Quimica

1. Estequiometria
Química general - Orgánica
2024
TM. Valeria Ulloa Ponce

2. Definición

3. 1. Ley de conservación de la masa

4. 2. Ley de las proporciones definidas
Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto
químico, lo hacen en cantidades precisas y constantes. Es decir, que la
relación entre las masas de los elementos en el compuesto siempre
será la misma.
El agua (H2O) siempre está compuesta por dos átomos de hidrógeno y
uno de oxígeno. Esto significa que la proporción de hidrógeno a
oxígeno en el agua siempre será de 2:1 en masa, sin importar de dónde
provenga el agua o cómo se haya formado.

5. 3. Ley de las proporciones múltiples
Explica la variedad de compuestos que se pueden formar a partir de un
conjunto dado de elementos y las relaciones proporcionales entre ellos.
Por ejemplo, considera el carbono y el oxígeno. Pueden combinarse para
formar dos compuestos diferentes: monóxido de carbono (CO) y dióxido de
carbono (CO2). En el monóxido de carbono, un átomo de carbono se
combina con un átomo de oxígeno, mientras que en el dióxido de carbono,
un átomo de carbono se combina con dos átomos de oxígeno.
C y O → CO (monóxido de carbono) o CO2 (dióxido de carbono)

6. ¿Que es un MOL?
Para entender
Concepto de docena:
1 docena = 12
1 docena de huevos = 12 huevos.
3 docenas de huevos = 3 x 12 huevos.
1 mol (de cualquier sust) = 6.022 x 10^23.
1 mol de libros = 6.022 x 10^23 libros.
1 mol át H = 6.022 x 10^23 át H.
1 mol molec H2O = 6.022 x 10^23 molec H2O.
2 mol moles H2O = 2x 6.022 x 10^23 molec H2O.
Número de Abogadro (NA = 6.022 x 10^23)
1 MOL (unidad de medida)
Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades
elementales (iones, átomos, moléculas...) como átomos
hay en 12g de isótopo de Carbono-12.
n° de cargas (+) protones
hasta 12, puede tener de neutrones
6.022x10^23
át de C-12
12 gramos.
Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades
elementales como átomos hay en 12g de isótopo de
carbono-12.
Cantidad de sustancia que contiene 6.022x10^23
entidades elementales.
masa molar (g/mol)

7. Equilibrio de ecuaciones químicas
Método de tanteo: Este es uno de los métodos más simples. Consiste en "adivinar"
coeficientes para los compuestos en la ecuación química hasta que se equilibren tanto el
número de átomos de cada elemento en los reactivos como en los productos. Es útil para
ecuaciones químicas sencillas.
Método matemático (algebraico): Este método implica utilizar técnicas algebraicas para
resolver un sistema de ecuaciones lineales generadas a partir de la ecuación química. Puede
ser útil para ecuaciones químicas muy complejas.
3
1° Paso

8. Método algebraico

9. Fórmulas
mM = g/mol
n (mol) = m (gramos)
_____________
mM (g/mol)
Nee (molec,atomos) = n (mol) x NA
_____________
1 mol
Gases V = 1 mol = 22,4 L
Tabla periódica

10. Relaciones estequiométricas
Gramos
sustancia
dada
Mol sustancia
dada
Mol sustancia
deseada
Gramos
sustancia
dada
2° Paso
1. Si tenemos 4 mol de N2 ¿Cuántos mol de H2 se necesitan para que reaccionen completamente?
Resultado: 12 mol H2
N2 + 3 H2 = 2 NH3

11. Gramos
sustancia
dada
Mol sustancia
dada
Mol sustancia
deseada
Gramos
sustancia
dada
2° Paso
2. ¿Cuántos gr de H2 se necesitan para producir 68 gr NH3?
Resultado: 12 gr de H2
N2 + 3 H2 = 2 NH3

12. Gramos
sustancia
dada
Mol sustancia
dada
Mol sustancia
deseada
Gramos
sustancia
dada
2° Paso
3. ¿Cuántos mol de H2 que reaccionan con exceso de O2 produce 10 gr de H2O?
Resultado: 0.56 mol H2
H2 + O2 = H2O 2 H2 + O2 = 2 H2O

13. Gramos
sustancia
dada
Mol sustancia
dada
Mol sustancia
deseada
Gramos
sustancia
dada
2° Paso
4. ¿Cuántos mol de N2 se necesitan para obtener 20 gr de NH3?
Resultado: 0.59 mol N2
N2 + 3 H2 = 2 NH3