estequiometria

Estequiometr
ia

ESTEQUIOMETRÍA
Del griego stoicheion que

significa «elemento» y
metron que significa «medir»,
literalmente sería medir
elementos.

ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometria es la rama de la

química que se encarga del estudio
de las relaciones cuantitativas entre
elementos y compuestos.

Nos permite saber en qué cantidad

los reactivos formarán una cantidad
deproductos después de una reacción
química.

Cantidad de sustancia
MOL
Átomos invisibles= no se cuentan
Cantidad de sustancia que contiene

tantas entidades elementales
(átomos, iones, moléculas, electrones
o partículas) como átomos se
encuentran en 12 gramos de
carbono-12.

Amadeo Avogadro

Numero de Avogadro
Ca

S

1 mol

 

K

Peso Molecular.

 

Mol
 PROBLEMAS
 

Problemas
Calcular la cantidad de moles presentes en las

siguientes muestras:
75 g de Fe
P.A. 55.84 g
55.84
75

-- 1 mol
-- x mol

X = 1.34 moles

PROBLEMAS
 

PROBLEMAS
Calcular la masa de 0.05 mol de Ca
P.A. Ca 40.078
1 Mol ---- 40.078 g
0.05 Mol -- x g

X = 2.0039 g

PROBLEMAS
 

PROBLEMAS
 

PROBLEMAS
 

Volumenmolar

¿Cómo harías para contar un mol de gas?

Volumen molar
Cuando tenemos un gas, resulta más práctico

medir volúmenes de sustancia y relacionarlos
con la cantidad de partículas que contiene.

Avogadro
«Volúmenes iguales de sustancias gaseosas

contienen igual número de partículas»
Un mol de un gas tendrá el mismo volumen

que un mol de otro gas en condiciones
normalesde temperatura y presión.
(condiciones normales 0° C, 1 atm)

Experimentalmente se encontró que ese
volumen equivale a 22.4 litros por cada mol
de cualquier gas.

22.4 L
1 mol de
O2

22.4 L
1 mol de
CH4

22.4 L
1 mol de
CO2

1 mol de O2

1 mol de CH4

1 mol de CO2

32 g de O2

16 g de CH4

44 g de CO2

Problemas
 

Problemas
 

Las leyes ponderales
Pormuchos años no se tomaron en cuenta las

cantidades, solo los cambios de color,
apariencia, textura y hasta sabor.
Con el método científico notaron que no solo
era necesario repetir un experimento sino
registrar qué cantidad de reactivo formaba
cierta sustancia, por lo cual fue necesario
incorporar la balanza.

Las leyes ponderales.
Surge

la química como
una ciencia experimental,que se rige por leyes,
teorías y principios.
Las
leyes
ponderales
surgen para explicar la
estructura de la materia.
También
tratan
de
explicar la formación de
compuestos a partir de
elementos químicos.

LEYES PONDERALES.
En 1783 enuncia la LEY DE LA CONSERVACIÓN

DE LA MATERIA.
1789 Lavoisier publica su tratado elemental
de la química con trabajos sustentados en elmétodo científico y el uso de la balanza.

Ley de la conservación de la
masa
 

Leyes ponderales
 Ley de las proporciones definidas o constantes.

(Proust)
Un compuesto químico siempre estará formado por
los mismos elementos combinados en una
proporción fija y en relación de números enteros
sencillos, sin que influya su origen o método de
obtención.

Leyes ponderales
1799 JosephLouis Proust, químico francés.
Demostró que el carbonato de Cu contiene Cu, C y O

y siempre en las mismas proporciones.
103 g CuCO3  53g Cu + 40g O2 +10g C
Concluyó que los compuestos siempre contienen
elementos en ciertas proporciones y en ninguna otra
combinación.
A esa se le llamo Ley de las Proporciones definidas.
“Cuando 2 o más elementos se combinan para formar
un compuesto,lo hacen siempre en una proporción
fija, independientemente de cómo se prepare o de su
origen”.

Leyes ponderales
Ley de las proporciones múltiples. (Dalton)

Cuando dos elementos se unen para formar
más de un compuesto, mientras la cantidad
de uno de ellos permanece constante, la del
otro varía en una relación de números
enteros pequeños. Azufre
más
oxígeno

SO
Monóxido de...