1 mínima fórmula Masa molecular Masa n =

UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 8
NOMBRE DE LA ASIGNATURA
TÍTULO
DURACIÓN
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA
Química General
UNIDADES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA
8 horas
Whitten K. Davis R. Peck l. Química General, Octava
Edición. Cengage Learning, México 2008.
Chang Raymond. Química. Novena Edición. Mc Graw
Hill, México 2007.
Sonia Torres
Luisa Fda. Navarrete R.
Martha A. Novoa
DOCENTES
COMPETENCIAS
 Comprende e identifica el concepto de ecuación química.

Interpreta y aplica adecuadamente las diferentes relaciones estequiométricas en la
resolución de problemas reales.
CONCEPTUALIZACIÓN

MASA ATÓMICA: Es la media de las masas isotópicas ponderada de acuerdo a la abundancia
en la naturaleza de los isótopos del elemento. Se expresa en u.m.a.

UNIDAD FÓRMULA-COMPUESTO IÓNICO: Es la agrupación de iones más pequeña
eléctricamente neutra. Corresponde a la fórmula química.

MASA FÓRMULA: Es la masa de una unidad fórmula en uma.

MASA MOLECULAR: Es la masa media ponderada de una molécula expresada en u.m.a.

MOL: Es la unidad química de cantidad de sustancia, que contiene el mismo número de
entidades elementales (átomos, moléculas, iones) que el número de átomos de C-12 que hay
23
exactamente en 12 g. El número de entidades elementales en 1 mol es 6.023X10
y se
denomina NÚMERO DE AVOGADRO. Es semejante a expresar que una docena son 12
unidades.

MASA MOLAR: Es la masa de un mol de átomos para un elemento o de un mol de moléculas
para un compuesto molecular o de un mol de unidades fórmula para un compuesto iónico,
expresada en g/mol.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA: la masa total de todas las sustancias presentes
después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción.

FÓRMULAS MÍNIMAS Y MOLECULARES: la fórmula mínima o empírica de un compuesto es
la proporción más pequeña de números enteros de átomos presentes. La fórmula molecular
indica el número real de átomos presentes en una molécula del compuesto y corresponde a un
múltiplo entero (n) de la fórmula mínima, de modo que:
n
Masa molecular
Masa fórmula mínima
1
Tener en cuenta que:
1 átomo de Cl tiene una masa de 35.45 uma y 1 mol de Cl tiene una masa de 35.45g
1 molécula de H2O tiene una masa de 18 uma y 1 mol de H2O tiene una masa de 18g
Para los ejemplos anteriores:
23
1 mol de Cl = 35,45 g = 6,02x10 átomos de Cl
23
1mol MgCl2 = 95,21g MgCl2 = 6,02x10 unidades fórmula de MgCl2
23
1mol H2 SO4 = 98,06g H2 SO4= 6,02x10 moléculas de H2 SO4
Para hacer interconversión de unidades es importante tener en cuenta las masas molares
expresadas en g/mol y la mol como unidad de cantidad de sustancia
Por mol de moléculas del compuesto H2SO4 es decir en 98,06 g se tiene:
2 moles de átomos de H
1 mol de átomos de S
4 moles de átomos de O
ESTEQUIOMETRÍA: describe las relaciones cuantitativas entre elementos en los compuestos y
entre sustancias cuando éstas experimentan cambios químicos; se basa en el entendimiento de las
masas atómicas y en el principio fundamental de la ley de la conservación de la masa. A
continuación se observa en el diagrama aspectos importantes que se relacionan en estequiometría.
ESTEQUIOMETRÍA
Ley de la conservación
de la materia
Ecuaciones Químicas
Balanceo
Relaciones
Ensayo y error
Mol - Mol
Masa - Masa
Redox
Ión - electrón
Mol - Masa
Reactivo límite
Rendimiento reacción
2
Ejemplo 1. Cuántas moles de átomos de Fe y cuántos átomos de Fe hay en 4.25 g?
4.25 g Fe
1mol de átomosFe
 0.076 mol de átomos de Fe
55.85 g Fe
1mol de átomosFe 6.02 x1023 átomos
4.25 g Fe
 4.58 x1022 àtomosFe
55.85 g Fe
1mol de átomos Fe
Ejemplo 2. Cuántas moléculas y cuántas moles hay en 123 g de H2SO4 ?
123g H 2 SO4
1 mol H 2 SO4 6.02 x1023 moléculas
 7,55 *1023 moléculas
98,06 g H 2 SO4
1 mol H 2 SO4
123g H 2 SO4
1mol H 2 SO4
 1,25 mol H 2 SO4
98,06 g H 2 SO4
Ejemplo 3. Cuántos átomos de H y cuántas moles de O hay en 123 g de H2SO4 ?
123g H 2 SO4
1 mol H 2 SO4
2 mol H 6.02 x1023 átomos de H
 1,51*1024 átomos H
98,06 g H 2 SO4 1 mol H 2 SO4
1 mol H
123g H 2 SO4
1mol H 2 SO4
4 mol O
 5,02 mol O
98,06 g H 2 SO4 1 mol H 2 SO4
Ejemplo 4. Determinar la fórmula empírica de un compuesto que contiene 24,2% de Cu;
de Cl y 48,8% de O.

Por conveniencia se toma una base de cálculo del compuesto de 100 g ya que los datos están
en porcentaje, de modo que se tienen:
24.2 g Cu,

27,0%
27,0 g Cl y
48.8 g de O
Se halla el número de moles de cada elemento:
Moles de Cu:
24.2 gCu
1molCu
 0.3809molCu
63.54 gCu
3
Moles de Cl
Moles de O

27.0 gCl
1molCl
 0.760molC1
35.54 gCl
48.8 gO
1molO
 3.050molO
16.00 gO
En una fórmula química los elementos que la forman se encuentran en proporción de números
enteros y los valores obtenidos en moles no lo son, por tanto se elige el menor valor y se
divide cada resultado:
0.3809mol
1
0.3809mol
Para Cu:
0.760mol
 1.995
0.3809mol
Para Cl:
3.050mol
 8.007
0.3809mol
Para O:
1
2
8
La fórmula mínima o empírica es: CuCl2O8
Ejemplo 5. La masa molecular de la cafeína es 194 uma y su fórmula empírica es C 4H5N2O, cuál
es la fórmula molecular de la cafeína?
n
Masa molecular
Masa fórmula mínima
Masa fórmula mínima: 97 u.m.a.
n
194 uma
2
97 uma
Fórmula molecular = (C4H5N2O)2 = C8H10N4O2
Ejemplo 6: Una muestra de 1.000 g de alcohol se quemó en oxígeno y produjo 1.913 g de CO 2 y
1.174 g de H2O. El alcohol solamente contiene C, H y O. ¿Cuál es la fórmula mínima del alcohol?
Del CO2 producido se determina las moles de carbono presente en la muestra, mientras que del
H2O, el H; en cuanto al oxígeno se realiza por diferencia con respecto a la cantidad inicial:
4
g O = 1.000 g – ( 0.522 + 0.130)g = 0.348 g
Para determinar la relación molar se divide por el elemento que se encuentra en menor cantidad de
moles.
C: (0.0435 / 0.0218) = 1.99
H: (0.130 / 0.0218) = 5.96
O: (0.0218 / 0.0218) = 1
Ahora se redondean las cantidades al número entero próximo.
C: 1.99 ≈ 2
H: 5.96 ≈ 6
O: 1
La fórmula empírica del compuesto es C2H6O
RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS: Cuando una ecuación química está correctamente
balanceada nos indica las cantidades exactas de reactivos y productos involucrados en ella, los
coeficientes nos indican las moles, las cuales se pueden convertir a gramos, empleando los
llamados factores unitarios.
- Reactivo Límite: se define como aquel que en una reacción química se encuentra en una
proporción menor que la dada por la estequiometria de la misma, por tanto se consume totalmente
y determina la cantidad de producto a formarse.
- Rendimiento Reacción: en una reacción química no siempre se obtiene la cantidad de producto
calculado por estequiometria de la reacción es decir, que la eficiencia de la reacción no es del
100%. Para determinar el rendimiento de la reacción se emplea la siguiente fórmula:
Ejemplo 7: Interpretar la siguiente ecuación: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
- Reacciona un mol de CH4 con dos moles de O2, para producir un mol de CO2 y dos moles de
H2O.
5
- Las moles de cada especie se pueden convertir a gramos con las respectivas masas molares:
1 mol CH4
2 mol O2
1 mol CO2
2 mol H2O
= 16 g.
= 64 g.
= 44 g.
= 36 g.
Ejemplo 8: De acuerdo con la ecuación del ejemplo anterior, cuantas moles de oxígeno son
necesarias para que reaccionen 47 moles de metano.
Moles O 2  47 moles CH 4 *
2 moles O 2
 94 moles O 2
1 mol CH 4
Ejemplo 9: De acuerdo con la ecuación del ejemplo 7, calcule la masa de oxigeno que se requiere
para que reaccionen completamente 24 gramos de CH4.
g O 2  24 g CH 4 *
1 mol CH 4 2molO 2
32 gO 2
*
*
 96 g O 2
16 g CH 4 1 mol CH 4 1molO2
Ejemplo 10: El proceso comercial más importante para convertir N 2 del aire en compuestos
nitrogenados se basa en la reacción de N2 y H2 para formar amoniaco (NH3):
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
¿Cuántas moles de NH3 se pueden formar a partir de 3,0 moles de N2 y 6,0 moles de H2?
- Al suponer que un reactivo se consume por completo, se puede calcular la cantidad del segundo
reactivo que se requiere en la reacción. Al comparar la cantidad calculada con la cantidad
disponible, se determina cuál de los dos es el reactivo limitante.
- Moles de H2 requeridos para que se consuma totalmente 3,0 moles de N2:
- Como sólo se tienen 6,0 moles de H2, éste se acabará antes que desaparezca todo el N 2, así que
H2 es el reactivo limitante, por tanto se usa la cantidad de reactivo limitante, H 2, para calcular la
cantidad de NH3 producida:
- La siguiente tabla resume la solución del ejemplo:
N2 (g)
+
Cantidades iníciales: 3,0 moles
Cambio (reacción): - 2,0 mol
Cantidades finales: 1,0 mol
3H2 (g)
→
6,0 moles
- 6,0 moles
0 mol
6
2NH3 (g)
0 mol
+ 4,0 moles
4,0 moles
- Es importante señalar que los resultados no sólo se pueden expresar en moles de NH 3 formados,
sino también en gramos.
Ejemplo 11: Una muestra de 15,6 g de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso. Se aíslan 18,0 g de
C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
C6H6 + HNO3 → C6H5NO2 + H2O
- Plantear la ecuación de reacción balanceada:
- Calcular el rendimiento teórico de C6H5NO2
Si la totalidad de C6H6 se convierte en C6H5NO2, al aislar el producto se deberían obtener 24,6
gramos (rendimiento teórico del 100 %) sin embargo se aíslan sólo 18,0 gramos (rendimiento
experimental), por tanto el rendimiento de la reacción llevada a cabo será:
EJERCICIOS
1. Un compuesto está formado por 40% C, 6.6% H y 53.4% O en masa. La masa molecular del
compuesto es 180 uma. Determine sus fórmulas empírica y molecular.
2. El colesterol un compuesto que puede causar endurecimiento de las arterias, tiene una masa
molecular de 386 uma y la siguiente composición porcentual en masa: 84.0% C, 11.9% H y 4.1%
O. ¿Cuál es la fórmula molecular del colesterol?
3. El nitrobenceno, C6H5NO2 (123.1 g/mol) se obtiene por reacción entre el benceno, C 6H6 (78.1
g/mol) y el ácido nítrico, HNO3 (63.0 g/mol), y agua como otro producto de reacción (18.0 g/mol). Si
una muestra de 50 g de benceno reacciona con suficiente ácido nítrico, ¿Cuántos g de
nitrobenceno se producen?
4. Cuál es la masa en gramos de 6.02x10
21
átomos de mercurio?
R. 2.0 g
5. El Cobre metálico tiene una densidad de 8.96 g/cc. Qué volumen en litros ocuparán 4 moles de
Cobre?
R. 0.0284 L
6. Cuántos átomos de H y cuántos de N hay en 500 g de etilamina: C2H7N?
R. 4,68x1025 átomos H 6.68x1024 átomos de N
7. Para una muestra de 180 cc de C6H6 líquido de densidad 0.88 g/cc, calcular: a) Masa de
benceno b) átomos de C en la muestra.
R. a) 158.4 g b) 7.32x1024 átomos de C
8. El dióxido de carbono, CO2 (44.0 g/mol) se obtiene en la combustión de metano CH 4 (16.0
g/mol) con oxígeno O2 (32.0 g/mol), dando agua como otro producto de la reacción. ¿Cuántos
g de monóxido de carbono se obtienen al reaccionar 450.0 g de metano con 600.0 g de
oxígeno?
9. El carburo de silicio se obtiene por reacción de dióxido de silicio con Carbón tipo grafito, según
la siguiente ecuación de reacción sin balancear:
7
SiO2 + C
calor
SiC + CO
Si se mezclan 150g de SiO2 con 101,5 g de C:
a. Qué cantidad en gramos se produce de SiC?
R. 40.09g
b. Cuál es reactivo límite? R. SiO2
c. Cuál es el reactivo en exceso y qué cantidad en gramos queda sin reaccionar? R. 11.64g
c. Qué cantidad en moles se producen de CO? R. 5 moles
10. El nitrato de plata sólido sufre descomposición térmica para formar plata metálica, dióxido de
nitrógeno gaseoso y oxígeno gaseoso. Escribir la ecuación química para esta reacción. De la
descomposición de una muestra de 0.722 g de AgNO 3 se obtuvo una muestra de 0.443 g de
plata metálica. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
11. Una tira de zinc metálico que pesa 2,00 g se coloca en una disolución acosa que contiene 2,50
g de nitrato de plata, llevándose a cabo la siguiente reacción:
Zn (s) + 2AgNO3 (ac) → 2Ag (s) + Zn(NO3)2 (ac)
Determine a) el reactivo limitante, b) cantidad (g) de Ag a formarse, c) cantidad (g) de Zn(NO3)2 que
se forma.
12. Imagine que se está buscando formas de mejorar el proceso mediante el cual una mina de
hierro que contiene Fe2O3 se convierte en hierro. En sus pruebas, realiza la siguiente reacción a
pequeña escala:
Fe2O3 (s) + 3CO (g) → 2Fe (s) + 3CO2 (g)
a) Si se parte de 150 g. de Fe2O3 como reactivo limitante, cuál será el rendimiento teórico de Fe?
b) Si el rendimiento real de Fe en la prueba fue de 87,9 g, calcule el % de rendimiento de la
reacción.
BIBLIOGRAFÍA

BROWN, LEMAY, BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall.
Décima primera edición. México 2009.

SHERMAN A. SHERMAN J. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Compañía
editorial Continental. México1999.

REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thomson. España 2006.

ATKINS, P., JONES, L. Chemical Principles. Second Edition. W. H. Freeman and
company. New York. 2001.
8