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Estudia las cantidades de sustancias que intervinieron  en las reacciones. Así con esta, se puede saber como son las sustancias antes y después de la reacción química.
Las reacciones dependen de cantidades de cosas que tengan, entonces con esta nos podemos ayudar  a poder determinar las cantidades o proporciones de compuestos que se necesitaran en una reacción química.

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La proporción de los diferentes elementos en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas.

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Mol

Átomo-gramo

Molécula- gramo

Número de Avogadro

Masa molar

Volumen molar

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Jeremías Benjamín Richter, fue quien mencionó  los principios de la estequiometria.

En 1792, describió la estequiometria como: "La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados"
La estequiometria se relaciona con otras más leyes.

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Las reacciones químicas se producen cuando se crea un cambio en la identidad química de las sustancias que están siendo intervenidas, es decir, no se puede identificar las mismas sustancias antes y después de producirse una reacción química. Reactivos consumidos=productos.
Las partículas que intervienen, son:

moléculas

átomos

iones

El choque provoca que las uniones que tiene el elemento se rompan y así sea más fácil que se formen nuevas uniones. Es un reordenamiento de los enlaces entre los átomos que participan.

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La estequiometría se relaciona con las leyes ponderales, una de ellas es:
La ley de conservación de la masa, propuesta por A. Lavoisier; implica que se conserva la carga y conserva el N. de átomos de cada elemento.

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En toda reacción química existe un equilibrio entre la cantidad de átomos existentes en las moléculas que reaccionan y los que existen en las moléculas que se producen.

Se basa en la ley de la conservación de la materia. en la que se explica que la misma cantidad de átomos de cada elemento en las sustancias reactivas se conservará en los productos de la reacción solamente que serán  combinados en diferente forma.

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Propuesta por Proust, llamada Ley de las proporciones constantes. Se menciona que 2 o más elementos se unen formando un compuesto, siempre serán la misma proporción ponderal.

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Ley de las proporciones múltiples, propuesta por Dalton. Se explica que 2 elementos se unen formando un compuesto, siempre será en la misma proporción ponderal.

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Ley de los pesos equivalentes de Richter, donde se establece que los pesos de 2 sustancias que se combinan con un peso de otro será equivalente entre si.

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RELACION ENTRE LA LEY Y LA ESTEQUIOMETRIA 

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RELACION ENTRE LA LEY Y LA ESTEQUIOMETRIA 

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La ley de la conservación de la masa se relaciona con las razones estequiométricas:

masa-masa

masa-mol

volumen-volumen

masa- volumen Mol-volumen

Ley de las proporciones definidas, se relaciona con la: Fórmula mínima o empírica y fórmula molecular o real.

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En nuestro día a día, utilizamos de la estequiometria, como por ejemplo:

En las recetas de comida: cuando preparamos galletas o un pastel, se necesita de cierta ecuación química para así poder obtener un producto químico después de la reacción, en este caso la cantidad de galletas que obtengamos con nuestra receta.

Seguridad en automóviles: se relaciona a la estequiometria, ya que en los autos existen bolsas de aire y con la estequiometria se puede saber cuánta cantidad de gas de nitrógeno debe ser producida en segundos para que la bolsa se infle por el impacto. De esta manera salvando una vida.

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Las ecuaciones químicas son representaciones escritas de una reacción química.
En esta se utilizan símbolos químicos donde se identifican los átomos que participan y en la manera que se encuentran agrupados antes y después de la reacción.

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LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA: la masa puede transformarse en el espacio o entidades que pueden cambiar la forma.
LEY DE CONSERVACIÓN DE ENERGÍA:  Afirma que la energía no se crea ni se destruye solo se transforma.
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA CARGA: establece que no hay destrucción ni creación neta de carga eléctrica, y afirma que en todo proceso electromagnético la carga total de un sistema aislado se conserva.

Se deben cumplir de manera
simultánea las leyes pondérales.

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EJEMPLO DE INTERPRETACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS. 

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EJEMPLO DE INTERPRETACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS. 

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1. CaF2+H2SO4–>CaSO4+2HF
Caf2 H2SO4: Reactivos
+: reacciona con
—>: Produce
CaSO4+2HF: Productos
Nombre de la ecuación química:
Fluoruro de calcio reacciona con acido sulfúrico y produce sulfato de calcio y dos moléculas de fluoruro de hidrógeno

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Es un sinónimo para peso atómico. Es un promedio de las masas atómicas de los diferentes isótopos en una muestra.

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La unidad de masa de masa atómica es la unidad quw se usa para expresar cual es la masa de un átomo.
Equivale a:

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número atómico de un elemento químico. Es el número total de protones que tiene cada átomo de ese elemento.

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Átomos de un mismo elemento que tienen diferentes masas atómicas relativas.

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suma de protones y los neutrones del isótopo de carbono 12 donde se obtiene este número.

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se ubica en la tabla periódica en cada elemento. se multiplica la masa atómica relativa de cada uno de los isótopos del carbono por la fracción relativa en que se presenta en la naturaleza.
Al sumar todas las contribuciones obtiene obtiene la masa atómica relativa promedio.

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fue el primero en formular la ley según la cual un gas se expande proporcionalmente a su temperatura absoluta.

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propuso que sustancias gaseosas diferentes que ocupan volúmenes iguales estando la misma presión y temperatura contienen el mismo número de partículas.

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Gracias a los que propuso muchos años después conducció a la definición del concepto de mol.

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en el sistema internacional de unidades, es la unidad básica de medición de cantidad de sustancia

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Un molde cualquier sustancia siempre contiene 6.022x1023 partículas, ya sean átomos, moléculas, iones o cualquier otra entidad química.

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fue el que utilizó la palabra mular que significa una gran masa. la utilizó para indicar una cantidad macroscópica de masa con una cantidad sub microscópica o molecular.

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se le atribuye al químico alemán el uso del término mol ya que aparece en varios de sus libros escritos a principios del siglo XX.

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se le denomina masa molar de una sustancia a la masa en gramos de un mol de átomos, moléculas, iones o cualquier otra partícula.

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NaCl.
Na= 1
Cl=1
Masa molar de cada elemento:
Na= 23.0
Cl= 35.5
contribución de cada elemento a la masa molar del compuesto:
23.0x1= 23.0
35.5x0= 35.5
masa molar del compuesto:
58.5

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Fe₂₍Cr₂O₇)₃
Los átomos de Fe serían 2. Fe=2
Los átomos de Cr serían 6 ya que se multiplican por el 3 fuera del paréntesis. Cr=6
Los átomos del O serían 21, ya que también de multiplican por el 3. O=21

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cuando se hacen cálculos que involucran sustancias en estado gaseoso toma toma como referencia qué temperatura y presiones normales un molde cualquier gas tiene un volumen de 22.4 L. este volumen se conoce como volumen molar. V=22.4L

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para calcular la cantidad de sustancias que se necesitan y producen en una reacción química, se considera que la materia puede medirse en unidades de masa por ejemplo gramos.
Existen varios tipos de relaciones posibles:

Relación Mol-Mol

Relación masa-masa

Relación mol-masa

Relación volumen-volumen

Para utilizar estas restricciones de forma correcta es importante conocer la reacción química Y contar con su ecuación química y a balanceada.

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la ecuación química balanceada indica cuantas moléculas de cada uno de los reactivos reaccionan y cuantas moléculas se forman en cada uno de los productos. Ejemplo:
determina la cantidad de H₂SO₄ Que reacciona con 0.75 mol de AL(OH)₃ Y la cantidad de AL₂(SO₄)3 y H₂O que se producen según la siguiente ecuación.

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Para mol-masa, la cantidad conocida de una sustancia se expresa en moles y la cantidad requerida se expresa en términos de masa o volumen.
EJEMPLO:
Calcula la masa de NaCl que se produce al hacer reaccionar 10 moles de cloro molecular, partiendo de la siguiente reacción balanceada:
2Na + Cl2 → 2NaCl
SOLUCIÓN
2Na + Cl2 → 2NaCl
1 mol Cl2 ---------- 2 mol NaCl
10 mol Cl2---------- X
X = (10 mol Cl2)(2 mol NaCl )/(1 mol Cl2 )
X = 20 mol NaCl

# data[].attributes.body
La cantidad conocida de una sustancia y la cantidad de sustancia de interés se expresan en términos de masa.
Esta usa la masa molar de las sustancias involucradas en una reacción química.
EJEMPLOS
Calcula la cantidad de sal resultante al hacer reaccionar 30 gramos de sodio de acuerdo con la siguiente reacción balanceada:
2Na + Cl2 → 2NaCl
SOLUCIÓN.
2Na= 2(23) = 46 g 2NaCl = 2(23 + 35) 2NaCl = 116 g
Con la masa atómica se obtiene la cantidad de sustancia requerida:
2Na + Cl2 → 2NaCl
30 g Na ------------------------------ X
46 g Na ------------------------------ 116 g NaCl
X = (30 g Na)(116 g NaCl)/ 46 g Na
X = 75.6 g de NaCl

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Pasos importantes para recordar:

si la masa de reactivo está expresada en gramos se espera que la masa de los productos también lo esté.

se tiene que verificar que la ecuación esté balanceada.

hay que convertir siempre la cantidad de la sustancias de mol a gramos con esta ecuación masa=[mol]x[g/mol]=[g]
Masa=cantidad de sustancia x masa molar

También se tiene que elaborar una tabla con los datos del problema donde se incluya: sustancia, cantidad de sustancia (mol), Masa molar (g/mol), Masa (g), problema (g).

por último también es importante establecer la relaciones entre las diferentes sustancias.

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Al trabajar con gases si es más fácil medir su volumen que su masa. es por esta razón que la relación entre los volúmenes de la sustancias graciosas que intervienen en la reacciones químicas resulta muy útil.
Existen una serie de pasos para ejecutar estos tipos de problemas:

1. verificar si la reacción está balanceada

2. escribir en orden la cantidad de sustancia en mol para cada uno de los reactivos y también de los productos que aparecen en la ecuación química.

3. Hacer el cálculo de Del volumen que ocupa. Es bueno recordar que un mol de cualquier gas en condiciones de presión normales ocupa un volumen de 22.4 L.

4. en este paso es importante elaborar una tabla con los datos del problema.

5. por último tenemos que establecer las relaciones adecuadas para determinar las cantidades desconocidas.

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determinar los volúmenes de dióxido de carbono y de agua que se producen en condiciones normales de presión y temperatura, cuando se quema 0.6 L de etano:
2C₂H₆+7O₂ ———> 4CO₂+ 6H₂O
Moles: 2, 7, 4 y 6
Volumen: 22.4 x 2= 44.8, entonces, 44.8 L, 156.8 L, 89.6 L, 134.4 L.
VP=0.6 L x———— x————x

0.6 L (89.6 L CO2 / 44.8 L C₂H₆ )

0.6 (2)= 1.2 L CO ₂