1. ESTEQUIOMETRIA
La estequiometria es el estudio de las cantidades de
reactivos y productos
que intervienen en las reacciones químicas.
MOL
y cálculos químicos

2. • OBJETIVO.- Distinguir los conceptos de mol y
de número de Avogadro para aplicarlos en la
resolución de problemas.
• Introducción.- El concepto de mol es uno de
los más importantes en la química. Su
comprensión y aplicación son básicas en la
comprensión de otros temas. Es una parte
fundamental del lenguaje de la química.

3. MOL.-
Cantidad de sustancia que contiene el
mismo número de unidades elementales
(átomos, moléculas, iones, etc.) que el
número de átomos presentes en 12 g de
carbono 12.

4. Numero de AVOGADRO
• Cuando hablamos de un mol, hablamos de
un número específico de materia. Por
ejemplo si decimos una docena sabemos que
son 12, una centena 100 y un mol equivale a
6.022x 1023 Este número se conoce como
Número de Avogadro y es un número tan
grande que es difícil imaginarlo.

5. MOL
• Un mol de azufre, contiene el mismo
número de átomos que un mol de plata,
el mismo número de átomos que un mol
de calcio, y el mismo número de átomos
que un mol de cualquier otro elemento.

6. • 1 MOL de un elemento = 6.022 x 1023átomos
Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena
de pelotas de ping-pong, el número de canicas y
pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo?
NO.
Así pasa con las moles de átomos, son el mismo
número de átomos, pero la masa depende del
elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

7. • Para cualquier ELEMENTO:
• 1 MOL = 6.022 X 1023ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

8. Ejemplos
Moles Átomos Gramos
(Masa atómica)
1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S
1 mol de Cu 6.022 x 10átomos de Cu 63.55 g de Cu
1 mol de N 6.022 x 10átomos de N 14.01 g de N
1 mol de Hg 6.022 x 10átomos de Hg 200.59 g de Hg
2 moles de K 1.2044 x 10 átomos de K 78.20 g de K
0.5 moles de P 3.0110 x 10átomos de P 15.485 g de P

9. • En base a la relación que establecimos entre
moles, átomos y masa atómica para
cualquier elemento, podemos nosotros
convertir de una otra unidad utilizando
factores de conversión. Ejemplos:
¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica
del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado
para obtener moles.
25.0 g Fe ( 1 mol
55.85 g ) = 0.448 moles Fe
La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la
misma

10. • Cuántos átomos de magnesio están
contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)?
Necesitamos convertir gramos de Mg a
átomos de Mg.
Para este factor de conversión necesitamos
la masa atómica que es 24.31 g.
• 5.00 g Mg ( 1 mol
24.31 g ) = 0.206 mol Mg

11. • ¿Cuál es la masa de 3.01 x 1023 átomos de sodio (Na)?
Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99
g) y el factor de conversión de átomos a
gramos.
• 3.01 x 1023 átomos Na ( 22.99 g
6.023 x 10 23 átomos) = 11.4 gramos de Na

12. MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS
• Masa molar de los compuestos.-
Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro
de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo.
• Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula
y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1
mol de un compuesto. El término de masa molar es más
amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.
A partir de la fórmula de un compuesto, podemos
determinar la masa molar sumando las masas atómicas de
todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de
cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces
como aparezca.

13. Masa molar
• Ejemplos: Calcule la masa molar de los
siguientes compuestos.
KOH (hidróxido de potasio)
• K 1 x 39.10 = 39.10
• O 1 x 16.00 = 16.00
• H 1 x 1.01 = 1.01 +
• 56.11 g

14. Masa molar
• Cu3(PO4)2 (fosfato de cobre II)
• Cu 3x 63.55 = 190.65
• P 2 x 30.97 = 61.04
• O 8 x 16 = 128 +
• 379.69 g

15. Masa molar
• Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)
• Al 2 x 26.98 = 53.96
• S 3 x 32.06 = 96.18
• O 9 x 16 = 144 +
• 294.14 g Al2(SO3)3

16. En el caso de los compuestos también podemos establecer una
relación entre moles, moléculas y masa molar.
• MOL = 6.022 x1023 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)
• Ejemplos:
¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta
sustancia?
En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH
• Na 1 x 22.99 = 22.99
• O 1 x 16.00 = 16.00
• H 1 x 1.01 = 1.01 +
• 40.00 g

17. • La secuencia de conversión sería:
• 1.00 Kg NaOH ( 1000 g
1 Kg ) = 1000 g NaOH
• 1000 g NaOH ( 1 mol
40.00 g ) = 25.0 mol NaOH

18. • ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?
• Calculamos la masa molar del H2O.
• H 2 x 1.01 = 2.02
• O 1 x 16 = 16 +
• 18.02 g

19. la masa de 5.00 moles de agua
• 5.00 mol H2O ( 18.02 g
1 mol ) = 90.1 g H2O

20. • ¿Cuántas moléculas de HCl hay en 25.0 g?
Calculamos la masa molar del HCl.
• H 1 x 1.01 = 1.01
• Cl 1 x 35.45 = 35.45 +
• 36.46 g
• 25.0 g HCl ( 6.022 x 1023 moléculas
36.46 g
• ) = 4.13 x 1023 moléculas HCl

21. COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Es el porcentaje en masa de cada uno de los
elementos presentes en un compuesto.
• % A = masa total del elemento A
• masa molar del compuesto
• X 100

22. • Ejemplo:
Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3
(carbonato de niquel III)
•
1) Calculamos la masa molar del compuesto
• Ni 2 x 58.69 = 117.38
• C 3 x 12.01 = 36.03
• O 9 x 16 = 144 +
• 297.41 g
•

23. • 2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.
• % Ni = 117.38
297.41
• x 100 = 39.47%
% C = 36.03
297.41
• x 100 = 12.11%
% O = 144
297.41
• x 100 = 48.42 %

24. • Una forma de comprobar si es correcta la
composición porcentual es sumar los
porcentajes de cada elemento. El total de la
suma debe ser igual a 100 o un valor muy
cercano. Para nuestro ejemplo:
• 39.47 + 12.11 + 48.42 = 100

25. FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
• FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
• La fórmula empírica muestra la mínima relación de
números enteros de átomos presentes en un
compuesto, no es la fórmula real.
• La fórmula molecular muestra el número de átomos
de cada elemento que constituyen un determinado
compuesto. Es la fórmula real.

26. • Dos compuestos pueden tener la misma fórmula
empírica, pero no la molecular, excepto en los casos
de isomería muy frecuentes en química orgánica.
Fórmula
Compuesto Fórmula empírica
molecular
Acetileno C2H2 CH
Benceno C6H6 CH
Formaldehído CH2O CH2O
Ácido acético C2H4O2 CH2O
Glucosa C6H12O6 CH2O
Dióxido de
CO2 CO2
carbono
Hidrazina N2H4 NH2

27. • A partir de la composición porcentual de un
compuesto, podemos calcular la fórmula
empírica y la molecular de dicho compuesto.
• Ejemplo:
El propileno es un hidrocarburo cuya masa
molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y
85.7% de C.
• ¿Cuál es su fórmula empírica?
• ¿Cuál es su fórmula molecular?

28. • PASO 1
Tomar como base 100 g del compuesto, lo
cual nos permite expresar los porcentajes
como gramos.
En 100 g de propileno hay
• 14.3 g de H
• 85.7 g de C

29. PASO 2
Convertir los gramos a moles.
• 14.3 g H ( 1 mol de H
• 1.01 g H
• ) =14.16 mol H
•
85.7 g de C ( 1 mol de C
12.01 g C
• ) =7.14 mol C

30. • PASO 3
Dividir cada valor obtenido en el
paso 2 entre el menor de ellos. Si los
números obtenidos son enteros,
usarlos como subíndices para
escribir la fórmula empírica. Si los
valores no son enteros , se deben
multiplicar por el entero más
pequeño que de por resultado otro
entero.

31. • H 14.6
7.14 = 2.04
• C 7.14
7.14 = 1.0
• FÓRMULA EMPÍRICA: CH2

32. • PASO 4
Obtener la masa molar de la fórmula
empírica y dividir, la masa real
proporcionada como dato del problema
entre la masa molar de la fórmula empírica.
El resultado debe ser entero o muy cercano a
un entero. Este número conocido "n"
(unidades de fórmula empírica) se multiplica
por los subíndices de la fórmula empírica
para obtener la fórmula molecular.

33. • Fórmula empírica CH2
• C 1 x 12.01 = 12.01 Para poder obtener la
H 2 x 1.01 = 2.02 + fórmula molecular
• necesitamos calcular la
14.03 empírica aun cuando el
problema no la pida.
• n = 42.00
• 14.03 = 2.99 3
FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

34. ejemplo
• Un sulfuro de hierro contiene 2.233 g de Fe y
1.926 g de S. Si la masa molar del compuesto
es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del
compuesto?
Como en este problema los datos están
expresados en gramos, se omite el primer
paso y directamente pasamos al PASO 2.

35. • 2.233 g Fe ( 1 mol Fe
55.85 g Fe ) = 0.0399 0.04mol Fe
• 32.06 g S ( 1.926 g S
1 mol S ) = 0.06 mol S

36. Paso 3
• Fe 0.04
0.04 = 1
• S 0.06
0.04 = 1.5

37. • Las fracciones de 0.5 no se pueden
redondear. El número más pequeño que
multiplicado por 1.5 da un entero es 2.
A continuación se muestra una tabla con los
decimales y el entero por el que se deben
multiplicar.
Fracción decimal Multiplicar por
0.5 2
0.3 3
0.25 4

38. • En este caso usaremos el número 2 el cual
debe multiplicarse por los cocientes de cada
elemento.
• Fe 1 x 2 = 2
• S 1.5 x 2 = 3
• FÓRMULA EMPÍRICA: Fe2S3

39. Paso 4
• Fe2S3
• Fe 2 x 55.85 = 111.7
• S 3 x 32.06 = 96.18 +
• 207.88 g
n = 208
207.88 =1

40. • Como en este caso n = 1, la fórmula empírica
y la molecular son iguales.
• FÓRMULA MOLECULAR:Fe2S3

41. Ejercicios