Este documento proporciona una introducción a la estequiometría. Define términos clave como masa atómica, masa molecular y mol. Explica conceptos como relaciones mol-mol, masa-masa y leyes fundamentales como la ley de conservación de la materia y la ley de las proporciones múltiples. También cubre temas como balanceo de reacciones, fórmula empírica y molecular, y clasificación de reacciones químicas.

1. Estequiometría
Profesora Nancy Reyes MA
Nancy Reyes
1

2. Estequiometria:
Es la parte de la Química que trata de las relaciones entre las cantidades de sustancias
reaccionantes y los productos que intervienen en una reacción química.
Términos a manejar:
Masa Atómica:
Suma de los protones y neutrones del núcleo de un átomo.
Masa molecular:
Es la masa o el peso relativo de una molécula, de un elemento o de un
compuesto.
Concepto de Mol: (n)
Es la cantidad de sustancia que contienen 6.022x1023
partículas (átomos, moléculas, iones,..) Este número se conoce como:
número de Avogadro.
Nancy Reyes 2

3. Estequiometria
Masa Atómica:
Oxigeno; 16 UMA ( ya lo aprendimos antes)
Masa molecular:
H2O : H: 1 g/mol [UMA]
O: 16 g/mol [UMA]
Masa molecular; 2(1) + 1(16) = 18 g/mol [UMA]
Concepto de Mol: (n)
La masa molar de un átomo de sodio (Na) es 23 g/mol ; es decir, un mol de Na pesa 23g,
por lo que contiene 6.022x1023 átomos.
¿Qué dirías para la molécula de Agua (H2O) ?
Nancy Reyes 3

4. Estequiometria
Concepto de Mol: (n)
Calcula cuantos moles representan 30 gramos de Mg.
P.at. Mg: 24g/mol
Ejercicios:
a) ¿Cuántos moles hay en 4.20 Lb de Yoduro de cinc (ZnI2)?
b) Calcular la cantidad de gramos en 4.25x10
-4
mol de (H2SO4).
c) Calcular la cantidad de gramos en 4.5x10²² moléculas de CCl4
Nancy Reyes 4

5. Estequiometria
Nancy Reyes 5
Relación mol- mol
3 H2 + N2 → 2 NH3
3 moles de Hidrógeno producen 2 moles de Amoníaco
3 moles de Hidrógeno reaccionan con un mol de Nitrógeno

6. Estequiometria
Nancy Reyes 6
Relación masa- masa
3 H2 + N2 → 2 NH3
3 moles de Hidrógeno por 2 átomos por 1g/mol
3mol *2(1 g/mol )= 6g
¿Cómo calcularías las demás?

7. Estequiometria
Nancy Reyes 7
Relación masa- masa
¿Cuántos moles de amoníaco se pueden producir a partir de 8.00 moles de
hidrógeno que reaccionan con nitrógeno? La ecuación balanceada es:
3 H2 + N2 → 2 NH3

8. Ley de Lavoisier
Conocida como ley conservación de la materia
Nancy Reyes 8

9. Ley de Lavoisier
• La ley de conservación de la
materia, ley de conservación
de la masa, o ley de
Lomonósov-Lavoisier es una de
las leyes fundamentales de las
ciencias naturales.
• El químico Antoine Lavoisier
propone que «la materia no se
crea ni se destruye: solo se
transforma». Es por esto que
muchas veces la ley de
conservación de la materia es
conocida como ley de Lavoisier-
Lomonosov.
Nancy Reyes 9

10. Ley Lavoisier
Nancy Reyes 10
El 2
representa
número de
Mol
Compuesto
2 moles
elemento
Este 2 significa
cantidad de átomos
1 mol oxigeno

11. Ley Lavoisier
Pasos para comprobar la ley.
1. Escribimos la reacción
2. Balanceamos a ambos lados
3. Calcular la masa molar de
elementos y/o compuestos. (
reactivos y productos)
4. La masa atómica está en la
tabla periódica.
5. En el ejemplo vemos que la
masa del magnesio es 24 y del
oxigeno 16. cada uno esta
multiplicado por la cantidad
de moles que hay.
6. En el lado de los productos
tenemos: Mg (como element,
por eso solo se multipla por
los moles) y tenemos el Ox. (
lo debo multiplicar por 2
porque hay dos átomos)
Nancy Reyes 11
En los reactivos tenemos:
Mg: 2 X 24= 48
O : 16 x 2= 32
total = 80
Se cumple que la suma total de las masas
de los reactivos es igual a la suma de las
masas de los productos.

12. Ley de Proust
 Esta ley establece que cuando se
combinan dos o más elementos para
lograr un determinado compuesto
siempre se combinarán en una
proporción constante de masas.
Conocida como ley de la composición
definida
12
Nancy Reyes

13. Composición Porcentual
 La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada
elemento presente en un compuesto.
 La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada elemento
contenida en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y
multiplicando por 100%
13
n es el número de
moles del elemento
contenidos en 1 mol del
compuesto
Nancy Reyes

14. Composición Porcentual
14
Nancy Reyes

15. Composición Porcentual
 Ejercicio
 El ácido fosfórico (H3PO4 ) es un líquido incoloro y viscoso que se utiliza en
detergentes, fertilizantes, dentífricos y en bebidas gaseosas para “resaltar” el
sabor. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este
compuesto. Resp. H=3.086%, P=31.61% , O=65.31%
15
Nancy Reyes

16. Balanceo de Reacciones químicas por tanteo
16
Nancy Reyes

17. Balanceo de Reacciones químicas por tanteo
17
Nancy Reyes

18. Balanceo de Reacciones químicas por tanteo
 Balancea la siguiente reacción
18
Nancy Reyes

19. Ley de Dalton
 Esta ley afirma que cuando dos
elementos se combinan para originar
distintos compuestos, se combinan
con dicha cantidad fija para dar como
producto los compuestos, están en
relación de números enteros sencillos.
Conocida como ley de las proporciones
múltiples.
19
Nancy Reyes

20. Fórmula Empírica y Fórmula Molecular
Fórmula Empírica
 Expresa la relación mínima de números enteros de átomos presentes en un
compuesto.
 1. Obtener los moles de cada elemento
 2. Convertir los mismos a números enteros dividiendo cada uno de ellos entre
el número más pequeño.
 3. Colocar los números resultantes como subíndice en cada símbolo del
elemento.
20
Nancy Reyes

21. Fórmula Empírica
 Consideremos el compuesto etanol. Cuando se queman 11.5 gramos, se forma
22.5 gramos de dióxido de carbono (CO2 ) y 13.5 gramos de agua (H2O).
21
Nancy Reyes

22. Continuación
22
Nancy Reyes

23. Fórmula Molecular
 Para calcular la fórmula molecular, o real, debemos conocer la masa molar
aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica.
 Se sabe que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero de
la masa molar de su fórmula empírica, la fórmula molecular se determina por
medio de la masa molar
 Ejemplo:
 Una muestra de un compuesto contiene 30.46% de nitrógeno y 69.54% de oxígeno por
masa, determinados por un espectrómetro de masas. En un experimento separado se
encuentra que la masa molar del compuesto está entre 90 y 95 g. Determine la fórmula
molecular y la masa molar exacta del compuesto.
 Comenzamos suponiendo que hay 100 g del compuesto. Luego se puede convertir cada
porcentaje directamente a gramos, es decir, 30.46 g de N y 69.54 g de O. n
representa el número de moles de cada elemento
23
Nancy Reyes

24. Fórmula Molecular
24
La masa molar del compuesto es el doble
de la masa molar empírica. Esto implica
que hay dos unidades de NO2 en cada
molécula del compuesto y la fórmula
molecular es (NO2 )2 o N2O4 .
Nancy Reyes

25. Ejercicios de práctica.
 Una muestra de un compuesto de boro (B) e hidrógeno (H) contiene 6.444 g
de B y 1.803 g de H. La masa molar del compuesto es aproximadamente 30 g.
¿Cuál es su fórmula molecular?
 El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2 . Calcule la
composición porcentual en masa de Sn y de O en el SnO2 .
 ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compuestos que tiene la
siguiente composición? a) 40.1% de C, 6.6% de H y 53.3% de O
 ¿Cuál es la fórmula molecular de un compuesto que contiene sólo carbono e
hidrógeno, si la combustión de 1.05 g del compuesto produce 3.30 g de CO2 y
1.35 g de H2O, y su masa molar es de alrededor de 70 g?
25
Nancy Reyes

26. Estequiometria
Las Reacciones Químicas:
Son cambios mediante los cuales una o mas sustancias denominadas reactivos se
transforman para dar lugar a sustancias diferentes llamadas productos.
Nancy Reyes 26

27. Reacciones Químicas
Ecuación Química
 Es la representación simbólica de una reacción química.
Clasificación de las reacciones
 Cambios Energéticos
Exotérmica: Cuando la ruptura y formación de enlaces liberan energía al
medio
Endotérmica: Cuando la ruptura y formación de enlaces absorbe energía al
medio
27
Nancy Reyes

28. Continuación
 Reacciones de Síntesis o Combinación
Dos o mas reactivos se unen para obtener un único producto
A + B C
 Reacciones de Descomposición O Análisis
Una sustancia se descompone para dar mas de un producto( los componentes)
C A + B
 Reacciones de Sustitución o Desplazamiento Simple
Uno o más átomos de un compuesto son reemplazados por otros al transformarse
en productos. UN elemento de mayor poder reactivo desplaza uno menor.
A + BC AC + B
28
Nancy Reyes

29. Continuación
 Reacciones de Doble Sustitución o Desplazamiento Doble
Se genera un doble intercambio de Iones.
AB + CD AD + CB
 Reacciones de Neutralización
Se generan al unirse un ácido con un hidróxido y se forma sal y agua
HX + MOH MX + H2O
Ejercicios. Clasifica las siguientes reacciones
HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + H2O
29
Nancy Reyes

30. Reacciones Reducción Oxidación (Redox)
 Son aquellas en que algunos átomos de los elementos que intervienen en la
reacción modifican su número o estado de oxidación.
 Mientras una especie química aumenta su estado otra lo disminuye, es decir
los electrones que pierde un átomo otro lo gana.
 El fósforo (P) pasa de 0 a +5 pierde 5e se oxida (agente reductor)
 El Nitrógeno(N) pasa de +5 a +2 gana 3e se reduce (agente oxidante)
Agente reductor: porque un elemento se reduce por él.
Agente Oxidante: porque un elemento se oxida por él.
30
Nancy Reyes

31. Reaccion de Combustión
 Es un caso particular de reacción redox, en la cual una sustancia reacciona
con el oxígeno.
 Completa: Da como producto CO2 + H2O y Energía
 Incompleta: Da como producto C + CO + H2O + Energía.
31
Nancy Reyes

32. Ejercicio
 En la siguiente reacción realice las semi reacciones REDOX , además diga
quien es agente oxidante y reductor.
32
Nancy Reyes