Este documento trata sobre conceptos fundamentales de la química como el mol, la estequiometría y las reacciones químicas. Explica que el mol es la unidad de cantidad de sustancia y se define como la cantidad que contiene el número de Avogadro de entidades elementales. También describe cómo la estequiometría permite realizar cálculos cuantitativos en las reacciones mediante el uso de moles y cómo ajustar las ecuaciones químicas para que cumplan las leyes de conservación.

1. Reacción
Química III
Profesor Juan Sanmartín
Física y Química
• Concepto de mol
• Estequiometría
Reacción de la molécula
Santiaguina (alcaloide)

2. El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de
sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema
Internacional de Unidades.
Se define como un mol a la cantidad de esa sustancia (átomos , moléculas
etc…) que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en
doce gramos de carbono 12 (isótopo del carbono). La definición se basa
directamente en el número de Avogadro.
El número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones,
radicales u otras partículas o grupos específicos de estas) existentes en un
mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del
material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada
número de Avogadro (NA).
Reacción Química
Concepto de Mol
Fuente .- wikipedia
23
A 10×291416,022=)(NAvogadrodeNúmero

3. Es decir, un mol de partículas corresponde a la cantidad indicada por el
Número de Avogadro…
Reacción Química
Fuente .- wikipedia
selementaleparticulas10×291416,022=mol1 23
Aproximaremos a…
selementaleparticulas10×6,022=mol1 23
Ejemplo
hierrodeátomos10×6,022=Fedemol1 23
42
23
42 SOHdemoléculas10×6,022=sulfúrico)(ácidoSOHdemol1
Repetimos, la cantidad de partículas en un mol es fija independiente de la
naturaleza, masa o tamaño de las mismas igual que una docena es una
cantidad fija de objetos o cosas.

4. Para obtener la masa que corresponde a un mol de un determinado
elemento se ha de recurrir a la tabla periódica…
Reacción Química
La masa atómica de un elemento nos
indica la cantidad de materia para
6,022x1023 átomos de ese elemento

5. La masa atómica de un elemento relativa es la masa
media correspondiente a la cantidad de Avogadro de los
isótopos de ese elemento teniendo en cuenta el % de
existencia de cada isótopo.
La masa atómica viene expresada en gramos/mol
Reacción Química
Au
196,9779
Oro
g.197,97orodeátomos10×6,022=Audemol1 23

En el caso de una molécula se tienen que tener en cuanta las
masas de cada uno de los elementos que la componen y la
cantidad de los mismos presentes en la molécula. Será la
masa molecular o peso molecular.
La molécula de ácido sulfúrico(H2 SO4) contiene 2 átomos de hidrógeno (H),
uno de azufre (S)y cuatro de oxígeno (O). Su masa molecular o peso
molecular será…
mol
g98,0916,00432,071,012
(O)4M(S)M(H)M2Mm atómicaatómicaatómica)SO(H 42



6. Reacción Química
El concepto del mol es de vital importancia en la química, pues, entre otras
cosas, permite realizar los estequiométricos indicando la proporción existente
entre reactivos y productos en las reacciones químicas. Es decir, nos
permite realizar los cálculos dentro de una reacción química cumpliendo las
leyes ponderales.
322 O2Al3O4Al 
En la formación del óxido de aluminio, cuatro átomos de aluminio reaccionan
con 3 moléculas de oxígeno para dar dos moléculas de óxido de aluminio.
Aluminio(Al)+ Oxígeno(O2)
Óxido de Aluminio (Al2O3)

7. Reacción Química
322 O2Al3O4Al 
Debido a que los átomos y moléculas son extraordinariamente pequeñas, los
científicos han tenido que extrapolar a cantidades manejables. Multiplicando
el número de átomos y moléculas por el Número de Avogadro se obtienen los
moles que reaccionan y se producen en la reacción, así en…
322 O2Al3O4Al 
4 moles de átomos de Aluminio reaccionan con 3 moles de moléculas de
oxígeno y se obtienen 2 moles de moléculas de óxido de aluminio.
Como veremos a continuación, las cantidades en moles son manejables en
un laboratorio.

8. Reacción Química
Si a partir de la tabla periódica obtenemos las masa atómicas de los
elementos y calculamos la masa molecular cuando corresponda tenemos…
322 O2Al3O4Al 
Como vemos al transformar los moles en gramos, la masa de los reactivos
es igual a la masa de los productos. Se cumple la ley de conservación de la
materia.























g.92,032101,962)Omoles(Al2
mol
g96,01100,16398,622)O(AlM
64,00g.32,002)moles(O3
mol
g32,0016,002)(OM
107,92g.26,984moles(Al)4
mol
g00,61(O)M
mol
g26,98(Al)M
32
32molecular
2
2molecular
at
at
203,92g96,00g107,92g
O2Al3O4Al 322



9. Operaciones:
Reacción Química
Mg
24,3112
Magnesio
g.31,42Magnesiodeátomos10×6,022=Mgdemol1 23

La masa atómica de cada elemento se obtiene de la tabla
periódica que nos indica los gramos que corresponde al
una cantidad de átomos de ese elemento igual al Número
de Avogadro
El cálculo de la masa de la molécula de Cloruro de magnesio (MgCl2) se
realizará a partir de las masa atómicas del magnesio (24,31g) y del cloro
(35,45g) teniendo en cuenta la relación de átomos que existe en la molécula,
un átomo de magnesio y dos de cloro.
mol
g21,5945,53231,42
(Cl)M2(Mg)MMm atómicaatómica)(MgO2



10. Operaciones:
Reacción Química
molecularoatómicaMasa
masa
molesdenº 
De forma recíproca, podemos obtener el número de moles que contiene una
determinada cantidad de sustancia a partir de la masas atómicas o
moleculares.
Si partimos de 30 g del compuesto anterior (cloruro de magnesio), podemos
obtener el número de moles de la siguiente manera.
moles0,32
mol
g95,21
30g
M
m
moles
2
2
2
MgCl
MgCl
MgCl 
A su vez podemos obtener el número de moléculas en 30 g de cloruro de
magnesio ya que sabemos que cada mol contiene el número de Avogadro de
ellas, de esta manera....
)MgClmoléculas(101,93
mol
moléculas
106,022moles0,32 2
23MgCl23
MgCl
2
2


11. Reacción Química
Tenemos que tener en cuenta que cada molécula de cloruro de magnesio
contiene 2 átomos de cloro y uno de magnesio.
)MgClmoléculas(101,93
mol
moléculas
106,022moles0,32 2
23MgCl23
MgCl
2
2

Por lo tanto, a partir del dato anterior, en 30 g de cloruro de magnesio
tendremos…







Mgdeatomos101,93
Cldeatomos103,85
)MgClmoléculas(101,93 23
23
2
23
Recordamos que un mol contiene una cantidad fija de partículas
correspondiente al número de Avogadro. En el caso de una molécula, los
átomos que la componen estarán en relación a la proporción de ellos que
indique la fórmula de la misma.
Ver presentación de problemas y videos…

12. Reacción
Química IV
Profesor Juan Sanmartín
Física y Química
Estequiometría
Reacción de la molécula
Santiaguina (alcaloide)

13. En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento'
y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas
entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.
Estas relaciones se pueden deducir nivel atómico y han de cumplir las
leyes de conservación de la masa y la ley de proporciones definidas.
Reacción Química
Estequiometría
Fuente .- wikipedia
“La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o
relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en
una reacción química)” Jeremias Benjamin Richter(1792)
O(g)H6NO(g)4(g)O5(g)4NH 223 
Los coeficientes estequiométricos de una reacción química nos indican
las cantidades que intervienen y que se producen en dicha reacción para
que se mantenga la cantidad de átomos, y por lo tanto materia en reactivos
y productos.

14. El amoníaco se produce a partir de hidrógeno (H2) y nitrógeno (N2) según la
siguiente reacción
Nitrógeno (N2 ) + Hidrógeno(H2) Amoníaco (NH3)
322 NHHN 
Reacción Química
Como se puede comprobar en la imagen, en la parte correspondiente al
producto nos falta átomos de nitrógeno y aparecen átomos de hidrógeno
que no estaban en los reactivos.
Tenemos que conseguir que ambos lados contengan el mismo número de
átomos…y en eso consiste ajustar una reacción, conseguir los coeficientes
estequiométricos que nos permitan cumplir las leyes ponderales.

15. De esta forma, multiplicando por tres las moléculas de hidrógeno y por dos las
de amoníaco tenemos dos átomos de nitrógeno en los reactivos y en los
productos y seis de hidrógeno en ambos.
Nitrógeno (N2 ) + Hidrógeno(H2)
Amoníaco (NH3)
322 2NH3HN 
amoníacohidrógenonitrógeno
34g6g28g 
productosreactivos
34g34g 
Reacción Química
Hemos ajustado la reacción. Y si pasamos los moles a gramos vemos que
se cumple la ley de conservación de la materia. Tenemos los mismos
gramos en reactivos que en productos.

16. En el caso de la reacción de formación del cloruro de hidrógeno...
Cloro(Cl2 ) + Hidrógeno(H2) Cloruro de hidrógeno(HCl)
HClHCl 22 
Reacción Química
Duplicando el número de moléculas de cloruro de hidrógeno en el producto
se ajusta la reacción.
Cloro(Cl2 ) + Hidrógeno(H2) Cloruro de hidrógeno(HCl)
HCl2HCl 22 

17. Sulfato de hierro(Fe SO4) + Hidrógeno(H2)
Azufre en (H2 SO4) + Hierro(Fe)
2442 HFeSOFeSOH 
Reacción Química
En la siguiente reacción de formación de una sal oxoácida (sulfato de hierro) a
partir de ácido sulfúrico y hierro, comprobamos que los coeficientes
estequiómetricos son 1. La reacción esta ajustada.
En los reactivos tenemos cuatro oxígenos, dos hidrógenos, un azufre y un
hierro…se mantienen las mismas cantidades en los productos.

18. ¿Cómo se ajusta una reacción?
222
222
222
222
4ClOH2O4HCl
2ClOH2O2HCl
ClOHO2HCl
ClOHOHCl







322
322
322
322
OAl2O3Al4
OAl2O3Al2
OAlOAl2
OAlOAl







Reacción Química
Salvo en las ecuaciones REDOX a orden de ajuste es:
I. Ajuste del metales
II. Axuste de no metales
III. Hidrógeno y oxígenos
IV. Agua
La ecuación tiene que quedar ajustada.

19. Antes de ajustar
Ajustadas
22 HZnClHClZn 
NaOHOHONa 22 
22 COOC 
OHOH 222 
Reacción Química
22 HZnCl2HClZn 
NaOH2OHONa 22 
22 COOC 
O2HO2H 222 

20. Fin de Tema
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