Este documento presenta conceptos básicos sobre la estructura de la materia, incluyendo definiciones de sustancia, elemento, átomo, molécula y compuesto. También resume tres leyes importantes: la ley de conservación de la masa, la ley de las proporciones definidas y la ley de las proporciones múltiples. Finalmente, introduce conceptos como el mol y las relaciones estequiométricas entre reactivos y productos en una reacción química.

1. Estequiometría

2. Estructura de la Materia

3. Estructura de la Materia Conceptos Básicos Estado Definición Sustancia Es una porción pura de la materia, de composición definida e imposible de separar por métodos físicos. Pueden ser elementos o compuestos. Elemento Es un conjunto de átomos de la misma especie que pueden estar solos o unidos entre sí (H 2 , O 2 , Cl 2 , etc). Átomo Es la mínima parte de un elemento que conserva las mismas propiedades del mismo. Molécula Es la mínima parte de un compuesto formada por la unión de dos o más átomos iguales o diferentes. Compuesto Es una sustancia pura formada por moléculas que contienen distintas clases de elementos los cuales se combinan en proporciones definidas y constantes. Mezcla Es sinónimo de sustancia impura, formada por dos o mas sustancias las cuales no están unidas entre sí, y donde cada una conserva todas sus características.

4. Ley de Conservación de la Masa (Ley de Lavoisier) En una reacción química la masa total de los reactantes es igual a la masa total de los productos . Es decir, en la naturaleza nada se crea ni se destruye, sólo se transforma o se reordena. Masa de los Reactantes Masa de los Productos

5. Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust) “ Cuando los elementos se combinan para formar compuestos lo hacen siempre en proporciones en peso definidas ”. Encontró que en cada compuesto estudiado la proporción en peso de los elementos presentes era siempre la misma. Así, el agua contiene siempre 11,2% de hidrógeno y 88,8% de oxígeno. El carbonato de calcio puro (caliza) contiene siempre 40% de calcio, 12% de carbono y 48% de oxígeno.

6. Así, por ejemplo, sea cual sea el método empleado para obtenerlo. La ley de las proporciones definidas constituyó una poderosa arma para los químicos en la búsqueda de la composición. el amoniaco siempre tendrá un 82.25 % de nitrógeno y un 17,25 % de hidrógeno

7. Ley de las proporciones Múltiples (Ley de Dalton) “ Si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos, que se combinan con el mismo peso del otro, están en una razón de números enteros y pequeños”

8. Ley de Avogadro : “ dos volúmenes iguales de cualquier gas, a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas” Ahora: ¿Como determinar las cantidades de moléculas que hay en un volumen determinado?, ¿Cómo medir la masa de un solo átomo? 1 Mol es el número de átomos de Carbono que existen en una muestra de 12 grs de este elemento = 6,023 x 10 23 . Este se conoce con el nombre de Número de Avogadro . Este número fue determinado por Loschmidt mucho tiempo después de la muerte de Avogadro. Concepto de MOL

9. El concepto de MOL es muy general, representa un número definido de átomos, moléculas o partículas. 1 Mol de moléculas son 6,023 x 10 23 moléculas 1 Mol de átomos son 6,023 x 10 23 átomos 1 Mol de electrones son 6,023 x 10 23 electrones

10. Es decir, 4 moles del ion OH - son 4 (6,023 x 10 23 ) = 24,092 x 10 23 iones de OH - Masa Molar Un mol de átomos de Cl pesan 35,453 grs. También corresponde a los uma (Unidad de masa Atómica)

11. Entonces

12. Volumen Molar Avogadro planteó: un gas sometido a la presión de 1 atmósfera y 0º C ocupa un volumen exacto de 22,4 litros. Este valor es independiente del gas, ya si es un gas molecular o un átomo en estado gaseoso, es decir, es independiente del valor de su peso molar 1 atmósfera y 0º C = Condiciones Normales 0,5 3,0115 x 10 23 1,5 9,0345 x 10 23

13. En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y "μετρον"= métron , (medida)) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estequiometría El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió: “ La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados”. Una Ecuación Química es una representación simbólica de una reacción química

14. Relaciones entre Moles en una ecuación química Coeficiente estequiométrico: El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2 Ejercicio : ¿Cuántos moles de Agua se obtendrán a partir de 3,5 moles de metano según la reacción anterior? X= (3,5 x 2)/ 1 = 7 moles de H 2 O 1 mol 2 moles 1 mol 2 moles 1 mol CH 4 2 moles de H 2 O 3,5 moles CH 4 X moles de H 2 O

15. Relaciones entre Volúmenes en una ecuación química Es sólo válida para sustancias en estado gaseoso Recordar : 1 mol de cualquier sustancia en estado gaseoso, en condiciones normales, ocupa 22,4 Lts.

16. De acuerdo a la reacción anterior: Cuantos litros de agua se formarán, al hacer reaccionar 3 moles de O 2 , en condiciones normales Relacionando sólo al Oxígeno con el Agua tenemos que: X = 6 moles de H 2 O La cantidad de agua formada, en litros, es: X = 134,4 Lts.

17. Relaciones entre Masas en una ecuación química Recordar : En una reacción química las masa total de los reactivos es siempre igual a la masa total de los productos Ejercicio : En condiciones normales, ¿Cuántos gramos de Agua se formarán a partir 11,2 Lts. de Hidrógeno? 2 moles de H 2 producen 2 moles de H 2 O 1 mol de H 2 ocupan 22,4 Lts, por lo tanto 11,2 Lts. De H 2 corresponden a 0,5 moles 1 mol de agua equivalen a 18 grs de H 2 O por lo tanto 0,5 moles equivalen a 9 grs, 4 grs. de H 2 32 grs. de O 2 36 grs. de H 2 O

18. Ejercicios Resueltos

21. Ejercicios Propuestos Igualar las siguientes reacciones químicas