Química

1. ESTEQUIOMETRÍA
UNIDADES QUIMICAS
PROF. JULIA COLQUE AYALA

3. MASA ATÓMICA
Durante el siglo XIX era imposible determinar las masas reales de los átomos.
Actualmente el patrón de medida es un isótopo del carbono, con seis protones y
seis neutrones en el núcleo, al cual se asigna un valor de masa exactamente de
12,000

5. ISÓTOPOS
Son átomos con el mismo número atómico Z (número de protones),
pero que difieren en el número de neutrones N en su núcleo.
MASA ATÓMICA RELATIVA.- Es el promedio ponderado de todas las
masas de los isótopos naturales de cada elemento.

6. Para calcular la masa atómica relativa, se debe multiplicar primero cada masa
isotópica por la abundancia de ese isótopo. Que se puede expresar en la fórmula:

7. Ejemplos
- Calcular la masa atómica relativa del Li,sabiendo que tiene dos
isótopos , el Li-6 con abundancia del 7,50％ y Li-7, abundancia de
92,50％.
Masa atómica del Li = 6 uma x 7,50％ + 7 uma x 92,50％ = 6,925 uma
100%
- Determinar la masa atómica del Oxígeno, cuyos isótopos son 16, 17 y
18 y sus abundancias relativas 99,76%, 0,04% y 0,20%
Masa atómica del O=16u x99,76%+17u x 0,04%+18u x 0,20% =16,00uma
100%

8. EJERCICIOS
1) El magnesio tiene tres isótopos: 24 , 25 y 26, cuyas abundancias son 79%,
10% y 11%. Calcular la masa atómica relativa del elemento.
2) Un elemento consta de dos isótopos: 93,10% con una masa de 38,969 uma y
6,90% con una masa de 40,973 uma. Determinar su masa relativa e indicar de
qué elemento se trata.

10. Las masas atómicas de los elementos también permiten obtener las masas
relativas de las moléculas o las fórmulas de un compuesto y en ambos casos es
igual a la suma de las masas atómicas de los elementos multiplicadas por el
subíndice correspondiente del elemento en la fórmula.
Sulfato crómico

11. Ejercicios
Hallar las masas moleculares relativas de las siguientes sustancias:
a) metano CH₄ b) dióxido de carbono CO₂
c) dicromato férrico Fe₂(Cr₂O₇)₃ d) clorato de potasio KClO₃
e) nitrato de sodio NaNO₃ f) ácido sulfúrico H₂SO₄

12. Importante recordar
El número de masa (A), es el número total de neutrones y protones presentes
en núcleo de un átomo de un elemento.
Masa Atómica, es la masa de un átomo de un isótopo de un elemento,
expresado en u.m.a.
Masa Atómica Relativa(Ar), es la masa de los átomos isótopos de un
elemento,promediado tomando en cuenta la abundancia relativa de los
mismos. Su unidad es la u.m.a. y suele usarse como peso atómico.
Masa Molecular Relativa, es la masa de una molécula, calculada a partir de
las masas atómicas relativas de los elementos que la componen. Suele usarse
también como peso molecular.

13. CANTIDAD DE SUSTANCIA Y EL MOL
La cantidad de sustancia es una magnitud
macroscópica, extensiva y que sirve para
contar entidades elementales con números
pequeños; se determina en forma indirecta
a través de la masa, el volumen o el número
de entidades elementales. Así por ejemplo
hablamos de longitud (la magnitud) y del
metro (su unidad), de la misma manera
debemos hablar de cantidad de sustancia
(la magnitud) y del mol (su unidad).

14. EL MOL
Es la unidad fundamental para medir la
cantidad de una sustancia ( elemento o
compuesto), puesto que los átomos de los
elementos y las moléculas son demasiado
pequeños para ser vistos.
El mol es la cantidad de sustancia que
contiene el mismo número de unidades
elementales que el número de átomos
presentes en 12 g del isótopo de C - 12.
que es 6,022 x 10៱23 átomos de C

16. NÚMERO DE AVOGADRO

18. MASA MOLAR

19. La masa molar de un elemento es la masa de un mol de sus átomos. Se
expresa en kg/mol aunque es común hacerlo en g/mol. Numéricamente la
masa molar de un elemento (en gramos) es igual a la masa atómica (en
u.m.a.). La masa molar de un compuesto es la masa de un mol de sus
moléculas. Se expresa en kg/mol o en g/mol. Numéricamente la masa molar
de un compuesto (en gramos) es igual a la masa molecular (en u.m.a.).

20. masa molecular

21. EL MOL Y LA MASA MOLAR
La masa molar puede utilizarse para determinar el
número de moles presentes en una muestra de una
sustancia o viceversa

23. EJERCICIOS
1.- ¿Cuántos moles hay 100 g de NaCl?
2.-¿Cuántos gramos hay el 8,5 moles de KI?
3.- Calcular la cantidad de sustancia en moles de las siguientes
sustancias:
a) 100,0 gramos de nitrato de potasio KNO3
b) 400 g dióxido de nitrógeno NO2
c) 27,5 g clorato de potasio KClO3
4.- Calcular la masa en gramos de las siguientes sustancias : a) 3,6
moles de bicarbonato de sodio NaHCO3 b) 0.65 mol ácido sulfúrico
H2SO4
1 mol NaCl = 58,5 g NaCl

24. Resolver los ejercicios
1.-¿Cuántas moles y moléculas hay en 450g de bicarbonato de sodio NaHCO3 ?
1mol NaHCO3 = 84 g NaHCO3= 6,022x10៱23 moléculas NaHCO3
450g NaHCO3 (1 mol NaHCO3 ) = 5,36 mol NaHCO3
(84 g NaHCO3 )
450g NaHCO3 (6,022x10៱23 moléculas NaHCO3) = 3,2x10^24 moléculas 84 g
(84 g NaHCO3)

25. ¿Cuántos átomos de C,H y O hay en 1,24 moles de glucosa C6H12O6
a) 1,24 moles C6H12O6 ( 6 moles de C) (6,022x10^23 átomos de C
(1 mol C6H12O6) ( 1 mol de C)
= 4,4810^24 átomos de C
b) 1,24 moles C6H12O6 12 moles de H) (6,022x10^23 átomos de H
(1 mol C6H12O6) ( 1 mol de H)
= 8,9610^24 átomos de H
c) 1,24 moles C6H12O6 ( 6 moles de O) (6,022x10^23 átomos de O)
( 1 mol C6H12O6) ( 1 mol de O)
= 4,4810^24 átomos de O

28. VOLUMEN MOLAR
El volumen molar de una es igual al volumen ocupado por un mol de gas en
condiciones normales c.n. , es decir, 0°C y una atmósfera de presión.
T = 0°C= 273 K P = 1 atm = 760 mm de Hg
Mediante experimentos se ha determinado que el volumen molar de un gas es de
22,4L en c.n., por tanto se puede escribir una relación operacional;
1 mol de gas en c.n. = 22,4 L de gas en c.n.

29. Calcular el volumen en litros y en c.n. que ocupan a) 2,71 moles de gas helio ,
b) 0,362 moles de CO2 ?
a) 2,71 moles de He ( 22,4 L de He) = 60,7 L de He
( 1mol de He )
b) 0,362 moles de CO2(22,4 L de CO2) = 8,11 L de CO2
(1 mol de CO2 )
1 mol de gas en c.n = 22,4 L

30. Un volumen de 50 L de H2S gaseoso en c.n. determinar la masa(g)
del mismo
50 L de H2S (1 mol de H2S)(34g de H2S) = 75,89g de H2S
22,4 L de H2S)(1 mol de H2S
Calcular la masa en gramos de 120 L de gas CO2 en c.n.
1mol CO2 = 44 g CO2
1 mol CO2 = 22,4 L CO2
120 L de CO2(1 mol CO2 )(44g CO2) = 235,71 g CO2
(22,4L CO2)(1 mol CO2)

31. EJERCICIOS
1) ¿Cuántos gramos de nitrógeno hay en 100 L de NO medidos en c.n.?
2) ¿Cuántos moles de Cl2 en c.n. hay en 26 mL de Cl2?
3) ¿Cuántos gramos de gas NO2 hay 2,85 L de este gas en c.n?
4) ¿Cuántas moléculas de H2 hay en 26,8 mL en c.n.?

34. Ejemplo 1
¿Qué volumen ocupara una masa de 608 g de aluminio?. Densidad del aluminio ρ
= 2,7 g/cm3
V=?
m= 608 g de Al
ρ= 2,7 g/cm3
ρ= m
V
V = m
ρ
V = 608 g de Al = 225,185cm³ de Al
2,7 g/cm³

35. Ejemplo 2
¿Qué masa tendrá un cubo de 10 cm de lado hecho de corcho, cuya densidad es
ρ = 0,14 g/cm3?
datos
m = ?
a = 10 cm
ρ = 0,14 g/cm3
ρ = m
V
m= ρ V
m = 0,14g/cm³(1000cm³ )
m= 140 g
Volumen de un cubo
V = a³=a.a.a
V =(10cm)³
V = 1000 cm³

36. COMPOSICIÓN PORCENTUAL
El porcentaje en masa de un elemento en un compuesto es el mismo número de
gramos de este elemento presente en 100 g del compuesto
La ley de la composición constante establece que cualquier muestra de
cualquier compuesto puro, siempre consta de los mismos elementos combinados
en la misma proporción en masa.
1,59% de Hidrógeno
22,22% de Nitrógeno
76,19% de Oxígeno

37. Composición porcentual de un elemento en una molécula
La Composición Porcentual de un elemento en una molécula se calcula a partir
del peso molecular y viene determinada por la siguiente fórmula:
Masa molar del elemento·n(número de moles)
Composición Porcentual = . 100%
Masa molecular
C2H5OH

38. Ejemplos de composición porcentual
Ejemplo 1.- Calcular la composición porcentual del H y O en el agua (H2O) si la
masa molecular del mismo es 18 y las masas atómicas del H y del O son 1 y 16
respectivamente.
Composición Porcentual del H = 1g (2) x 100% = 11,11 % de H
18 g
Composición Porcentual del O = 16g (1) x 100%= 88,89% de O
18g
Sumando ambos resultados obtenidos la suma da : 11,11+88,89 = 100%

39. Ejemplo 2.- Calcular la composición porcentual del H,S y O en el ácido
sulfúrico (H2SO4)
masa molar del H2SO4 = 1g(2)+32g(1)+16g(4)= 98g
Composición porcentual del H= 1g(2)(100%) = 2,04 %
98g
Composición porcentual del S = 32g (1) (100%) = 32,65 %
98g
Composición porcentual del O= 16g (4) (100%) = 65,31 %
98g
Verificamos que la suma de los resultados da 100%
2,04 % + 32,65 %+ 65,31 % = 100%

40. Ejemplo 3.-
Determinar el porcentaje de cada elemento que hay en el HCl.
masa molar de HCl =1g(1)+35,5g(1) = 36,5g HCl
porcentaje de H = 1g(1)(100%) = 2,74 %
36,5g
porcentaje de Cl = 35,5g(1)(100%) = 97,26 %
36,5g

41. Ejercicios
Determinar el porcentaje de cada elemento en :
a) nitrato de amonio ( NH4NO3) ,
b) propano (C3H8) ,
c) perclorato de potasio(KClO4),
d) Pentaóxido de dinitrógeno (N2O5),
e) ácido pirosilícico ( H6Si2O7)

42. PORCENTAJE DESDE UN ANÁLISIS CUANTITATIVO
Esta técnica de análisis se procede de la siguiente manera:
1. Se coloca una masa determinada de muestra de un compuesto, generalmente unos pocos
gramos o miligramos.
2. Se quema en presencia de oxígeno, todo el Carbono presente en la muestra se
transforma en dióxido de carbono.
3. Todo el Hidrógeno presente en la muestra
se transforma en agua,
4. La cantidad de CO2 y H2O producida se
calcula midiendo el aumento en masa de
los tubos donde son absorbidos.
5. Aplicando el concepto de mol se calcula las masas de C e H
6. Si hubiera oxígeno en la muestra,ésta se determina por diferencia, es decir:
Masa de oxígeno = Masa de la muestra - masa de los otros elementos
7. Todos los cálculos deben ser referidos a una cantidad determinada de muestra.

43. Ejemplos
Una muestra de 1,74 g de un compuesto que contiene solamente C e H se quemó
en oxígeno y se obtuvo 5,28 g de dióxido de carbono CO2 y 2,70 g de agua.
¿Cuál es la composición porcentual del compuesto?
5,28 g CO2(1 molCO2)( 1 mol C)( 12 g C) = 1,44 g C
(44g CO2)(1mol deCO2)(1 mol C)
2,70 g de H2O (1 mol H2O)(2 mol de H)(1g H) = 0,30g H
(18 g H2O) (1 mol H2O) (1 mol H)
Cuando la muestra sólo contiene C e H, la suma de las masas debe ser igual a la
muestra analizada: 1,44 g + 0,3g = 1,74 g

44. Porcentaje del elemento = masa del elemento x 100%
masa de la muestra
Porcentaje de C =1,44 g C x 100% = 82,76 % de C
1,74 g
Porcentaje de H = 0,30g H x 100% = 17,24 % de H
1,74g
Ejemplo 2.- El colesterol es un compuesto que contiene C,H y O.La combustión
de una muestra de 9,50 g del compuesto produjo 29,20 g de CO2 y 10,18 g de
agua.¿ Cuál es la composición porcentual del compuesto?

45. 29,20 g de CO2x (1mol CO2)( 1mol de C) ( 12 g C) = 7,96 g de C
(44g CO2) ( 1 mol de CO2)(1 mol C)
10,18 g de H2O (1mol de H2O)( 2 moles de H)( 1g de H) = 1,13 g de H
(18 g H2O)( 1 mol de H2O) ( 1 mol de H)
masa de Oxígeno = 9,50 g - (7,96g + 1,13g)= 0,41 g de O
porcentajes
porcentaje de C= 7,96 g de C x 100% = 83,79 % de C
9,50 g
Porcentaje de H = 1,13 g de H x 100% = 11,90 % de H
9,50 g
porcentaje de O = 0,41 g de O x 100% = 4,32% de O
9,50 g

46. FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR
.

47. La fórmula empírica nos muestra la proporción mínima entre los átomos de un
compuesto químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del
compuesto. La fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados
por moléculas como en los que forman cristales y macromoléculas.
La fórmula molecular es la fórmula
química que indica el número y tipo de
átomos distintos presentes en la molécula.
La fórmula molecular es la cantidad real
de átomos que conforman una molécula.
Sólo tiene sentido hablar de fórmula
molecular si el elemento o el compuesto
están formados por moléculas; en el caso
de que se trate de cristales, se habla de su
fórmula empírica.

48. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS
Determinación de fórmula empírica
1. Conocer la composición cualitativa,es decir, qué elementos están presentes
en la fórmula.
2. Conocer la composición cuantitativa, que se obtiene del análisis del
compuesto, el cual puede estar expresado en moles o gramos y/o
porcentajes.
3. Si la composición está expresada en porcentajes se considera por
conveniente que se tiene 100g de muestra, por lo tanto los otros
porcentajes de los elementos que se puede expresar en gramos.
4. Para transformar a moles los gramos o porcentajes se divide la masa o el
porcentaje de cada elemento entre la masa atómica respectiva
5. El cociente molar anterior se divide entre el menor de ellos.
6. El resultado se redondea al entero más próxima

49. Ejemplos
Ejemplo 1.- El hierro reacciona con el azufre para dar un sulfuro.
¿Cuál es la fórmula empírica del sulfuro si 2,561g de hierro
reaccionan con 2,206 g de azufre.
2,561g de Fe( 1 mol de Fe) = 0,0459 mol de Fe
( 55,8 g de Fe)
2,206 g de S( 1 mol de S) = 0,0689 mol de S
( 32,06g de S)
0,0459 mol de Fe = 1 mol de Fe x 2= 2 moles de Fe
0,0459
0,0689 mol de S = 1,5 mol de S x 2= 3 moles de S
0,0459
Fe2S3

50. Práctica
5,28 g de estaño reacciona con flúor para dar 8,65 g de fluoruro metálico ¿Cuál
es la fórmula empírica del fluoruro?
5,28 g de Sn ( 1 mol Sn) = 0,0445 mol de Sn = 1 mol Sn
( 118,71g Sn 0,0445
Cálculo de masa del Fluor: 8,65 g - 5,28 g = 3,37 g de F
3,37 g de F( 1mol de F) = 0.1774 mol de F =3,99mol de F = 4mol de F
(18,998 g de F) 0,0445
Sn F4

51. Determinación de fórmula molecular
Procedimiento:
1. Determinar la fórmula empírica
2. Calcular la masa molar de la fórmula empírica
3. Conocer o calcular la masa de molecular de la sustancia
4. Dividir la masa molecular de la sustancia entre la masa molecular de
la fórmula, para calcular el subíndice.
5. Multiplicar a todos los subíndices de la fórmula empírica

52. Ejemplo
Determinar las fórmulas moleculares de: a ) HBS2 , masa molecular es 227,81 g
masa fórmula empírica = 1+10,81+32,06x2= 75,93 g
n= 227,81 g = 3
75,93 g
(HBS2) x 3 = H3B3S6 fórmula molecular
b) NaSO2 , masa molecular 174,10 g c) NaPO3 , masa molecular 815,69
masa NaSO2 = 87,06 g
n= 174,10g= 1,999 = 2
87,06g
Na2S2O4
masa NaPO3= 101,93g
n= 815,69 = 8
101,93g
Na8 P8 O24

53. La masa molecular del ácido cítrico es 192,12 y el compuesto contiene 37,51% de
C; 58,29% de O; 4,20% de H ¿Cuál es la fórmula molecular del ácido cítrico?
37,51g de C( 1 mol de C) =3,12 mol de C = 1 mol de C x 3= 3x2=6 mol C
12,01g de C 3,12
58,29g de O( 1 mol de O) = 3,64 mol de O = 1,16 mol deOx3=3,5x2=7 mol de O
(16 g de O) 3,12
4,20g de H ( 1 mol de H) = 4,16 mol de H = 1,33 mol de H x3= 4x2=8 mol de H
(1.01g de H 3,12
masa fórmula
C6H8O7
masa = 192,14g
determinación del
subíndice n
n= 192,12g= 1
192,14
Fórmula molecular
C6H8O7

54. GRACIAS POR SU ATENCIÓN