Trabajo escolar

1. 14.1 DEFINICION:
La palabra estequiometría se deriva de los vocablos
griegos stoicheion, que significa “elemento”, y metron,
que significa “medida”.
En muchas profesiones es importante calcular las
cantidades correctas (Ingenieros, abogados, contadores,
comerciantes, etc.)
Así, los químicos también determinan cantidades, pero
de partículas tan especiales como: ÁTOMOS,
MOLÉCULAS O IONES.

2. Además, los químicos también tienen
que calcular la cantidad de sustancias
que participan en las reacciones
químicas.
Esta tarea se realiza utilizando esta
herramienta muy útil llamada la
estequiometría.

3. Estequiometría: Ciencía
que mide las proporciones
según las cuales se deben
combinar los elementos
químicos.

4. La estequiometría se aplica tanto para
el cálculo de la composición de los
elementos que forman un compuesto
como para la determinación de las
cantidades de las sustancias que
participan en una reacción química, y
por ello obedece a ciertas reglas
cuantitativas conocidas como leyes
ponderales

5. I.-Ley de Proporciones definidas (Joseph-Louis
Proust)
Cada compuesto siempre esta formado por los
mismos elementos y en las mismas proporciones.
II.- Ley de la Conservación de la masa (Antoine
Laurent Lavoisier)
La materia cambia de forma, pero la masa total
que interviene en el cambio químico permanece
constante.

6. III.- Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes
(Jeremías Benjamin Ritcher).
La proporción de dos elementos que se combinan con la
de un tercero, guarda la misma proporción cuando
reaccionan entre si.
A+ B AB C+B CB A+ C AC
IV.- Ley de las Proporciones Multiples (John Dalton)
Las cantidades de un mismo elemento que se combinan
con una cantidad fija de otro para formar varios
compuestos, estan en relación de números enteros
sencillos.

7. Unidad de cantidad de sustancia: EL MOL
En el mundo de la química, la unidad
creada para medir con exactitud la cantidad
de sustancia es el mol y es una unidad
básica en el Sistema Internacional de
Medidas. (SI)
Que es el mol?????

8. Mol es un término que significa “montón o masa
de piedras”, por analogía este término representa
un montón o masa de sustancias.
casi igual que se habla de una docena de lapices,
plumas, borradores.
La palabra mol fue introducida por Friechich
Wilhelm Ostwald, químico Alemán que en 1909
recibió el Premio Nobel de Química.

9. MOL DEFINICIÓN:
la cantidad de sustancias que contiene tantas partículas
como átomos hay en exactamente 12 gr de Carbono 12.
O bien, como la cantidad de sustancia que contiene
6.022x1023 unidades fundamentales (ATOMOS, IONES,
MOLÉCULAS, ELECTRONES, ETC.)
La cantidad 6.022x 1023 se conoce como número de
Avogadro y se representa con las letras NA de esta
manera se tiene que:

10. El mol
De cualquier sustancia contiene
6.022 x 10 23 partículas
Ejemplos:
1 mol de Cr = 6.022 x 1023 átomos de Cr
1 mol de HF = 6.022 x 1023 moléculas de HF
1 mol de N2 = 6.022 x1023 moléculas de N2

11. Un mol es una unidad química,
cuyo tamano es lo suficientemente
grande como para que un mol de
átomos o molécula represente una
cantidad fácil de trabajar en el
laboratorio y en la industria.

12. El mol es una unidad maravillosa, pues relaciona la masa
de las sustancias con el número de partículas que
representa esa masa.
De esta relación surge el concepto de masa molar, cuyo
significado es una parte importante para los cálculos
estequiométricos.

13. La masa molar de un elemento es el número
fraccionario que aparece en la tabla periódica.
Este valor corresponde a la masa atómica del elemento y
su unidad es la uma( unidad de masa atómica).
Para cada elemento se ha determinado a su masa y esta
registrada en la tabla periódica.
Y en los compuestos (ionicos o covalentes) donde su
masa es la suma de cada uno de los elementos que los
forman y también se expresan en uma.
La masa de los elementos también se pueden expresar
en gramos.

14. Uma= gramos
Para un elemento
Tipo de sustancia masa y unidades término utilizado
Calcio (Ca) 40.08 uma masa atómica
40.08 g por cada mol de Ca masa molar

15. Para un compuesto iónico o fórmula unitaria
Determinamos primero la masa fórmula del compuesto:
AlCl3 = 27.00 uma x 1 átomo = 27.00 uma
35.45 uma x 3 átomos= 106.35uma
133.35 uma = 133.4 uma

16. Tipo de sustancia masa y unidades término utilizado
Cloruro de aluminio 133.4 uma masa molécular
(AlCl3) 133. 4 g por cada masa molar
mol de AlCl3

17. Para un compuesto covalente
Primero se calcula la masa molecular del compuesto
C02 = 12.00 uma X 1 átomo = 12.00 uma
16.00 uma X 2 átomos= 32.00 uma
Tipo de sustancia masa y unidades término utilizado
Dióxido de Carbono 44.0 uma masa molécular
(CO2) 44.0 g por cada masa molar
mol de CO2

18. de esta manera se tiene que la masa molar es la masa
expresada en gramos numéricamente igual a la masa
atómica, masa fórmula o masa molecular de un mol de
sustancia.
ELEMENTO= MASA MOLAR
COMPUESTO = MASA MOLECULAR
COMPUESTO IONICO = MASA FORMULA O FORMULA
UNITARIA.
El término masa molar es más amplio, pues se puede aplicar
para todo tipo de sustancias.

19. Ejercicio
Determina la masa molar de las sustancias siguientes.
Sustancia masa en uma masa molar
H2SO4
CaBr2
(NH4)3PO3
NaCN

20. Volumen molar
 Este concepto se aplica a los gases, ya que muchas
sustancias se encuentran en estado gaseoso. Este
concepto lo dedujo Avogadro a partir de la Ley de
los volúmenes combinados de Gay-Lussac.
 El volumen molar es el volumen ocupado por un mol
de cualquier gas medido en condiciones normales de
presión y temperatura, y corresponde a 22.4 litros.

21. Un mol
de gas
22.4 lts de
volumen
6.022 X 10 23
partículas

22. De cualquier sustancia contiene
6.022x 10 23 partículas Ejemplo:
1 mol Fe = 6.022 X 1023 átomos de fierro
1 mol HBr= 6.022X1023 moléculas de HBr
De un compuesto es igual a su masa molecular
(uma). Expresada en gramos ( masa molar)
ejemplo:
Un mol de H2O= 18 uma = 18 g
De cualquier sustancia es igual a su masa
expresada en gramos(masa molar)
Ejemplo: masa molar H20= 18gr/mol
De cualquier gas en condiciones TPN ocupa un
Volumen de 22.4 L.
ejemplo:
1 mol de NH3 ocupa un volumen igual a 22.4 L en
condiciones normales.
U
N
M
O
L