El documento trata sobre la estequiometría, que es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos en una reacción química. Explica las leyes que rigen el comportamiento estequiométrico como la ley de conservación de la materia y las leyes de proporciones constantes/definidas. También cubre conceptos como reacciones químicas, ejemplos de reacciones, partes de una reacción química y cómo balancear reacciones.

1. ESTEQUIOMETRIA
 En química, la estequiometría (del griego
στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον,
métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones
cuantitativas entre reactantes[1] (o también
conocidos como reactivos) y productos en el
transcurso de una reacción química.[2] Estas
relaciones se pueden deducir a partir de la
teoría atómica, aunque históricamente se
enunciaron sin hacer referencia a la
composición de la materia, según distintas leyes
y principios.

2. REACCION QUIMICA
 Una reacción química o cambio químico
es todo proceso químico en el cual dos o
más sustancias (llamadas reactantes),
por efecto de un factor energético, se
transforman 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.

3. EJEMPLOS DE REACCIONES QUIMICAS
 4Fe + 3O2 2 Fe2O3 ( Oxidación de una puntilla )
 2H2 + O2 2 H2O ( Formación de agua )
 CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O ( Combustión del metano )
Partes de una reacción química
A + B C + D
REACTIVOS PRODUCTOS
PRODUCE

4. COMPLETAR Y BALANCEAR LAS
SIGUIENTES REACCIONES
Ca(OH)2 + H2S CaS + 2H2O
Pb(OH)2 + HNO3
AgOH + H3SbO4
Ni(OH)3 + HCl
Mn(OH)2 + H2SO4
Fe(OH)3 + HClO3
AuOH + H2CO3
Hg(OH)2 + HMnO4
Mg(OH)2 + HBrO2
Zn(OH)2 + HF
CuOH + H2SO3
Cu(OH)2 + H3PO4
Co(OH)2 + H2 Cr2O7

5. LEYES QUE RIGEN EL COMPORTAMIENTO
ESTEQUIOMETRICO
 LEYES PONDERALES
 ( PERTENECIENTE O RELATIVO AL PESO )
 Ley de la conservación de la materia de Lavoisier
 Ley de Proust o de las proporciones constantes o definidas
 Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
 Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792)
 La estequiometría relaciona a los compuestos desde la
parte cuantitativa ( masas ) mas no desde la parte
cualitativa ( nomenclatura )

6. ¿ QUÉ DICEN ESTAS LEYES ?
LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA
Como hecho científico la idea de que la masa se conserva
se remonta al químico Lavoisier, el científico francés
considerado padre de la Química moderna que midió
cuidadosamente la masa de las sustancias antes y después
de intervenir en una reacción química, y llegó a la
conclusión de que la materia, medida por la masa, no se
crea ni destruye, sino que sólo se transforma en el
curso de las reacciones

7. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O
CONSTANTES
(LEY DE PROUST)
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».

8. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
(LEY DE DALTON)
 La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples
formulada en 1803 por John Dalton, es una de las leyes
estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el
químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.
 Cuando un elemento se combina con otro para dar más de
un compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a
una masa fija del otro están en relación de números
enteros y sencillos".
 Cl2 + O2 Cl2O
 Cl2O3
 Cl2O5
 Cl2O7

9. LA LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES LLAMADA
TAMBIÉN LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN, LEY DE LAS
PROPORCIONES RECÍPROCAS
LEY DE RICHTER-WENZEL
 «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.»

10. CLASES DE REACCIONES QUIMICA
 1. Reacciones según el intercambio energético
 Endotérmicas (con absorción de calor del medio ambiente)
 Exotérmicas (con liberación de calor al medio ambiente)
 Isotérmicas (sin absorción ni liberación de calor al medio ambiente)
2.Reacciones según los compuestos que intervienen.
 De combinación o síntesis
A + B AB
 De descomposición o análisis.
AB A + B
 De desplazamiento.
 AB + C CB + A
 De doble desplazamiento o intercambio
 AB + CD AD + CB
3. Reacciones según el movimiento de electrones
 Sin transferencia de electrones. ( neutralización )
 Con transferencia de electrones


11. CONCEPTO DE MOL
PESO ATÓMICO DE UN ELEMENTO O MOLECULAR DE UN COMPUESTO
EXPRESADO EN GRAMOS
MOL.- CANTIDAD DE SUSTANCIA QUE CONTIENE EL MISMO NÚMERO DE UNIDADES
ELEMENTALES (ÁTOMOS, MOLÉCULAS, IONES, ETC.) QUE EL NÚMERO DE ÁTOMOS
PRESENTES EN 12 GRAMOS DE CARBONO 12.
1 MOL DE UN ELEMENTO = 6.022 X 10ÁTOMOS

12. CUADRO COMPARATIVO DE MOLES
NUMERO DE AVOGADRO
Moles Átomos Gramos
1 mol de S 6.023 x 10²³ 32.06g
1 mol de P 6.023 x 10²³ 30.97g
1 mol de Cu 6.023 x 10²³ 63.54g
1 mol de N 6.023 x 10²³ 14.008g
1 mol de K 6.023 x 10²³ 39.10g
1 Mol de Al 6.023 x 10²³ 26.991g

13. METODO PARA DETERMINAR REACTIVO LIMITE
 Este método se basa en la comparación de la proporción
de cantidades de reactivo con la relación estequiométrica.
Así, dada la ecuación general:
 aX + bY cZ
 Siendo X y Y los reactivos, Z los productos y a, b y c, sus
respectivos coeficientes estequiométricos.( moles ) estando
balanceada

14. EJEMPLO
La ecuación balanceada para la oxidación del monóxido de
carbono a dióxido de carbono es la siguiente:
Si se tienen 4 moles de monóxido de carbono (X) y 3
moles de oxígeno (Y), ¿cuál es el reactivo limitante?
Aplicando el procedimiento anterior tenemos que

15. RENDIMIENTO
 Se refiere al rendimiento real del producto
esperado comparado con el rendimiento
teórico que la reacción debe arrojar.

16. PUREZA
 Se refiere al grado de pureza que trae la materia
prima que se va a utilizar, es decir, a la calidad de
los reactivos.
 Generalmente los reactivos utilizados en el
laboratorio no son químicamente puros, estos traen
un contenido significativo de impurezas, por lo
tanto al hacer los cálculos estequiometricos hay
que deducir la masa de la impureza para poder
determinar la cantidad teórica de productos que
debe esperar