SEMANA 9 ESTEQUIOMETRÍA

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TEMA: ESTEQUIOMETRÍA
DOCENTE: JOSÉ CASTILLO VALENCIA
QUÍMICA
I. OBJETIVOS
Los estudiantes, al término de la sesión de clase serán capaces de:
1. Identificar las relaciones estequiométricas en aspectos cotidianos e industriales.
2. Aplicar las leyes ponderales y volumétrica que rigen en la estequiometría.
II. INTRODUCCIÓN
En la actualidad los elementos y compuestos químicos se pueden obtener por procesos químicos, a escala industrial y
a nivel de laboratorio, lo importante en estos procesos son las mediciones de las sustancias participantes, los cuáles
se logran por medio de una reacción química balanceada.
EJEMPLO
Cuando un avión despega se anuncia que: “en caso de
despresurización de la cabina, descenderán automáticamente.
máscaras de oxígeno para evitar la descompensación de los
pasajeros por falta de oxígeno”
El oxígeno se obtiene de la siguiente reacción de
descomposición.
𝐊𝐊𝐊𝐊𝐊𝐊𝐊𝐊𝟑𝟑(𝐠𝐠) → 𝐊𝐊𝐊𝐊𝐊𝐊(𝐬𝐬) + 𝐊𝐊𝟐𝟐(𝐠𝐠)
Si cada pasajero consume 2Kg de O2(g) por minuto. ¿Qué masa
de clorato de potasio se debe descomponer si la emergencia de
vuelo duró 20 minutos ?.
¿Cómo se realiza el cálculo? 
III. CONCEPTO
Es una rama de la química que estudia cuantitativamente las relaciones de masas, moles y volúmenes de
las sustancias que participan en una reacción química.
3.1) LEYES PONDERALES
Estas leyes relacionan las masas de las sustancias que participan en una reacción química
balanceada.
A) LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA 
(Antoine Lavoisier)
En toda reacción química, la masa total de
las sustancias que reaccionan (llamados
reactivos o reactantes), es igual a la masa
total de las sustancias producidas
(llamados productos).
Masa total
de reactivos
Masa total
de productos=
Mg + O2 MgO22
2molMg 1molO2 2mol MgO
48 g 32 g 80 g
𝐌𝐌=24g/mol 𝐌𝐌=32g/mol 𝐌𝐌=40g/mol 
mR = 80 g mP = 80 g
1
Comprobemos la ley de conservación de la
masa con la oxidación del magnesio.
Masa molar (g/mol): Mg = 24; O = 16
EJEMPLO
B) LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (J.L Proust)
 Cuando dos o más elementos se combinan para
formar un determinado compuesto, lo hacen siempre
en la misma proporción de masas o de moles.
 Esta relación de masas o de moles es independiente
del proceso seguido para formarlo.
𝑚𝑚H2
4
=
𝑚𝑚O2
32
=
𝑚𝑚H2O
36
En la obtención del agua (H2O) a partir de sus elementos
(síntesis de Lavoisier) se usaron 64 Kg de oxígeno (O2).
¿Cuántos gramos de agua se formarán?
Masa molar (g/mol): H2=2; O2=32; H2O= 18
𝑚𝑚H2
𝟏𝟏
=
𝑚𝑚O2
𝟖𝟖
=
𝑚𝑚H2O
𝟗𝟗⇒
𝟐𝟐𝐇𝐇 )𝟐𝟐(𝐠𝐠 + 𝟏𝟏𝐊𝐊 )𝟐𝟐(𝐠𝐠 → 𝟐𝟐𝐇𝐇𝟐𝟐𝐊𝐊 𝐠𝐠
�𝐌𝐌 = 𝟐𝟐
𝐠𝐠
𝐦𝐦𝐦𝐦𝐊𝐊
�𝐌𝐌 = 𝟑𝟑𝟐𝟐
𝐠𝐠
𝐦𝐦𝐦𝐦𝐊𝐊
�𝐌𝐌 = 𝟏𝟏𝟖𝟖
𝐠𝐠
𝐦𝐦𝐦𝐦𝐊𝐊
2 mol 1 mol 2 mol
4 g 32 g 36 g
12 g 96 g 108 g
Relación
en moles
Relación 
en masa
EJERCICIO
𝑛𝑛H2
𝟐𝟐
=
𝑛𝑛O2
𝟏𝟏
=
𝑛𝑛H2O
𝟐𝟐
RELACIÓN DE MOLES
RELACIÓN DE MASAS
3.2) LEY VOLUMÉTRICA
Joseph Gay Lussac 
1778 - 1850
Ley de relaciones sencillas (Gay Lussac)
Cuando dos o mas sustancias gaseosas, se combinan a las mismas condiciones de presión y
temperatura, sus volúmenes están en la misma proporción de sus coeficientes
estequiométricos.
De la ecuación universal de los gases:
P V = R T n
1C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)
Relación 
de moles
Relación de 
volúmenes
1 mol 5 mol 3 mol 4 mol
1 V 5 V 3 V 4 V
6 L 30 L 18 L 24 L
Tenemos: VC3H8
𝟏𝟏
=
VO2
𝟓𝟓
=
VCO2
𝟑𝟑
=
VH2O
𝟒𝟒
V = 
RT
P
n V = k n
V n Relación
directa
VIII. BIBLIOGRAFÍA
 Química Esencial Lumbreras editores
Artemio Chávez Salas y Jaime Huby Vela.
 Brown T. L., H. Eugene L., Bursten B.E., Murphy C.J., Woodward
P.M. (2014). Química, la ciencia central. México. Pearson
Educación.
 Plana de Química. Química: análisis de principios y aplicaciones.
Tomo II, (2004), 3.a edición. Lima: Lumbreras Editores
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