Presentación que muestra las definiciones y ejemplos de la leyes ponderales y los científicos que las postularon

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ESTEQUIOMETRIA
(LEYES PONDERALES)

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Concepto de Estequiometria
Es aquella parte de la química que estudia las relaciones
cuantitativas, ya sea con respecto a la masa, volumen, moles
etc, de los componentes de una reacción química. Dichas
relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser
ponderales y / o volumétricas.
La palabra estequiometría fue introducida en
1792 por Jeremías Richter para identificar la
rama de la ciencia que se ocupa de establecer
relaciones ponderales (o de masa) en las
transformaciones químicas.
Jeremias Benjamin
Richter.

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Leyes Ponderales
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como
objetivo el estudio de las masas de las sustancias, en una
reacción química, entre dos o más sustancias químicas. Por lo
tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes
como lo son:
1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
Fue planteada en 1789 por el
químico frances Antoine Lavoisier
(1743 – 1794) considerado el padre
de la química moderna; nos indica
que en toda reacción química
completa y balanceada la masa total
de las sustancias reactantes es
igual a la masa total de las
sustancias de los productos.
A. Lavoisier

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Ejemplo:
Se cumple:  masas (react.) masas produc.  
2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS
Fue enunciada en 1801 por el
químico francés Joseph Louis Proust
(1748 – 1822); establece que en todo
proceso químico los reactantes y
productos participan manteniendo
sus masas o sus moles en
proporción fija, constante y definida;
cualquier exceso de uno de ellos
permanece sin reacción. J.L Proust
Síntesis del agua

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Ejemplo:
10,0 g Cu 5,06 g S
+
15,06 g CuS
10,0 g Cu 7,06 g S
+
15,06 g CuS 2,00 g S
+
20,0 g Cu 5,06 g S
++
15,06 g CuS 10,0 g Cu
Cu + S CuS
Observación:
 De la ecuación: 10 g de Cu se requieren para reaccionar con 5,06g
y producir 15,06 g de CuS .
 Si se combina 10 g de Cu con 7,06 g de S se observa que las masas
de los elementos no intervienen en la misma relación de Proust o
relación estequiométrica.

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Conceptos Importantes
 Reactivo Limitante (R.L.): Es aquel reactante que
interviene en menor proporción estequiométrica por lo
tanto se agota o se consume totalmente y limita la cantidad
de producto(s) formado(s).
 El reactivo en exceso (R.E.): Es aquel reactante que
interviene en mayor proporción estequiométrica, por lo
tanto sobra (exceso) al finalizar la reacción.
3. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES
Fue enunciada en 1803 por el químico
Ingles John Dalton (1766 – 1844);
establece si dos sustancias simples
reaccionan para generar dos o más
sustancias de una misma función
química, se observará que mientras que
la masa de uno de ellos es constante, la
masa del otro varía en relación de
números enteros y sencillos.
J. Dalton

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4. LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS
Fue enunciada en 1792 por Wenzel – Richter, establece
si las masas de las sustancias A y B pueden reaccionar
separadamente con la misma masa de una tercera
sustancia “C” , entonces si A y B reaccionan juntos, lo
harán con la misma masa con que reaccionan con “C” o
con masas, múltiplos o submúltiplos, a la mencionada.
Ejemplo:

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Reacción (1) 1 H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
2g 71g
Reacción (2) 2 Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s)
46g 71g
Conclusión 1 H2(g) + 2Na(s) 2NaH(s)
2g 46g
Leyes Volumétricas
Fue anunciada por el científico Joseph
Louis Gay – Lussac (1778 – 1850), quién
investigando las reacciones de los gases
determino: “Los volúmenes de las
sustancias gaseosas que intervienen en
una reacción química, medidos en las
mismas condiciones de presión y
temperatura, están en relación de
números enteros sencillos”.
J.L Gay - Lussac

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Ejemplo:
Ecuación química 1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Relación molar 1 mol 3 mol 2 mol
1 vol 3 vol 2 vol
Relación volumétrica 5L 15L 10L
20mL
231
322 NHHN VVV

Para la reacción se cumple:
PORCENTAJE DE PUREZA DE UN MUESTRA QUÍMICA
Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras
no reaccionan; por consiguiente, en los cálculos
estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la
muestra química.

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Cantidad de sustancia pura
% Pureza x100
Cantidad de muestra impura

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN (%R)
 Rendimiento teórico.- Es el máximo rendimiento que puede
obtenerse cuando los reactantes dan solamente producto; la
cantidad real del reactivo limitante se usa para los cálculos
estequiométricos de rendimientos teóricos.
 Rendimiento Real.- Es la cantidad obtenida de un producto en
la practica cuando se ha consumido totalmente el reactivo
limitante; es decir que teóricamente debemos obtener el 100%
de una determinada sustancia, pero por diversos factores como
presencia de impurezas, fugas, malos equipos, etc; este
porcentaje se reduce.
El porcentaje de rendimiento es la medida de la eficiencia de la
reacción y se define como:
Cantidad real
% R x 100
Cantidad teórica
