Este documento proporciona una introducción a la estequiometría. Explica que la estequiometría estudia las cantidades exactas de reactivos y productos en reacciones químicas. Además, resume las leyes fundamentales de la conservación de la masa, las proporciones definidas y las proporciones múltiples. Finalmente, cubre conceptos clave como ecuaciones químicas, moles, masa molar y conversiones entre masa y cantidad de sustancia.

1. ESTEQUIOMETRÍA
Ing. Jorge S. Lezama Bueno 1

2. IntroducciónIntroducción
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.
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.
Estequiometría, del griego "stoicheion”
(elemento) y "métrón” (medida)
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3. LEYES PONDERALES (Fundamentos de la
Estequiometría)
LEYES PONDERALES (Fundamentos de la
Estequiometría)
Durante un cambio químico no se produce ningún
cambio detectable en la masa total
"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."
• LAVOISIER: Ley de conservación de la masa
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 + H2 NH33 2Ing. Jorge S. Lezama Bueno 3

4. Ley de las proporciones definidas
• Por lo tanto, diferentes muestras de un compuesto puro siempre
contienen los mismos elementos en la misma proporción
10,0 g Cu
10,0 g Cu
5,06 g S
7,06 g S
• Esta ley fue formulada y probada por J. L. Proust en
1799
+
+
15,06 g CuS
2,00 g S15,06 g CuS
"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".
+
20,0 g Cu
+
10,0 g Cu5,06 g S 15,06 g CuS
+Ing. Jorge S. Lezama Bueno 4

5. Ley de las proporciones múltiplesLey de las proporciones múltiples
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.”
Formulada por Dalton, se aplica a dos elementos
que forman más de un compuesto:
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6. REACCIONES Y ECUACIONES
QUÍMICAS:
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
Coeficientes
estequiométricos
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7. INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS.
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
+ O2 CO2 H2O35 4+
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8. CONCEPTO DE MOLCONCEPTO 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
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9. 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.
Definición Mol:
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-
)Ing. Jorge S. Lezama Bueno 9

10. Masa molar de los átomosMasa molar de los átomos
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
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).
Masa molar deMasa molar de 1 mol1 mol de átomos de azufre: 32 g/molde átomos de azufre: 32 g/mol
Masa molar deMasa molar de 1 mol1 mol de átomos de cloro: 35,5 g/molde átomos de cloro: 35,5 g/mol
Por ejemplo:
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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 Ing. Jorge S. Lezama Bueno 11

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)
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13. Ejercicio:Ejercicio:
Gracias a las relaciones estequiométricas se
pueden establecer relaciones mas complejas y
desconocidas. Por ejemplo:
¿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
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14. Conversión Mol-GramoConversión Mol-Gramo
n
m
M =
Con frecuencia resulta necesario convertir los moles
de una sustancia a masa en gramos o viceversa.
Dichas conversiones se realizan utilizando la siguiente
relación:
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)
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15. Ejemplo 1: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
En la relación , despejamos n y se obtiene:
n = 0,11 mol de CaSO4
n
m
M =
M
m
n =
molg
g
n
/14,136
8,14
=
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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
En la relación , despejamos m y se obtiene:
m = 51,68 g de C9H8O4
n
m
M = nMm ⋅=
molmolgm 287,0/09,180 ⋅=
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