1) La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas de masa, volumen y moles entre los reactivos y productos de una reacción química. Estas relaciones se rigen por leyes ponderales y volumétricas. 2) Las principales leyes ponderales son la ley de conservación de la masa y la ley de proporciones definidas, las cuales establecen que la masa total se conserva antes y después de una reacción y que los reactivos y productos participan en proporciones fijas. 3)

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CONCEPTO
Es aquella parte de la química que estudia las
relaciones cuantitativas (masa, volumen, moles) de
los componentes puros de una reacción química.
Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas
pueden ser ponderales y / o volumétricas.
Relaciona la masa de una sustancia con la masa de
otras sustancias.
1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA
MASA
Fue planteada por el químico Francés Antoine
Lavoisier (1743 – 1794) considerado el padre de
la química moderna; nos indica que en toda
reacción química completa y balanceada la masa
total de las sustancias reactantes es igual a la masa
total de las sustancias de los productos.
Ejemplo:
48476 40.A.P
Ca2
=
+
48476 32M
)g(2O1
=
→
48476 56M
CaO2
=
Relación
Molar
2 mol – g 1 mol–g 2mol–g
Relación
en Masa
80g 32g 112g
∑ Masa (Reactantes) = ∑ Masa (Productos) = 112g
2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS
Fue enunciada por el químico francés Joseph
Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo
proceso químico los reactantes y productos
participan manteniendo sus masas o sus moles en
proporción fija, constante y definida; cualquier
exceso de uno de ellos permanece sin reacción
Ejemplo: Quemado de carbón
48476 12.A.P
)g(C2
=
+
48476 32M
)g(2O1
=
→
48476 56M
)g(CO2
=
Reacción
molar
2 mol – g 1 mol–g 2mol–g
Relación
en Masa
24g 32g 56g
Por
Proust
3g 4g 7g
Ejemplo 60g 80g 140g
Se observa que:
NOTA:
Reacción Limitante (RL):
Es aquella sustancia que ingresa al reactor
químico en menor proporción estequiométrica y al
agotarse limita la cantidad máxima del
producto(s) obtenido(s).
Reactivo en Exceso (RE):
Es aquella sustancia que ingresa al reactor
químico en mayor proporción estequiométrica por
lo tanto queda como sobrante al finalizar la
reacción.
Regla práctica para evaluar el R.L. y R.E para
cada reactante se plantea la siguiente proporción.
químicaecuaciónladeobtenidaCantidad
reactivodedatoCantidad
La menor relación es para el RL y todos los
cálculos se hacen con el
La mayor relación es para el R.E.
3. LEY DE PROPORCIONES MULTIPLES
Fue enunciada por el químico Ingles John Dalton
(1766 – 1844); establece si dos sustancias simples
reaccionan para generar dos o más sustancias de
una misma función química, se observará que
mientras que la masa de uno de ellos es constante,
la masa del otro varía en relación de números
enteros y sencillos.
Sea la combinación iónica
x2
2x
OClOCl →+
−+
ESTEQUIOMETRIA
Leyes Ponderales
7
)CO(masa
4
)2O(masa
3
)C(masa
==

2. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
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x = 1,3,5,7
Cl O
71 g
2 1
1 16g
* Cl O
71 g
2 3
1 16g
*
Cl O
71 g
2 5
5 16g
* Cl O
71 g
2 7
7 16g
*
Conclusión:
m(Cl) → constante
m(O) → varía en relación de 1,3,5 y 7
4. LEY DE PROPORCIONES RECIPROCAS
Fue enunciada por Wenzel – Richter, establece si
las masas de las sustancias A y B pueden
reaccionar separadamente con la misma masa de
una tercera sustancia “C”, entonces si A y B
reaccionan juntos, lo harán con la misma masa
con que reaccionan con “C” o con masas,
múltiplos o submúltiplos, a la mencionada
Reacción
(1)
1 H
2(g)
+ Cl
2(g)
→ 2HCl
(g)
2g 71g
Reacción
(2)
2 Na
(s)
+ Cl
2(g)
→ 2NaCl
(s)
46g 71g
Conclusión 1 H
2(g)
+ 2Na
(s)
→ 2NaH
(s)
2g 46g
Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay –
Lussac (1778 – 1850), quién investigando las
reacciones de los gases determino: “A las mismas
condiciones de presión y temperatura existe una
relación constante y definida entre los volúmenes de
las sustancias gaseosas que intervienen en una
versión química; cualquier exceso deja de
combinarse”.
Estas relaciones solo serán aplicables a sustancias
gaseosas.
Ejemplo: Síntesis del amoniaco
1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Reacción
molar
1 mol – g 3 mol–g 2mol–g
Relación
volumétrica
1vol 3vol 2vol
Por Gay
Lussac
1L
5L
30cm3
3L
15L
90 cm3
2L
10L
60 cm3
Relación de volúmenes:
Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras,
las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los
cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la
parte pura de la muestra química.
Cantidad de sus tan cia pura
% Pureza x 100
Cantidad de muestra impura
=
Es la comparación porcentual entre la cantidad real o
práctica teórica obtenido de un producto determinado
La cantidad real o rendimiento real se conoce
experimentalmente y es menor que la cantidad
teórica que se halla en base a la ecuación química, o
sea por estequiometría; el rendimiento teórico es la
máxima cantidad obtenida de un cierto producto
cuando el 100% del reactivo limitante se ha
transformado.
Leyes Volumétricas
2
)3NH(vol
3
)2H(vol
1
)2N(vol
==
Porcentaje de Pureza de una muestra
Química
Eficiencia o Porcentaje de Rendimiento
de una Reacción Química (%R)
100
teóricoientodimren
realientodimren
100
teóricacantidad
realcantidad
R% ×=×=