1. UNIDAD IV
ESTEQUIOMETRIA
4.1. SOLUCIONES
4.2 CONCEPTO Y CLASIFICACION
Mezclas homogéneas (una sola fase) con composiciones variables. Resultan de la mezcla de dos o más
sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino solamente un cambio
físico. Una sustancia (soluto) se disuelve en otra (solvente) formando una sola fase. Los componentes
pueden separarse utilizando procedimientos físicos.
SOLUTO: Componente de una solución que se encuentra en cantidad menor. Es la fase de menor
proporción.
SOLVENTE: Componente de una solución que se encuentra en cantidad mayor. Es la fase de mayor
proporción.
SOLUCIÓN ACUOSA: El solvente es el agua. El soluto puede ser un sólido, un líquido o
un gas.
2. 4.2.1 SOLUCIONES EMPIRICAS
Existen 4 tipos de soluciones empíricas que son:
4.2.1.1 DILUIDAS: Es aquella solución donde la cantidad de soluto es pequeña comparada con
el solvente.
4.2.1.2.CONCENTRADAS: Es aquella donde la cantidad de soluto es relativamente considerable
con respecto a la cantidad de solvente.
4.2.1.3 SATURADA: Es aquella donde la cantidad de soluto que ha diluido, es la máxima
cantidad de solvente a cierta presión y temperatura por lo tanto, cualquier cantidad que se añada
de soluto no se disolverá.
4.2.1.4. SOBRESATURADA: Es aquella solución donde sea ha añadido una cantidad superior al
soluto de saturación y por tanta este exceso de soluto al no disolverse precipita
3. 4.2.2. SOLUCIONES VALORADAS
SOLUCIONES VALORADAS: Son aquellas soluciones donde la concentración es determinada
aplicando cálculos y procedimientos matemáticos donde un grado suficiente de precisión y
exactitud en la determinación de la concentración.
Calculo del % de los constituyentes de un compuesto químico, de acuerdo con su formula.
EJEMPLO : 1. Encontrar el % de H2SO4 (Ácido sulfúrico)
Pesos atómicos:
H = 1 H2 = 2 % de H 2 = x 100 = 2.04 %
S = 32 S =32 % de S 32 = x100 = 32.66 %
O = 16 O = 16 x 4 = 64 % de O 64 = x 100 = 65.30 %
98
2. Calcular el porcentaje de N en el HNO3 (Ácido nítrico)
H = 1 H = 1 x 1 = 1 % de N = 14
N = 14 N = 14 x 1 = 14 63
O = 16 O = 16 x 3 = 48
X 100 = 22% de N
98
98
%
98
4. 3. Calcular el peso gramo (1 mol) de los siguientes compuestos :
H2S = H = 1 H = 1 x 2 = 2
S = 32 S = = 32
34 g 1 Mol de H2S
MgSO4 = Mg = 24 Mg = 24
S = 32 S = 32
O = 16 O = 16 x 4 = 64
120 g 1 mol de MgSO4
4.2.2.4. SOLUCIÓN MOLAL:
Una solución MOLAL se define como cantidad de moles de soluto por cada KILOGRAMO de
SOLVENTE.
Ejemplos: una solución 1 MOLAL de cloruro de sodio contiene un mol de sal en cada kilogramo
de SOLVENTE
NaCl Na = 23
Cl = 35.5
58.5 g
5. 4.3. LEYES PONDERALES
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio del peso
relativo de las sustancias, en una reacción química, entre dos o más elementos químicos. Por lo
tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes como lo son:
Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. 1789:
Este resultado se debe al químico francés A. L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774.
Considerando que “La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química
la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y
permanece invariable.”
Ley de las proporciones definidas o ley de Proust. 1801.
En 1808, tras ocho años de las investigaciones, Proust llego a la conclusión de que para formar
un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma
proporción ponderal.
NITRÓGENO HIDRÓGENO
28 g. 6 g.
14 g. 3 g.
56 g. 12 g.
6. Ley de Dalton de las proporciones múltiples. 1803
Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos de los cuales formuló en
1803: “Cuando dos o más elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de
uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí relación de
números enteros sencillos”.
Ley de Richter a de las proporciones reciprocas o equivalentes, masas de
combinación o masas equivalentes. 1792
Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y dice que los pesos de dos sustancias que se
combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre si.
C + O2 --> CO2
12 g. de C + 32 g. de
O2 --> 44 g. CO2
C + ½ O --> CO
12 g. de C + 16 g. de
O2 --> 28 g. CO2
N2 + 3 H2 --> 2 NH3 1 g. H2<-->4.66 g. N2
H2 + ½ O2 --> H2O 1 g. H2<-->8 g. O2
