1. ESTEQUIMETRIA.
EQUIPO 5
261-A

2. • Lavoisier, en 1789,
estableció lo que hoy
se conoce como ley
de la conservación
de la materia sentó
las bases para la
estequiometría que la
podemos definir como
el procedimiento por
medio del cual se
determinan las
cantidades de
reactivos y productos
que intervienen en una
reacción química.
• Químico francés, nacido
el 26 de agosto de 1743
en París. Fue uno de los
protagonistas principales
de la revolución científica
que condujo a la
consolidación de la
química, por lo que es
considerado el fundador
de la química moderna.

3. • Mol, unidad básica del
sistema internacional
de unidades (SI),
definida como la
cantidad de una
sustancia que
contiene tantas
entidades elementales
(átomos, moléculas,
iones, electrones u
otras partículas) como
átomos hay en 0,012
kg (12 g) de carbono
12.
La masa de los átomos y de las
moléculas se mide tomando como
unidad la llamada:
unidad de masa atómica (u),Doceava
parte de la masa atómica del átomo
de carbono 12.

4. Masa atómica es la masa
de un átomo, medida en u.
Por ejemplo, cuando
decimos que la masa
atómica del calcio es de 40
u. Estamos indicando que
es 40 veces mayor que la
doceava parte de la masa
de un átomo de carbono
12.
Masa molecular es la masa
de una molécula, medida
en u. Es la suma de las
masas de los átomos que
forman la molécula.
• Mol . El concepto de mol
se ha generalizado como
un número de partículas
y es frecuente encontrar
expresiones como: “un
mol de átomos, “un mol
de iones”, “un mol de
electrones”, etc. En todos
los casos un mol contiene
6.02X1023
partículas: un
mol de electrones
contiene 6.02X1023
electrones, un mol de
iones contiene 6.02X1023
iones

5. • Hijo de un magistrado
perteneciente a una
antigua familia del rey
Piamonte, el joven
Amedeo sigue en primer
lugar la vía paterna y
obtiene la licenciatura
en derecho canónico en
1796. Se inscribe luego
como abogado de su
ciudad natal Turín.
• En 1811, enunció la
hipótesis que se ha hecho
célebre, bajo el nombre
de ley de Avogadro (por
estar completamente
comprobada). Avogadro
se apoyó en la teoría
atómica de John Dalton y
la ley de Gay-Lussac
sobre los vectores de
movimiento en la
molécula,

6. • Masa molecular- La
masa molecular de un
compuesto covalente es la
masa, en unidades de
masa atómica, de una
molécula. Su masa
molar es la masa, en
gramos, de un mol de sus
moléculas. La masa
fórmula de un compuesto
iónico es la masa, en
unidades de masa
atómica, de una unidad
fórmula. Su masa molar es
la masa, en gramos, de un
mol de unidades fórmula.

7. • Masa atómica es la
masa de un átomo,
medida en unidades de
masa atómica (u). Por
ejemplo, cuando
decimos que la masa
atómica del calcio es de
40 u. Estamos indicando
que es 40 veces mayor
que la doceava parte de
la masa de un átomo de
carbono 12.
• Masa molecular es la
masa de una molécula,
medida en u. Es la suma
de las masas de los
átomos que forman la
molécula. Ejemplo: La
masa molecular del agua
H2O es:

8. • Pasos fundamentales en la
resolución de problemas de
estequiometría:
• a) Escribir la ecuación química.
• b) Balancearla.
• c) A partir de la ecuación balanceada,
calcular las masas, moles o
moléculas de las sustancias que se
mencionan en el problema.
• Ejemplo:
• Se escribe la ecuación química:
N₂ + H₂ NH₃
• Balancearla:
N₂ + 3 H₂ 2NH₃
• La masa en gramos de cada una de
las sustancias que intervienen en la
reacción química se puede calcular
de la siguiente manera:
• A partir de la siguiente ecuación
matemática
• Donde n = número de
moles
Despejando masa (g),
tenemos:
• Masa(g) = n (moles)
X masa molar (g/mol)

9. Determinación de masas atómicas, masa
molecular, masa molar y masa fórmula.
Etanol, C₂H₅OH, un compuesto covalente.

10. Ejemplo:
a) Se escribe la ecuación química:
N + H NH₂ ₂ ₃
b) Balancearla:
N + 3 H 2NH₂ ₂ ₃
c) La masa en gramos de cada una
de las sustancias que intervienen en
la reacción química se puede
calcular de la siguiente manera:
Multiplicando el número de moles
por la masa molecular
n (moles) X masa molecular
(g/mol) = g

11. Joseph Louis Proust
• Joseph Louis Proust Angers,
26 de septiembre de 1754 –
ibídem, 5 de julio de 1826, fue
un farmacéutico y químico
francés y uno de los
fundadores de la química
moderna. Desarrolló la mayor
parte de su carrera en
España. Simultaneó sus
estudios en el Colegio de los
Oratorianos con el trabajo en
la farmacia paterna, en la
cual adquirió sus primeros
conocimientos de química y
herboristería
Proust y la ley de las proporciones
definidas
• Realizó numerosos
experimentos en los que
estudió la composición de
diversos carbonatos de cobre,
óxidos de estaño y sulfuros de
hierro, descubriendo que la
proporción en masa de cada
uno de los componentes, por
ejemplo carbono, cobre y
oxígeno en los carbonatos de
cobre. Así, dos compuestos
diferirían entre sí en función de
las proporciones de elementos
básicos, sin apreciarse
composiciones intermedias o
mixtas, por ejemplo el Cu2CO3

12. EJERCICIOS.
• ¿Qué masa de ácido
sulfúrico se podrá
obtener a partir de 250
g de azufre 98 % de
pureza?.
m ácido sulfúrico =
749,4074 g de
H2SO4 puro.
¿Qué masa de óxido
resulta necesaria
para obtener 3150 g
de ácido nítrico?,
¿cuántos moles de
agua reaccionan?.
mol agua =
25 moles
de agua.

13. Se quieren preparar 3000 kg
de amoníaco a partir de la
reacción:
N2 + 3.H2 → 2.NH3
Calcular:
a) Volumen de nitrógeno
medido en CNPT necesarios.
b) Masa de hidrógeno
necesaria.
V nitrógeno = 1.972.918,17
litros de N2
m hidrógeno = 532.672,053 g
de H2 = 532,67 kg de H2
Se quieren obtener 15 litros
de dióxido de carbono
(CNPT) según la reacción:
Na2CO3 + 2.HCl → CO2 +
H2O + 2.NaCl
Calcular:
a) Volumen de solución de
HCl 38 % p/p (δ = 1,19
g/cm³) necesario.
b) Masa de Na2CO3
necesaria.
c) Masa de NaCl que se
forma.
m HCl = 48,88 g de HCl
puro.
m carbonato de sodio = 71 g de
Na2CO3
m cloruro de sodio = 78,35 g de
NaCl