Este documento trata sobre los conceptos fundamentales de la estequiometría, incluyendo las leyes estequiométricas como la conservación de la masa, las proporciones constantes, las proporciones múltiples y las proporciones recíprocas. También explica los cálculos estequiométricos como relaciones peso-peso, peso-volumen y el concepto de reactivo limitante.

1. 4.1 Clasificacion de las reacciones.
4.2 Balanceo de reacciones quimicas.
4.3 Leyes estequiometricas.
4.4 Cálculos estequiometricos: relacion peso-peso, relacion peso-volumen.

2.  Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo
proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes),
por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura
molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas
sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción
química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno
del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en
una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción
inducida.
 A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones
químicas.
 Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las
condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un
estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar
según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen
constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las
magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente,
la carga eléctrica y la masa total.

3. Estequiometría, del griego στοιχέιον (stequíon; los
dígrafos helénicos οι y ει son equivalentes a la letra e):
elemento, y μέτρον (metron): medida, es el estudio
cuantitativo de los reactivos y de los productos
resultantes de las reacciones químicas. Las leyes
estequiométricas son las siguientes:

4. En toda reacción química se conserva la masa; esto es:
la masa total de los reactivos es igual a la masa total
de los productos resultantes. La ley de conservación
de la masa, enunciada por Lavoisier, es una de las
leyes fundamentales en todas las ciencias naturales.
En esta ley se asume la conservación de la cantidad de
átomos. Para ello resulta indispensable el balanceo de
ecuaciones químicas. Se puede enunciar de la manera
siguiente: en cualquier reacción química se conserva
la masa. Es decir: la materia no se crea, ni se destruye,
sólo se transforma, y permanece invariable.

5. Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no se
conocía el átomo, pero con los conocimientos actuales es obvio:
puesto que en la reacción química no aparecen ni destruyen átomos,
sino que sólo se forman o rompen enlaces (hay un reordenamiento
de átomos), la masa no puede variar.

6. La ley de las proporciones constantes o ley de las
proporciones definidas es una de las leyes
estequiométricas, según la cual «Cuando se combinan
dos o más elementos para dar un determinado
compuesto, siempre lo hacen en una relación de
masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust,
basándose en experimentos que llevó a cabo a
principios del siglo XIX por lo que también se conoce
como Ley de Proust.

7. Para los compuestos que la siguen, por tanto,
proporción de masas entre los elementos que los
forman es constante. En términos más modernos de la
fórmula química, esta ley implica que siempre se van
a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto.
Hay que notar que existe una clase de compuestos,
denominados compuestos no estequiométricos
(también llamados bertólidos), que no siguen esta ley.
Para estos compuestos, la razón entre los elementos
pueden variar continuamente entre ciertos límites.
Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o
los coloides, que no son propiamente compuestos
sino mezclas, tampoco siguen esta ley.

8. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un
compuesto determinado, dos o más elementos
químicos se unen entre sí, siempre en la misma
proporción ponderal.
 Una aplicación de la ley de Proust es en la obtención
de la denominada composición centesimal de un
compuesto, es decir el porcentaje ponderal que
dentro de la molécula representa cada elemento.

9. La ley de Dalton o ley de las proporciones
múltiples formulada en 1802 por el físico, químico y
matemático británico John Dalton, es una de las leyes
estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el
químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.

10. Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan
para originar diferentes compuestos, dada una
cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades
del otro que se combinan con dicha cantidad fija para
dar como producto los compuestos, están en relación
de números enteros sencillos. Esta fue la última de las
leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un
fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el
hecho de que existen algunos elementos que pueden
relacionarse entre sí en distintas proporciones para
formar distintos compuestos.

11. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el
Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre,
respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de
cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945
gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo.
La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se
expresa actualmente con las fórmulas de los
compuestos derivados de la teoría atómica.

12. Puede ocurrir que dos elementos se combinan y -en
vez de producir un solo compuesto- generen varios
compuestos (caso previsto en la ley de Proust).
En 1808, Dalton concluyó que el peso de uno de los
elementos combinados con un mismo peso del otro
guarda una relación expresable por lo general
mediante un cociente de números enteros pequeños.
ENUNCIADO:
“Cuando dos o más elementos se combinan para dar
más de un compuesto, las masas de uno de ellos, que se
une a una masa fija del otro, tienen como relación
números enteros y sencillos”

14. Ley de las proporciones recíprocas o ley de
Richter-Wenzel es una de las llamadas leyes
estequiométricas, fue enunciada por primera vez por
Jeremias Benjamin Richter en 1792 en el libro que
estableció los fundamentos de la estequiometría, y
completada varios años más tarde por Wenzel. Es de
importancia para la historia de la química y el
desarrollo del concepto de mol y de fórmula química,
más que para la química actual. Esta ley permite
establecer el peso equivalente o peso-equivalente-
gramo, que es la cantidad de un elemento o compuesto
que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia
de referencia.

15. El enunciado de la ley es el siguiente: «Los pesos de
los diferentes elementos que se combinan con un
mismo peso de un elemento dado, son los pesos
relativos a aquellos elementos cuando se combinan
entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos
pesos.»
En la ciencia moderna, se usa el concepto de peso
equivalente sobre todo en el contexto de las
reacciones ácido-base o de las reacciones de
reducción-oxidación. En estos contextos, un
equivalente es la cantidad de materia que suministra
o consume un mol de iones hidrógeno o que
suministra o consume un mol de electrones.

16. “Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de
un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en
caso de que aquellos elementos se combinen entre sí
lo hacen según una relación sencilla de masas a/b. Es
decir: siempre que dos elementos reaccionan entre sí,
lo hacen en equivalencia o según múltiplos o
submúltiplos de los elementos."

17. Los cálculos estequiométricos se basan en las
relaciones fijas de combinación que hay entre las
sustancias en las reacciones químicas balanceadas.
Estas relaciones están indicadas por los subíndices
numéricos que aparecen en las fórmulas y por los
coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y
se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y
durante la producción de las sustancias químicas en la
industria. Los cálculos estequiométricos requieren una
unidad química que relacione las masas de los
reactantes con las masas de los productos. Esta unidad
química es el mol.

18. En una reacción química siempre se conserva la masa,
de ahí que una cantidad específica de reactivos al
reaccionar, formará productos cuya masa será igual a
la de los reactivos.
Los cálculos que comprenden estas relaciones de
masa se conocen como cálculos estequiométricos.
 La Estequiometría es el concepto usado para designar
a la parte de la química que estudia las relaciones
cuantitativas de las sustancias y sus reacciones. En su
origen etimológico, se compone de dos raíces ,
estequio que se refiere a las partes o elementos de los
compuestos y matería, que dice sobre la medida de las
masas.

19. Cuando se expresa una reacción, la primera condición
para los cálculos estequimétricos es que se encuentre
balanceada, por ejemplo :
Mg + O2 MgO
2 Mg + O2 2 MgO

20. La reacción anterior se lee como : 2 ATG de Magnesio
reaccionan con un mol de Oxígeno y producen 2
moles de Oxído de magnesio (reacción de síntesis)
2ATG Mg = 49 g
1 mol de O2 = 32 g 2 moles de MgO = 81 g
Lo que demuestra la ley de Lavoisiere " la materia no se
crea ni se destruye, sólo se transforma " , cuando
reaccionan 49g más 32g y se producen 81 g .

21. ATG (Peso atómico de cualquier elemento expresado en gramos )
MOLES
ÁTOMO-GRAMO
MOL-GRAMO
VOLUMEN- GRAMO
NUMERO DE AVOGADRO
REACTIVOS O PRODUCTOS
REACTIVO LIMITANTE

22. Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico
Molécula-gramo del elemento expresado en gramo. H
= 1,0079 (U.M.A.); 1,0079 gr 1.-un átomo – gramo de
oxígeno pesa 16 gramos 2.-un átomo – gramo de
nitrógeno pesa 14 gramos 3.-un átomo – gramo de
carbono pesa 12 gramos

23. Es un número de moléculas contenidas en la
molécula-gramo o el peso molecular de una sustancia
expresada en gramos. H2O = 18 (U.M.A.); 18 gr
Conversión de moles a gramos: Ejemplo: N2 ¿Cuántos
moles hay en 14,0 g? PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol

24. Es el volumen que ocupa una mol de un gas en
condiciones normales de temperatura y presión*, y es
igual a 22.4 1/mol. Temperatura normal: 0° C o 273°
K . Como consecuencia de la ley de Richter, a partir
de un peso equivalente patrón (h = 1,008), es posible
asignar a cada elemento un peso de combinación que
se denomina peso equivalente o equivalente.

25. El número de moléculas que hay en un volumen
molar se denomina número de Avogadro. El número
o constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro
— es una constante utilizada en química y física para
establecer una relación entre la masa o el volumen y
la cantidad de materia.

26. En una reacción química se puede calcular la cantidad
de reactivos que se necesitan para generar una
cantidad definida de productos, o la cantidad de
productos que se forma con una cantidad definida de
reactivo.
Es necesario contar con una reacción balanceada y
establecer la cantidad de ATG o moles que participan
(teóricamente) en la reacción.

27. Cuando se tiene una reacción donde participan dos
reactivos, existe una relación teórica de la cantidad de
ambos, por ejemplo si se agregan cantidades al azar de
ambos reactivos, lo más probable es que uno de ellos se
haya agregando en exceso y el otro reactivo se terminará
en la reacción ( este último se conoce como reactivo
limitante) .Los cálculos estequiométricos para determinar
el reactivo en exceso y el reactivo limitante consiste en
establecer dos condiciones, primero usando uno de los
reactivos y después el otro, la condición que pueda llevarse
a cabo se tomará de referencia.

28. ¿Cuántos moles se encuentran contenidos en 120 g de
H2O?
1 mol de H2O ---- 18 g
X ---- 120 g
X = (1) (120) / 18 X = 6.6 moles

29. ¿Qué volumen ocupan 0.75 moles de N2 en
condiciones estándar ?
1 mol de N2 ---- 22.4 litros
0.75 moles ---- X
X = (0.75) (22.4) / 1
X = 16.8 litros

30. SERGIO ANTONIO NAVARRO TOMÁS
EVER MARTINEZ ARAGON
AARON MARTINEZ ANGEL
JUAN LOPEZ TOLEDO
LUIS ALBERTO AVENDAÑO ALTAMIRANO
RAMON DE JESUS DAVILA MAYREN
YOARE RIVERA MONROY
JOSE LUIS SANTIAGO RUIZ