1. Estequiometria
Profesor Ramón I. Olivares A.

2. Reacciones Químicas

3. Tipos de Reacciones Químicas
Reacciones de
Síntesis
Reacciones de
descomposición
Reacciones de
sustitución
Reacciones de doble
sustitución

4. Reacciones de Síntesis
X + Y ↔ XY
Las reacciones de síntesis
son aquellas que implican la
combinación directa de dos
o mas reactantes

5. Reacciones de descomposición
AB ↔ A + B
Las reacciones de
descomposición son
aquellas en que un reactante
se transforma en dos o mas
productos

6. Reacciones de sustitución
E + FG ↔ F + EG
Una reacción de sustitución es aquella donde un átomo o grupo en un compuesto
químico es sustituido por otro átomo o grupo

7. Reacciones de sustitución doble o
metátesis
PQ + RS ↔ PS + RQ
son reacciones en que los
iones positivos de una
molécula se intercambian
entre si

8. Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s) + Q

9. Al(s) + HCl(ac) → AlCl3(s) + H2(g)

10. Leyes Ponderales: LEY DE
CONSERVACION DE LA MASA
“La suma de las masas de los reactantes en un cambio químico es
igual a la suma de la masa de los productos”

11. Igualación de ecuaciones
Tanteo Algebraico
CH4 + O2 ↔ CO2 + H2O

12. Ley de PROUST o de las proporciones
definidas
“cuando se combinan dos o más elementos para dar un
determinado compuesto, siempre lo hacen en una
relación constante de masas”

15. Clasificación de la Materia

16. ∗ Sustancias Puras
∗ Tienen una composición constante y propiedades físicas y
químicas únicas.
∗ Elemento
∗ Sustancia pura compuesta por moléculas del mismo átomo
∗ Compuesto
∗ Sustancia pura compuesta por moléculas de distintos átomos
∗ Mezclas
∗ Combinación de dos o más sustancias puras
∗ Sus propiedades pueden variar de acuerdo a la cantidad de
cada sustancia.
∗ Homogéneas: composición uniforme
∗ Heterogéneas: composición no uniforme
Clasificación de la Materia

17. ∗ La fórmula de un compuesto está hecha de los
símbolos de cada elemento en ese compuesto.
Cada símbolo representa un átomo del elemento.
Si más de un átomo está representado, se utiliza
un subscrito después del símbolo.
FORMULAS DE COMPUESTOS

18. ∗ Monóxido de Carbono,
CO
∗ 1 átomo de C
∗ 1 átomo de O
∗ Agua, H2O
∗ 2 átomos de H
∗ 1 átomo de O
∗ Amonia, NH3
∗ 1 átomo de N
∗ 3 átomos de H
EJEMPLOS DE COMPUESTOS

19. ∗ Concepto de MOL aplicado a elementos
∗ El número de átomos en 1 mol de cualquier
elemento se llama el número de Avogadro y es
igual a 6.022x1023
.
∗ 1 mol de cualquier elemento es una muestra del
elemento con una masa en gramos igual a la
masa atómica de ese elemento.
∗ Ejemplos
∗ 1 mol Na = 22.99 g Na = 6.022x1023
átomos Na
∗ 1 mol Ca = 40.08 g Ca = 6.022x1023
átomos Ca
∗ 1 mol S = 32.07 g S = 6.022x1023
átomos S
CONCEPTO DE MOL

20. ∗ Concepto de MOL aplicado a compuestos
∗ El número de moléculas en 1 mol de cualquier
compuesto se llama el número de Avogadro y es
igual a 6.022x1023
.
∗ 1 mol de cualquier compuesto es una muestra
del compuesto con una masa en gramos igual a
la masa molecular de ese compuesto.
∗ Ejemplos
∗ 1 mol H2O = 18.02 g H2O = 6.022x1023
moléculas H2O
∗ 1 mol CO2 = 44.01 g CO2 = 6.022x1023
moléculas CO2
∗ 1 mol NH3 = 17.03 g NH3 = 6.022x1023
moléculas NH3
CONCEPTO DE MOL

21. ∗ El MOL y Cálculos Químicos
∗ El concepto de mol se puede utilizar para obtener factores
de conversión útiles en cálculos químicos que envuelvan
elementos y compuestos.
CONCEPTO DE MOL
One mole quantities of six
metals; top row (left to
right): Cu beads (63.5 g),
Al foil (27.0 g), and Pb shot
(207.2 g); bottom row (left
to right): S powder (32.1 g),
Cr chunks (52.0 g), and Mg
shavings (24.4 g).
One mole quantities of four
compounds: H2O (18.0 g);
small beaker NaCl (58.4 g);
large beaker aspirin,
C9H8O4, (180.2 g); green
(NiCl2 · 6H2O) (237.7 g).

22. Cálculos asociados
Mol
Masa (g)
Volumen (L)
Moléculas
Átomos
Relación mol -masa
Relación mol -volumen
Relación mol -particula