Estequiometria 1 2015

PPTCANCBQMA03010V4

Clase

Estequiometria I: leyes y conceptos
de la estequiometria

Aprendizajes esperados
•

Reconocer las leyes que rigen la estequiometria de las reacciones.

•

Comprender el concepto de mol.

•

Reconocer la constante de Avogadro.

•

Calcular masas molares.

1. Estequiometría
2. Concepto de mol
3. Masa atómica y masa molar

1. Estequiometría
Es el estudio cuantitativo dereactivos y productos en una reacción química.
Mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos
químicos que están implicados (en una reacción química).

1. Estequiometría
1.1 Ley de conservación de la masa
•

En toda reacción química la masa de los reactantes
será igual a la masa de productos.
masa reactantes = masa productos

•

Esta ley reafirma que en la naturalezanada se crea ni
se destruye, solo se transforma.

Reacción de formación de moléculas de agua

Antoine Lavoisier
Químico francés
(1743-1794)

Ley de Lavoisier

2 H 2  O

2

2 H 2O

2  1 g  2    16 g  2 

2   1 g  2   16 g 

36 g

36 g

1. Estequiometría
1.3 Ley de las proporciones múltiples
•

Los elementos se pueden combinar en diferentes proporciones
para formar distintasmoléculas.

•

Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu 2O, 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.

Reacciones de formación de NOx

John Dalton
(1766-1844)
Químico y físico
británico

1. Estequiometría
1.2 Ley de las proporcionesdefinidas
• Diferentes muestras de una sustancia pura siempre contienen la misma
proporción de elementos.
•

En cuanto a la ecuación química, esta ley implica que siempre se van a poder
asignar subíndices fijos a cada compuesto.

Louis Proust
Químico francés
(1754-1826)

Reacción de formación de PbS (galena)

En cualquier muestra de agua pura, siempre habrá dos átomos de
hidrógeno por cada átomode oxígeno, y la proporción de masa entre
ambos siempre será 88,81% de O y 11,20% de H.

• En síntesis:
• Las leyes ponderales se resumen de la siguiente
forma.

Antoine Lavoisier
Químico francés
(1743-1794)

John Dalton
(1766-1844)
Químico y físico
británico

Louis Proust
Químico
francés
(1754-1826

Leyes de Estequiometria

Lavoisier

La masa no se crea ni se
destruye
Ley de conservación de lamasa
Diferentes muestras de una
sustancia pura siempre
contienen la misma
proporción de elementos

Principios

Proust
Ley de las proporciones
definidas
Ley de las proporciones
múltiples
Dalton

Los elementos se pueden
combinar en diferentes
proporciones para formar
distintas moléculas

2. Concepto de mol
Las unidades de masa atómica (uma) constituyen una escala relativa de la masa
de loselementos. Pero, debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, es
conveniente tener una unidad especial para describir una gran cantidad de
átomos.

Mol

Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades
elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay
exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12.

Al igual que una docena de naranjas
contiene 12 naranjas, 1 mol deátomos
de hidrógeno contiene 6,022 x 1023
átomos de H.
Moles de distintas sustancias

2. Concepto de mol
El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina
experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (N A).
1 Mol

NA= 6.022 x 1023 átomos, moléculas o iones.

En condiciones normales de presión
y temperatura (CNPT), 1 mol de gas
ocupa un volumen de 22,4 L.

Mol
el concepto demol puede aplicarse a
cantidades de

átomos

6,022 10 23

moléculas

6,022 10 23

un mol

iones

6,022 10 23

3. Masa atómica y masa molar
3.1 Masa atómica
Masa atómica es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica.
Una unidad de masa atómica (uma) se define como una masa exactamente igual
a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12.

La masa atómica de un elemento también se...