El documento trata sobre la estequiometría, que estudia las cantidades de reactivos y productos que participan en una reacción química. Explica la ley de conservación de la masa y cómo las ecuaciones químicas representan los cambios que ocurren en una reacción a nivel atómico. También cubre conceptos como el cálculo de moles, masas atómicas y moleculares, y composición porcentual de compuestos.

1. ESTEQUIOMETRIA.

2. Objetivos
Explicar y conocer la Ley de conservación
de la masa en términos macroscópicos, en
una reacción.
Predecir la formación de compuestos
distintos con los mismos elementos
constituyentes, a partir de la ley de las
proporciones múltiples.

4. Estequiometria
Rama de la química que se encarga
del estudio cuantitativo de los
reactivos y productos que participan en
una reacción.

5. Estequiometria
Palabra derivada del griego
Stoicheion (elemento)
Metron (medida)
“Es una herramienta indispensable en
química”
Aplicaciones: procesos muy diversos a
nuestro alrededor y rendimiento en las
reacciones químicas.

6. La estequiometria se basa
en:
Masas atómicas
Ley de la conservación de la
masa.

7. Ley de la conservación de la
masa.
“La masa total de
todas las
sustancias
presentes
después de una
reacción química
es la misma que la
masa total antes
de la reacción”

8. Antoine Lavoisier (1734-1794)
(1789) “Podemos asentar como
axioma incontrovertible que, en
todas las operaciones del arte y de
la naturaleza, nada se crea; existe
una cantidad igual de materia
tanto antes como después del
experimento”

9. Definiciones:
“Los átomos no se crean ni se
destruyen durante una reacción
química”
Reacción : “reacomodo de
átomos”.

10. Reacción química
¿Cómo se usan las fórmulas y
ecuaciones químicas para representar
los reacomodos de los átomos que
tienen lugar en las reacciones
químicas?

11. 11
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
Una ecuación química indica de forma simbólica los
cambios que tienen lugar en una reacción química.
REACTIVOS
Presentan la siguiente forma:
(transformación)
formación
de nuevos
enlaces
reagrupamiento
ruptura
de
enlaces
PRODUCTOS

12. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
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
N2 + 3H2 2NH3
Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de
átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla
se utilizan los coeficientes estequiométricos

13. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
Si intervienen iones, deben ajustarse
de forma que la carga neta sea la
misma en los dos miembros
Cu + 2Ag+
Cu2+ + 2Ag

14. 14
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
permite conocer las sustancias que intervienen en el
proceso químico y la proporción en la que lo hacen
ECUACIÓN
QUÍMICA
COEFICIENTES
FÓRMULAS ESTEQUIOMÉTRICOS
indican cuáles han sido los
reactivos y qué productos se
han formado
señalan la proporción en
que las sustancias han
participado
C3H8 + O2 CO2 5 3 + 4H2O

16. Balanceo de ecuaciones por
tanteo

17. Balanceo de ecuaciones por
tanteo

18. Balanceo de ecuaciones por
tanteo

19. Ejercicios

20. El Mol
Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades
elementales (átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como
átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12;
 Se ha demostrado que este número es:
6,0221367 x 1023
 Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de
Avogadro.
 Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.

21. Ejercicio
En el Mundo somos ~
6, 500, 000 000 de personas
¿Cuántas moles de personas
somos en el mundo?

22. respuesta
1 mol -------------- 6.02 X 1023 personas
X mol ------------- 6.5 X 109 personas
X= 1.079 x 10-14 moles de personas
¡ NI SIQUIERA SOMOS UN MOL !

23. Mol de átomos: El mol nos deja
usar la balanza.
No podemos medir la masa de cada átomo
individualmente, pero si podemos medir la
masa de un grupo representativo de átomos
y compararla con una masa de otro número
igual de un átomo distinto.
 6.022 X 10²³ átomos= 1 mol de átomos

24. Entonces
6.022 X 10²³ átomos de Cu= 1 mol de átomos de Cu
6.022 X 10²³ átomos de H = 1 mol de átomos de H
6.022 X 10²³ átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe

25. Mol y uma
Masa atómica del Cu= 63.54
Significa
1 átomo de Cu pesa 63.54 uma
1 mol de átomos de Cu pesa
63.54 g

26. Si hablamos de moléculas:
6.022 X 10²³ moléculas de NH3 = 1
mol de moléculas de amoniaco
6.022 X 10²³ moléculas de H20 = 1
mol de moléculas de agua

27. Significa
1 molécula de NH3 pesa 17 uma
1 mol de moléculas de amoniaco
pesan 17 g
1 molécula de H2O pesa 18 uma
1 mol de moléculas de agua
pesas 18 g

28. 20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2
28
INTERPRETACIÓN
MACROSCÓPICA
(relación en moles)
Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de
cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción.
2CO + O2 2CO2
2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2
2 · 6,02 · 1023
moléculas de CO
6,02 · 1023 moléculas de O2 2 · 6,02 · 1023
moléculas de CO2
2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

29. 29
INTERPRETACIÓN
MACROSCÓPICA (relación
en masas)
A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la
reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y
de los productos
N2 + 3H2 2NH3
Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan
las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u
1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3
28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

30. Cálculo del número de moles.
Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol
en m (g) habrá n moles.
 m (g)
n (mol) = —————
M (g/mol)
Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá en
100 g de dicha sustancia.
n = — — m— (g—)— = — 1—00— g— = 2,27 moles CO2
M (g/mol) 44 g/mol

31. Ejercicio: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12 g
de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se
disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de
cloro atómico se obtendrían?
La masa molecular de Cl2 es 35,45 · 2 =70,9 u. Luego un
mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay:
¾ ¾ 12¾ g¾ ¾ ¾ = 0 , 1 6 9 m o l e s d e Cl2
70,9 g/mol
Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 moléc.
0,169 moles contienen:
0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas/mol =
= 1,017 · 1023 moléculas Cl2
2 át. Cl
1,017·1023 moléc. Cl2 · ¾¾¾¾¾ = 2,034·1023 át. Cl
moléc. Cl

32. Composición centesimal
A partir de la fórmula de un compuesto
podemos deducir la composición centesimal de
cada elemento que contiene aplicando simples
proporciones.
La suma de las proporciones de todos los
elementos que componen una sustancia debe dar
el 100 %.

33. Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrógeno y
oxígeno que contiene el nitrato de plata.
 M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 = 169,91 u ; M (AgNO= 169,91 g/mol
 169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N) 48,0 g O
——————— = ————— = ————— = ———
100 % Ag % N % O
 107,9 g (Ag) · 100
% Ag = ———————— = 63,50 % de Ag 169,91 g (AgNO3)
 14,01 g (N) · 100
% N = ———————— = 8,25 % de N 169,91 g (AgNO3)
 48,0 g (O) ·100
% O = ———————— = 28,25 % de O 169,91 g (AgNO3)

34. Tipos de fórmulas
 Molecular.
– Indica el nº de átomos existentes en cada molécula.
 Empírica.
– Indica la proporción de átomos existentes en una sustancia.
– Está siempre reducida al máximo.
 Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por moléculas
con dos átomos de H y dos de O.
– Su fórmula molecular es H2O2.
– Su fórmula empírica es HO.

35. Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un compuesto
orgánico cuya composición centesimal es la siguiente:
34’8 % de O, 13 % de H y 52’2 % de C.
 34,8 g 13 g
———— = 2,175 mol O; ———— = 13 mol H
16 g/mol 1 g/mol
52,2 g
———— = 4,35 mol C
12 g/mol
Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos
1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que
da una fórmula empírica:
C2H6O