
En la relación M , despejamos n y se obtiene: n
n M
14 ,8 g
n
136 ,14 g / mol
n = 0,11 mol de CaSO4

16. Ejemplo 2:
El ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es el principio activo de la
aspirina. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 0,287 moles de ácido
acetilsalicílico?
En primer lugar, la estrategia consistirá en calcular la masa molar
del compuesto según su formula y la emplearemos para convertir
0,287 moles a masa en gramos.
Formula: C9H8O4, así que la masa molar es:
M = 9(12,01 g/mol) + 8(1,00 g/mol) + 4(16,00 g/mol)
M = 180,09 g/mol
m
En la relación M , despejamos m y se obtiene: m M n
n
m 180,09 g / mol 0,287 mol
m = 51,68 g de C9H8O4