El documento presenta información sobre conceptos básicos de la estequiometría como mol, masa molar, fórmula empírica y fórmula molecular. Explica cómo calcular las cantidades de sustancias involucradas en reacciones químicas usando conversiones entre moles, masas y volúmenes. También incluye ejemplos de cálculos estequiométricos y determinación de fórmulas empíricas y moleculares a partir de la composición porcentual de elementos.

1. Por Iraí Berdeja
Instituto Lewis Carroll

3.  Prestigiado médico y
químico alemán
presentó (1702) la
denominada teoría del
flogisto (principio
inflamable) para
explicar el proceso de
la combustión.

4.  Fue quien demostró la
inexistencia del
flogisto mediante
experimentos donde
cuidadosamente midió
la masa de las
sustancias antes,
durante y después de
la combustión.
 Padre de la Química
Moderna.

5. Palabra griega stoicheion
(elemento) y metron
(medida), es la rama de la
química que se encarga
del estudio de las
relaciones cuantitativas
entre los elementos y
compuestos dentro de
una reacción química. El
estudio de estas
relaciones tiene como
base el mol.

6.  Es la unidad básica del SI que define como la
cantidad de una sustancia que contiene tantas
entidades elementales como átomos hay
actualmente en 12 g de carbono 12.

7.  En honor al italiano
Amadeo Avogadro
(1776-1856), quien
determinó bajo
experimentos con gases
una cantidad
aproximada igual a
6.022 x 10^23 de
átomos, moléculas,
iones, electrones o
partículas presentes en
un mol.

8.  1 mol de Cu o 63.5 g de Cu
 63.5 g de Cu 1 mol de Cu
 Calcula la cantidad de moles en las siguientes
muestras:
 75 g de Hierro a mol:
 200 g de sulfato de aluminio a mol:
 82 g de azufre a mol:

9.  Calcular la masa de las siguientes muestras:
◦ 0.05 mol de calcio a gramos:
◦ 1.5 mol de nitrato de plata a gramos:
◦ 0.02 mol de sodio a gramos.
Calcular el total de partículas (átomos o moléculas)en
las siguientes muestras:
0.005 g de zinc
1 x 10^(-3) g de óxido de plomo IV
0.03 mol de sulfato de cobre II
0.08 mol de ácido clorhídrico

10.  Masa fórmula  Compuesto iónico
 Masa molar  Compuesto covalente
 Volumen molar  Es el volumen que ocupa
por un mol de ella.
 Nota: 1 mol de cualquier gas se encuentra
sometido a una presión de 1 atm y una
temperatura de 0°C (273°K), es decir, a
presión y temperatura normales o estándar
(TPN) ocupa un volumen de 22.4 litros.

11.  Existen tres tipos:
 Mol-Mol
◦ Proporciona los moles que se obtienen de una
sustancia a partir de moles de otra según la
ecuación.
 Masa-Masa
◦ A partir de la masa de una sustancia se calcula la
masa de un reactivo o de un producto.
 Volumen-Volumen
◦ A partir de un volumen de una sustancia se
determina el volumen de otra; tomando en cuenta
(TPN) en las que se desarrolla la reacción.

12.  El sulfato de sodio, compuesto que se utiliza en
algunas etapas del proceso de fabricación de
papel y que sirve para obtener compuestos
resistentes al fuego, se puede producir por una
reacción de ácido sulfúrico y el hidróxido de
sodio. Si suministra a la reacción 4 moles de
hidróxido de sodio, ¿cuántos moles de sulfato de
sodio se obtendrán?
 Nota: El hidróxido de sodio se utiliza en la
fabricación de jabones, es un fuerte corrosivo y
cuando reacciona libera una gran cantidad de
calor.

13.  El hipoclorito de sodio, ingrediente activo de
muchos blanqueadores comerciales, puede
obtenerse mediante la reacción controlada
entre hidróxido de sodio y cloro elemental se
obtuvo el producto deseado con sal y agua.
De acuerdo a la reacción, ¿cuántos gramos de
hidróxido de sodio son necesarios para
obtener 500 gr de hipoclorito de sodio?


14.  La reacción entre el monóxido de nitrógeno y
oxígeno da como resultado la formación de
dióxido de nitrógeno , sustancia que participa
en la producción del esmog fotoquímico. Si la
reacción se desarrolla en condiciones
estándar de temperatura y presión, ¿cuántos
litros de oxígeno se necesitan para reaccionar
con 150 litros de monóxido de nitrógeno?

15.  Determinar la composición porcentual del :
◦ Sulfato de calcio.
◦ Trióxido de azufre
◦ Ácido sulfúrico

16. 1. Dado los composición porcentual.
2. Se convierte en masa (g) por cada 100 g.
3. Se divide la masa (g) de cada elemento entre
su masa atómica.
4. Se elige la menor de todas las razones
obtenidas.
5. Se divide cada razón entre la menor de
todas las razones.
6. Se multiplica con un coeficiente que de
entero para todos los subíndice.

17.  La estricnina es un veneno muy pequeño y se
usa como raticida. Su composición es: C
(75.45%), H (6.587%), N (8.383%), O (9.581%).
Con estos datos encuentra su fórmula
empírica.

18.  Se realiza los pasos descritos en la fórmula
mínima o empírica.
 Se obtiene la mas molar de la fórmula mínima
y se divide la masa molar de la fórmula
molecular entre la masa molar obtenida.
 Se multiplica los subíndices de la formula
molecular con el coeficiente obtenido.

19.  La cafeína está
formada por 57.8% de
C, 6.0% de H, 16.9%
de N y 19.3% de O.
Encuentra su fórmula
molecular si su masa
molar es de 166.166
g/mol.

20.  El mercurio forma un compuesto con cloro y se
une en una composición porcentual de 73.9% y
26.1%, respectivamente. ¿Cuál es su fórmula
empírica?
 El amoniaco se produce con el proceso de Haber-
Bosch, el cual hace reaccionar el hidrógeno y el
nitrógeno. Si se suministra a la reacción 100 g de
hidrógeno, determina
a. ¿Cuántos moles de amoniaco se producen?
b. ¿Cuántos moles de nitrógeno se necesitan para
completar la reacción?
c. ¿Cuánta masa (g) se obtiene de amoniaco?