1. 1
DISOLUCIONES Y
ESTEQUIOMETRÍA
DISOLUCIONES Y
ESTEQUIOMETRÍA
QUÍMICA Lic. CARLOS ALBERTO CUEVAS BARAJAS
QUÍMICA Lic. CARLOS ALBERTO CUEVAS BARAJAS

2. 2
• Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes
• Elemento: sustancia formada por átomos iguales
Oxígeno
Hidrógeno
PILA
Al hacer pasar una
corriente eléctrica a
través del agua, ésta
se descompone en
dos gases: hidrógeno
y oxígeno. El agua ha
perdido su identidad
(cambio químico)
Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio
de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...
Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni
siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ...

3. 3
• Mezcla
• Mezcla heterogénea
• Mezcla homogénea
Consta de dos o más sustancias físicamente unidas
Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un
microscopio óptico
Tienen una composición no uniforme
Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio
Ejemplos: el granito, la sangre, ...
Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un
microscopio óptico
La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria

4. 4
DISOLUCION
ES
DISOLUCION
ES
• Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias
cuya composición es variable
• Se llama disolvente o medio dispersante al componente que no cambia de estado al
formarse la disolución.
Si tras la disolución todos los componentes mantienen su estado físico, el disolvente
es el que se encuentra en mayor proporción
•
• El resto de componentes se llaman solutos o sustancias dispersas
• Las disoluciones más comunes son las acuosas (su disolvente es el agua)
TIPOS COMUNES DE DISOLUCIONES
Estado de la
disolución
Disolvente Soluto Ejemplo
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Gas
Gas
Líquido
Sólido
Sólido
Aire
Cava
Vinagre
Agua de mar
Latón

5. 5
SOLUBILIDA
D
SOLUBILIDA
D
Una disolución se dice que está saturada cuando, a una determinada temperatura,
contiene la máxima cantidad posible de soluto
•
A B C
Si añadimos un poco de sal en agua y agitamos, obtenemos una disolución (A)•
Las dos sustancias forman una mezcla homogénea (B)•
Si añadimos más sal, llega un momento que no se disuelve, y precipita al fondo (C)•
• La solubilidad de una sustancia indica la máxima cantidad de dicha sustancia
que es posible disolver en una cantidad de disolvente dada, a una temperatura
concreta

6. 6
El proceso por el cual las moléculas del disolvente rodean a las moleculas del soluto y
se mezclan con ellas se llama solvatación. Cuando el disolvente es agua se llama
hidratación
Las disoluciones pueden ser:
.Diluidas: Si la cantidad de soluto es pequeña en comparación con la cantidad que se
puede disolver.
.Concentradas: Si la cantidad de soluto se acerca a la cantidad total que se puede
disolver.
.Saturadas :si se disuelve la cantidad máxima de soluto que en esas condiciones se
puede disolver en ese disolvente
Existen varios factores que afectan a la solubilidad:
-El tipo de soluto y disolvente.
-El estado físico del soluto y del disolvente: los gases son siempre solubles entre sí
mientras que los sólidos entre si se mezclan con dificultad y se disuelven mejor finamente
divididos y pulverizados.
-La temperatura, corrientemente la solubilidad aumenta con la temperatura ya que
aumenta la movilidad de los iones o las moléculas que forman tanto al soluto como al
disolvente y favorecen la mezcla (como forma de agitación), aunque hay excepciones

7. 7
LEYES PONDERALESLEYES PONDERALES
Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total
• El fiel de la balanza, permanece en el mismo lugar, antes y después de la reacción
• Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce
ningún cambio detectable en la masa
"En toda reacción química la
suma de las masas de las
sustancias reaccionantes es
igual a la suma de las masas
de los productos resultandes
de la reacción."
• LAVOISIER: Ley de conservación de la
masa
La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la
necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS para que realmente
reflejen lo que ocurre en la reacción.
La ecuación química ha de estar ajustada, es decir, tener el mismo número
de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

8. 8
• Ley de las
proporciones definidas
• Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos
en la misma proporción
10,0 g Cu
10,0 g Cu
20,0 g Cu
5,06 g S
7,06 g S
• En 1799 J. L. Proust probó que cuando varios elementos se combinan entre sí para
formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relación de masa
definida
+
+
+
15,06 g CuS
2,00 g S
15,06 g CuS
10,0 g Cu5,06 g S 15,06 g CuS
"Cuando varios elementos se unen para formar una
sustancia determinada lo hacen siempre en una relación
ponderal constante, independientemente del proceso
seguido para su formación".

9. 9
LA TEORÍA ATÓMICA DE
DALTON
• Para explicar las leyes ponderales, J Dalton, en 1803, hizo una serie de suposiciones
que se conocen como la teoría atómica de Dalton
1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e
indivisibles llamadas átomos
2 Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y
demás propiedades
3 Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus
masas son diferentes
4 Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos
5 Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos químicos se
combinan entre sí, en una relación de números sencilla, formando entidades
definidas (hoy llamadas moléculas)
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES . Dalton
"Cuando se combinan dos elementos y de su unión pueden resultar
varios compuestos distintos, se cumple que una cantidad constante de
uno de ellos se une con cantidades variables del otro que forman entre
sí una relación de números sencillos".

10. 10
EXPLICACIÓN DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES
DEFINIDAS SEGÚN DALTON
( c )( b )( a )
Átomos del
elemento 1
Mezcla de los
elementos 1 y 2
Compuesto de los
elementos 1 y 2
• Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se
encuentran en los compuestos ( c )
• Dado que una muestra de un compuesto está formada por un conjunto de moléculas
iguales, la proporción en masa de sus elementos en la muestra, es la misma que una
molécula individual cualquiera del compuesto, es decir, fija
Atomos del
elemento 2

11. 11
HIPÓTESIS DE
AVOGADRO.
HIPÓTESIS DE
AVOGADRO.
• El italiano Amadeo Avogadro, consideró que las partículas de algunos elementos
gaseosos estaban formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de átomos las
llamó moléculas
• En 1811 interpretó los resultados experimentales de Gay-Lussac, y enunció la
llamada “hipótesis de Avogadro”:
• Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de
presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas
2 volúmenes de H2O gaseosa
O
H H
2 volúmenes de H2
HH HH
1 volumen de O2
+
O O+

12. 12
MOLÉCULAS DIATÓMICAS
Cl2
F2
Br2
I2
N2 O2
H2
Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente

13. 13
MASAS ATÓMICASMASAS ATÓMICAS
• Se toma como referencia, la masa de un átomo de carbono, a la que se asigna el valor
de 12 u (unidades de masa atómica).
Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u
Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en
unidades de masa atómica (u)
•
La masa molecular de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en
unidades de masa atómica (u). Corresponde a la suma de la masa de sus átomos.
•
Masa atómica es la doceava parte de la masa del carbono doce
Al 2(CO3) 3 Al=27umasC=12 umasO=16 umas luego M =27x2+(12+(16x3))x3=100 umas
HCl : H=1 uma Cl=35,5 umas luego M=1+35,5=36,5 umas
H2SO4 : H=1 uma S=32 umas O=16 umas luego M=(1x2) +32 +(16x4)=98 umas

14. 14
FÓRMULA EMPÍRICA Y
MOLECULAR
FÓRMULA EMPÍRICA Y
MOLECULAR
Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas
O
H H
H2O
O
OH
H
H2O2
O OC
CO2
O O
O2
O
O
O
O3
C OCO
Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la
molécula de una sustancia
•
Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo
presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son
siempre los números enteros más bajos posibles
•
A veces ambas fórmulas coinciden•

15. 15
TIPOS DE FÓRMULAS: -FÓRMULA EMPÍRICA solo indica el tipo de elementos que
forman la molécula con su símbolo y la proporción en que se encuentran pero no
su número exacto.
-FÓRMULA MOLECULAR indica el tipo de elementos que forman
la molécula con su símbolo y su número exacto.
-FÓRMULA ESTRUCTURAL indica el tipo de elementos que
forman la molécula con su símbolo , su número exacto y los enlaces que hay .
Por ejemplo para el etano su fórmula estructural resumida es CH3-CH3 , su fórmula
molecular es C2H6 y su fórmula empírica es (CH3)n
En una molécula, formada por distintos átomos no todos contribuyen igual a la masa total
de la molécula, por ejemplo en el ácido clorhídrico( HCl) el átomo de cloro (35,5 umas)
contribuye más a la masa molecular (36,5 umas) que el hidrógeno (1 uma).
Estas contribuciones se pueden expresar en forma de % y es lo que se llama
COMPOSICIÓN CENTESIMAL de una molécula.
100
M
nMe
=E% .
. Me=masa del elemento
n=subíndice del elemento en la
fórmula
M=masa molecular o peso fórmula.
En el HCl queda: 74,2100
5,36
1
==H 26,97100
5,36
5,35
==Cl

16. 16
APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS
FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR
APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS
FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR
El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N
y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula
empírica y su fórmula molecular.
DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u
a) Cálculo de la fórmula empírica
b) Cálculo de la fórmula molecular
La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO2)n
n .
(14 + 2 .
16) = 92 ⇒ n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4
Elemento
Masa
relativa del
elemento
Masa
atómica
(M)
Nº relativo de átomos
(se divide la masa por m)
Relación más sencilla
(se divide por el menor)
Fórmula
empírica
Nitrógeno 30,435 14
30,435
14
= 2,174
2,174
2,174
= 1
Oxígeno 69,565 16
69,565
16
= 4,348
4,348
2,174
= 2
NO2
Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3

17. 17
CONCEPTO DE MOLCONCEPTO DE MOL
Un mol de una sustancia es la cantidad de esa
sustancia que contiene 6,02 .
1023
de sus partículas
representativas
•
• La masa de un mol será proporcional a la masa de
sus partículas representativas
• La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su
masa atómica o molecular, respectivamente. Si M es la masa atómica (o molecular)
del elemento (o compuesto) A :
1 mol de A = M gramos de A
Nº de moles =
molecularMasa
)mos(gram
1 mol
de carbono
1 mol
de cobre
12 gNA átomos
de C
En un mol de distintas muestras hay el mismo
número de partículas (NA)
Los átomos de Cu son más pesados que los de C

18. 18
UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa
de un compuesto que contiene 6,023 . 1023
moléculas
de dicho compuesto y que expresada en gramos coincide
con la masa molecular de dicho compuesto
UN MOL DE ÁTOMOS: es la cantidad de masa de un elemento
que contiene 6,023 . 1023
átomosde dicho elemento y que expresada
en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento

19. 19
RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y
MOL
RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y
MOL
Molécula de ...
un elemento
un compuesto.
•
1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6,02 .
1023
átomos de Cu•
En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu•
En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay . . .
2 .
6,02 .
1023
átomos de aluminio
3 .
6,02 .
1023
átomos de azufre
12 .
6,02 .
1023
átomos de oxígeno
•
En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia•
2 átomos de aluminio
3 átomos de azufre
12 átomos de oxígeno
Por ejemplo: Al2(SO4)3 ⇒
diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2
monoatómico: las del resto de elementos
(cada molécula tiene 2 átomos)
(cada molécula tiene 1 átomo)

20. 20
Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina
o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno
Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H2 2 FeH3
1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe
2 · 55,85 g de Fe
6 g de H
=
1 eq de Fe
1 eq de H
EQUIVALENTE
Masa atómica
valencia
Para un elemento en general, se cumple que 1 eq =
*Para un ácido la valencia es el número de hidrógenos ácidos que
posee.
*Para una base la valencia es el número de OH que posee.
*Para un sal la valencia es el resultado de multiplicar la carga de
los iones que la forman.
*En reacciones rédox, la valencia es el número de electrones que
gana o pierde esa sustancia o ese elemento.

21. 21
En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un
equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos
Si el HClO3 actúa como ácido: HClO3 ClO3
-
+ H+
1 eq = Pm/1
Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl+5
+ 6 e-
Cl-
1 eq = Pm/6
2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O
Equivalente=moles x valencia
2.1 1.2 1.2 2.1
2 eq de
NaOH
2eq de
H2SO4
2eq de
Na2SO4
2 eq de
H2O
El agua es a la vez
ácido y base:
H2O =H+
+OH-
VALENCIA 1.1=1
El agua es a la vez
ácido y base:
H2O =H+
+OH-
VALENCIA 1.1=1
¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente!

22. 22
GASES PERFECTOS. LEY DE
BOYLE
12
8
4
2
6
10
4 8 122 6 10
Las moléculas de un gas se mueven libremente por todo el volumen del recipiente,
chocando con sus paredes. Al reducir el volumen, el número de choques aumenta,
y por tanto aumenta su presión
•
• Para una masa de gas dada a una temperatura fija, el volumen varía inversamente
proporcional a la presión
Cuando se dobla la fuerza ejercida sobre el
gas, el volumen se reduce a la mitad y se
dobla la presión que ejerce el gas. De este
modo el producto P.V permanece constante
P (atm)
V ()
1 atm
2 atm
1 litro 0,5 litros

23. 23
GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-
LUSSAC
GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-
LUSSAC
Cuando se calienta un gas, aumenta la velocidad de sus moléculas•
Los impactos contra las paredes del recipiente son más violentos, lo que se traduce
en un aumento de presión
•
• La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura, en grados
Kelvin, si el volumen se mantiene constante
A volumen constante ( V1 = V2 )
se cumple que:
constante
T
p
T
p
T
p
2
2
1
1
=⇒=
300ºK 600ºK
•
1 atm •
2 atm

24. 24
LEY DE LOS GASES IDEALES O
PERFECTOS
LEY DE LOS GASES IDEALES O
PERFECTOS
siendo n el número de moles
Los gases ideales o perfectos verifican una ecuación más general que engloba las
leyes de Boyle y de Gay-Lussac. Es la llamada ley de los gases ideales:
•
tetancons
T.n
V.p
=
Esta constante es la llamada constante de los gases ideales, y se representa por R
Su valor es :
•
molK
atm
082,0R 0
= 
p .
V = n .
R .
T
La ley de los gases ideales puede escribirse así:•
P es la presión del gas en atm
V es el volumen del gas en litros
T es la temperatura del gas en K
n es el número de moles del gas

25. 25
MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN
DISOLUCIONES
MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN
DISOLUCIONES
Se utiliza el término concentración para describir la cantidad de soluto disuelto en
una cantidad de disolución dada
•
• Se puede expresar cuantitativamente indicando el porcentaje en masa del soluto, es
decir, los gramos de soluto contenidos en 100 g de disolución.
• Se suele expresar la concentración en función del número de moles contenidos en un
litro de disolución. Es la llamada molaridad y se representa por M
Molaridad =
Número de moles de soluto
Volumen en litros de disolución
• Preparación de una disolución 0,5 M de un soluto en agua
1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1  que contenga agua hasta la mitad
2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva
3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1 
• Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)

26. 26
Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución.
Indica los gramos de
soluto en 100 gramos de
disolución
Porcentaje
en masa
% masa =
g soluto
g disolución
x 100
Molaridad
Indica los moles de
soluto en 1 litro de
disolución
M =
moles de soluto
litros de disolución
Normalidad
Indica el nº de eq de
soluto en 1 litro de
disolución
N =
eq de soluto
litros de disolución
NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA

27. 27
LA ECUACIÓN
QUÍMICA
LA ECUACIÓN
QUÍMICA
R E A C T I V O S P R O D U C T O S
(s): si se trata de un sólido
(g): si es un gas
(l): si es un líquido
(aq): para una sustancia
disuelta en agua
En una reacción química, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda y
separadas por una flecha de las fórmulas de los productos, que se escriben a la
derecha
•
La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias
participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que
destacamos:
•

28. 28
Símbolos utilizados en las ecuaciones
químicas
+ Se usa para separar dos reactivos o dos productos
⇒ ó → Se usan para separar los reactivos de los productos
= Símbolo alternativo a ⇒ ó →
→
← Se usa en lugar de ⇒ en reacciones reversibles
( s )
Colocado detrás de la fórmula de un reactivo o producto indica que se
encuentra en estado sólido
↓ Símbolo alternativo a (s). Sólo se usa para un producto sólido precipitado
( l ) Designa un reactivo o producto en estado líquido. Se coloca detrás de la
fórmula
Indica que la sustancia se encuentra disuelta en agua
( g )
Designa un reactivo o producto en estado gaseoso. Se coloca detrás de la
fórmula
↑ Símbolo alternativo a (g). Se usa sólo para un producto gaseoso
∆ Indica que en el transcurso de la reacción se desprende calor
Pt
→
Una fórmula escrita encima o debajo de la flecha indica su uso como
catalizador (sustancia que, aunque no se gasta, aumenta la velocidad de
reacción)
S í m b o l o S i g n i f i c a d o
( aq )

29. 29
REACTIVOS PRODUCTOS
AJUSTE DE UNA ECUACIÓN
QUÍMICA
AJUSTE DE UNA ECUACIÓN
QUÍMICA
2 Na (s) + 2 H2O ( l ) ⇒ 2 NaOH (aq) + H2 (g)Ejemplo:
Na
Na
+
O
HH
O
HH
• 2 átomos de sodio
• 2 átomos de oxígeno
• 4 átomos de hidrógeno
Na
Na
+
+
O
H
−
O
H
− + HH
• 2 átomos de sodio
• 2 átomos de oxígeno
• 4 átomos de hidrógeno
Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada,
es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada
elemento
•

30. 30
• Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción
intervienen los reactivos y los productos
Por ejemplo: 2 CO (g) + O2 (g) ⇒ 2 CO2 (g)
+
C
C
O
O
O O
C OO
C OO
Cuando el CO reacciona con el O2 para formar CO2, siempre lo hace en esta relación
de moléculas 2 : 1: 2
• La ecuación 2 CO ( g ) + O2 ( g ) ⇒ 2 CO2 ( g ), significa que:
2 moléculas CO + 1 molécula O2 ⇒ 2 moléculas CO2
2 .
6,02 .
1023
CO + 1 .
6,02 .
1023
O2 ⇒ 2 .
6,02 .
1023
CO2
2 moles CO + 1 mol O2 ⇒ 2 moles CO2
20 moléculas CO + 10 moléculas O2 ⇒ 20 moléculas CO2

31. 31
Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción
en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS
• Dado que la masa de un mol de cualquier sustancia es un número de gramos igual
a su masa molecular, la relación
2 moles CO + 1 mol O2 ⇒ 2 moles CO2 se traduce en:
2 .
28 g CO + 1 .
32 g O2 ⇒ 2 .
44 g CO2
• Es decir, la proporción en masa es:
56 g CO + 32 g O2 ⇒ 88 g CO2
La masa de las sustancias que reaccionan, es igual a la masa de los
productos formados, de acuerdo con la ley de conservación de la masa

32. 32
REACCIONES Y ECUACIONES
QUÍMICAS:
REACTIVOS (transformación)
formación de
nuevos
enlaces
reagrupamiento
ruptura de
enlaces
N2 + 3H2 2NH3
REACTIVOS PRODUCTOS
Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en
los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los
coeficientes estequiométricos
PRODUCTOS
Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen
lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma:
En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y
el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción
química debe estar AJUSTADA

33. 33
Si intervienen iones, deben ajustarse de
forma que la carga neta sea la misma en
los dos miembros
Cu + 2Ag+
Cu2+
+ 2Ag
permite conocer las sustancias que intervienen en el
proceso químico y la proporción en la que lo hacen
ECUACIÓN
QUÍMICA
COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOSFÓRMULAS
indican cuáles han sido los
reactivos y qué productos se
han formado
señalan la proporción en
que las sustancias han
participado
C3H8
+ O2 CO2
H2O35 4+

34. 34
INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS.
INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS.
Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada
elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la
reacción.
+
2 moléculas de
hidrógeno
1 molécula de oxígeno 2 moléculas de
agua
2H2 + O2 2H2O
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y
productos

35. 35
INTERPRETACIÓN
MACROSCÓPICA
(relación en moles)
Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de
cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción.
2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
informan de la proporción entre moles de reactivos y productos
2CO + O2 2CO2
20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2
2 · 6,02 · 1023
moléculas de CO
6,02 · 1023
moléculas de
O2
2 · 6,02 · 1023
moléculas de CO2
2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2

36. 36
1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos
INTERPRETACIÓN
MACROSCÓPICA
(relación en masas)
A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la
reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y
de los productos
N2 + 3H2 2NH3
Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan
las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u
28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3

37. 37
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.
VOLUMEN
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS.
VOLUMEN
• Según Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones, el
mismo volumen. La ecuación para calcularlo es:
P V = n R T (ecuación de los gases perfectos)P V = n R T (ecuación de los gases perfectos)
• En condiciones normales P = 1 atmósfera, T = 273 °K un mol de cualquier gas
ocupa 22,4 litros
CO +CO O2
CO2 CO2
2 x 22,4 l CO 22,4 l CO2 2 x 22,4 l CO2

38. 38
+
Si en la reacción intervienen gases en c.n. de presión y temperatura, 1
mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que
intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y
productos
2H2
+ O2 2H2O
INTERPRETACIÓN
MACROSCÓPICA (relación
en volúmenes)
1 mol de O2 2 moles de H2O2 moles de H2
22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O2 · 22,4 litros de H2

39. 39
Un mol de cualquier gas en CONDICIONES NORMALES (P= 1 atm= 760
mmHg =101300 Pa y T=0ºC=273ºK) ocupa siempre un volumen de 22,4
l.Un mol de cualquier sustancia gaseosa medido en las mismas
condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen. A este
volumen se le denomina VOLUMEN MOLAR.
GAS PERFECTO : es aquel gas en el que no existe interacción entre las partículas que
lo forman.
Esto ocurre sobretodo a altas temperaturas, bajas presiones y grandes volúmenes donde las
partículas que forman el gas están muy separadas unas de otras y en estas condiciones la
ecuación P.V=n.R.T da resultados exactos, en otras condiciones da resultados bastante
aproximados pero no totalmente exactos
LEY DE LOS VOLÚMENES DE REACCIÓN. Gay-Lussac
Cuando una sustancia es gaseosa, resulta mucho más sencillo medir su volumen que su
masa, es por esto, que se intentó encontrar una relación entre los volúmenes de las
sustancias que intervienen en una reacción química cuándo estas son gaseosas.
Gay - Lussac formuló la siguiente ley:
"La relación que existe entre los volúmenes, medidos en las
mismas condiciones de presión y temperatura, de los gases
que se forman o consumen en una reacción química es una
relación de números enteros sencillos".

40. 40
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .
Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el
resto de las masas que intervienen en la reacción
Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de
potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de
clorato?
KClO3 +KCl 3/2 O2
1 mol de KCl 3/2 mol de O21 mol de KClO3
74,45 g de KCl 48 g de O2122,45 g de KClO3
X g de O21000 g de KClO3
122,45 g de KClO3
48 g O2
= X = = 587,45 g de O2
1000 g de KClO3
X g O2
1000 · 72
122,45
CÁLCULOS CON MASAS

41. 41
2 HCl + Zn ZnCl2 + H2
Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las
cantidades existentes de sustancia pura
Ejemplo: Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de
impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa
atómica del Zn = 65,38
X = 21,1 g de Zn
100 g de muestra
(100 – 7,25) g de Zn
=
22,75 g
X
REACTIVOS CON
IMPUREZAS
Y = 0,645 g de H2
65,38 g de Zn
2 g de H2
=
21,1 g de Zn
Y
Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2

42. 42
REACTIVO
LIMITANTE
REACTIVO
LIMITANTE
En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los
reactivos en exceso no se agotan completamente
2 moles de CO 2 moles de O2
0 moles de O2
Antes de la reacción
0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de O2
Después de la reacción

43. 43
CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.
Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a
partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas
reactivo limitante
se consume
completamente
reactivo en exceso
queda parte sin
reaccionar
El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra
sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte
sin reaccionar
Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS
¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente?
Fe + S FeS
1 mol de S 1 mol de FeS1 mol de Fe
32 g de S 88 g de FeS56 g de Fe
X g de S7 g de Fe
7 (g de Fe)
56 (g/mol)
=
X (g de S)
32 (g/mol)
32 · 7
56
X = = 4 g de S
reactivo limitante:
reactivo en exceso:
Fe
S

44. 44
CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.
En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos
disueltos
Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se
necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3
de Na2S 0,1 M. (Masas
moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u)
2AgNO3 + Na2S Ag2SLa reacción ajustada es: + 2NaNO3
0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S
1 (mol Na2S)
2 (mol AgNO3)
= x = 0,02 moles de AgNO3
1 (mol Na2S)
x
La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de
AgNO3 es:
=
0,1 (mol)
1 (L)
0,02 (mol)
y
y = 0,2 L = 200 cm3
En 100 cm3
de disolución 0,1 M de Na2S hay:
Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3:

45. 45
RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades
previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas,
impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc.
rendimiento =
masa obtenida
masa teórica
x 100
hay que calcular el RENDIMIENTO
de las reacciones químicas
El rendimiento de las reacciones es
un factor fundamental en la industria
química

46. 46
TIPOS DE REACCIONES
QUÍMICAS.
TIPOS DE REACCIONES
QUÍMICAS.
1)Reacción de síntesis: cuando dos sustancias se unen para dar una: A+B → C
Por ejemplo: 2Fe +O2 → 2FeO CaO+H2O → Ca(OH)2 CaO+CO2 → CaCO3
2H2+O2 → 2H2O
2)Reacción de descomposición: justo al contrario que la anterior, una sustancia se
descompone en varias A → B+C
Por ejemplo H2CO3 → CO2+H2O el ácido carbónico es muy inestable y tiende a
descomponerse espontáneamente
K ClO3 → K Cl+O2
3)Reacción de sustitución:Un átomo de un compuesto sustituye a un átomo de otro.
AB + X → XB + A
Dentro de este tipo hay algunas típicas como:
- 2HCl +Zn → Zn Cl2 + H2
-CuSO4+Zn → ZnSO4+Cu
- Cl2+ NaBr → NaCl +Br2
4)Doble descomposición o doble sustitución: es AB+ XY → AY + XB
AgNO3+NaCl → NaNO3+AgCl
-Un caso típico y muy importante son las REACCIONES ÁCIDO-BASE: ácido+base=sal+agua
H Cl +NaOH→ NaCl +H2O

47. 47
Un ejemplo muy importante de reacciones redox son las reacciones de
combustión
• En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia,
desprendiéndose gran cantidad de energía, a menudo en forma de luz y calor
CH4 + 2 O2 ⇒ CO2 + 2 H2O
El mechero se
enciende cuando el
gas que contiene
reacciona con el
oxígeno del aire
5)Reacción de oxidación-reducción: Un átomo de alguna de las sustancias que reaccionan cede
electrones a un átomo de otra de las sustancias que reaccionan.
*Se dice que una sustancia se oxida si pierde electrones.
*El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox cede electrones (se oxida) es el
agente reductor ya que proboca la reducción de otra sustancia que toma esos electrones.
*Se dice que una sustancia se reduce si gana electrones.
*El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox gana electrones (se reduce) es el
agente oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide al quitarle electrones.
La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido
de carbono y agua
La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido
de carbono y agua
2KMnO4 +16 H Cl → 2 MnCl2 +5 Cl2 +8H2O +2KCl

48. 48
REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y
EXOTÉRMICAS
REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y
EXOTÉRMICAS
Una reacción es exotérmica si en el transcurso de la misma se libera energía
Una reacción es endotérmica si en el transcurso de la misma se absorbe energía
CH4 + 2 O2
∆E < 0
CO4 + 2 H2O
Transcurso de la reacción
Energía,U
2 O3
∆E > 0
3 O2
Transcurso de la reacción
Energía,U
Reacción
exotérmica
Caliente
Reacción
endotérmica
Frío

49. 49
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O3 O2 (g) 2 O3 (g)
Para romper un enlace, hay que aportar una cantidad de energía llamada energía de
enlace
•
• Cuanto más fuerte es el enlace, mayor es su energía de enlace
Dependiendo de la fuerza de los enlaces que se rompen y de los enlaces que se
forman, las reacciones serán endotérmicas o exotérmicas
•
•
•
Una reacción es endotérmica si la energía aportada para romper enlaces es mayor
que la energía liberada al formarse nuevos enlaces
Una reacción es exotérmica si la energía aportada para romper enlaces es menor que
la energía liberada al formarse nuevos enlaces
Reactivos
Enlaces rotos
Productos
Transcurso de la reacción
Energía
E1
E2
Energía neta
absorbida
Productos
Enlaces rotos
Energía neta
desprendida
C
O
Reactivos
Transcurso de la reacción
Energía
H
E1
E2