Se explica el método del factor unitario para cambiar de unidades y resolver diversos problemas de química. También se explica el significado de los números estequiométricos y el ajuste de ecuaciones.

1. Curso de Reactividad Química
1. Unidades y estequiometría

2. 1. Unidades

3. Magnitudes fundamentales Unidad S. I. Unidad C. G. S.
Longitud (L) m cm
Masa (M) kg g
Tiempo (T) s s
Temperatura (Θ) K
Cantidad de sustancia (μ ) mol
Intensidad de corriente eléctrica (I) A
Intensidad luminosa (Iv) cd
Magnitudes fundamentales y sus unidades
Estas son las unidades del Sistema
Internacional correspondientes a las 7
magnitudes fundamentales
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4. Magnitudes muy utilizadas en Química
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5. Magnitud S. I. C. G. S. Química
Volumen m3 cm3 L (dm3), cm3
Masa kg g g
Densidad (ρ) kg/m3 g/cm3 g/cm3, g/L
Cantidad de sustancia mol mol mol
Concentración mol/m3 mol/cm3 mol/L
Magnitudes muy utilizadas en Química
En Química se trabaja con magnitudes y
unidades diversas, siguiendo en algunos
casos a los sistemas oficiales y en otros no
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6. Magnitud S. I. C. G. S. Química
Volumen m3 cm3 L (dm3), cm3
Masa kg g g
Densidad (ρ) kg/m3 g/cm3 g/cm3, g/L
Cantidad de sustancia mol mol mol
Concentración mol/m3 mol/cm3 mol/L
Presión Pa baria atm, bar, mmHg, torr
Magnitudes muy utilizadas en Química
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7. Magnitud S. I. C. G. S. Química
Volumen m3 cm3 L (dm3), cm3
Masa kg g g
Densidad (ρ) kg/m3 g/cm3 g/cm3, g/L
Cantidad de sustancia mol mol mol
Concentración mol/m3 mol/cm3 mol/L
Presión Pa baria atm, bar, mmHg, torr
Energía (E, H, G, Q, W...) J erg J, kJ, cal, kcal (/mol)
Temperatura K K K, oC
Entropía J/K erg/K J/K, cal/K (/mol)
Magnitudes muy utilizadas en Química
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8. Magnitud S. I. C. G. S. Química
Volumen m3 cm3 L (dm3), cm3
Masa kg g g
Densidad (ρ) kg/m3 g/cm3 g/cm3, g/L
Cantidad de sustancia mol mol mol
Concentración mol/m3 mol/cm3 mol/L
Presión Pa baria atm, bar, mmHg, torr
Energía (E, H, G, Q, W...) J erg J, kJ, cal, kcal (/mol)
Temperatura K K K, oC
Entropía J/K erg/K J/K, cal/K (/mol)
Carga eléctrica C Fr C
Intensidad de carga el. A statA A
Diferencia de potencial V statV V
Potencia W erg/s W, kW
Tiempo s s s, mn, h
Magnitudes muy utilizadas en Química
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9. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Vamos a ver algunos ejemplos de cómo se
trabaja con el método del factor unidad
para hacer cambios de unidades y para
resolver otros tipos de problemas
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10. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
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11. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
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12. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L =
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
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13. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
Para aplicar el método hay
que conocer en cada caso
determinadas equivalencias
entre unidades
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14. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
m3 cm3
=
1 x
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
1
Se trata de escribir a la izquierda el dato
del que partimos con su unidad y a la
derecha la cantidad y unidad a las que
queremos llegar
Se trata de escribir a la izquierda el dato
del que partimos con su unidad y a la
derecha la cantidad y unidad a las que
queremos llegar
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15. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
m3 cm3
=
1 x
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
1
La idea es ir multiplicando por una serie
de factores (fracciones) de manera que
desaparezca la unidad de partida (en este
caso, m3) y aparezca la unidad a la que
queremos llegar (cm3)
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16. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
m3 cm3
= =
1 m3
1
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
x
1
Por rigor
matemático,
empezamos
haciendo una
igualación que
resulta trivial
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17. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
x
1
1
Si multiplicamos
por 1, la igualdad
seguirá siendo
válida
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18. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
x
1
Y técnicamente la igualdad seguirá siendo
válida si sustituimos ese “1” por una
fracción “equivalente a 1”, es decir, una
fracción en la que el numerador sea
equivalente al denominador
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19. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
x
1
Lo que se persigue es que en el denominador
aparezca la unidad que queremos eliminar
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20. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
x
)
(
3
1
Elevaremos al cubo para
que efectivamente en el
denominador aparezca la
unidad que queremos
eliminar (m3)
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21. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
x
1
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22. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
x
1
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23. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
106
1
Basta hacer las multiplicaciones y
divisiones oportunas (los números
entre sí y las unidades entre sí) para
llegar al resultado buscado
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24. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
106
1
2
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25. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 L
=
1 y
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
106
1
2
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26. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 L
= =
1 m3
1
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
106
1
2
y
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27. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 L
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
)
3
(
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
106
1
2
3
y
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28. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 L
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
106
1
2
y
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29. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 L
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
×
L
1
cm
1000
3
106
1
2
y
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30. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
×
106
1
2
L
=
L
1
cm
1000
3 y
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31. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Pasar 1 m3 a cm3 y a L
EJERCICIO
Volumen
m3 cm3
= =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
106
1
2
m3 =
1 m3 ×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
× L
=
L
1
cm
1000
3 1000
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32. Cambios de unidades (método del factor unidad)
triplenlace.com

33. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Densidad
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34. Cambios de unidades (método del factor unidad)
Volumen
Pasar 1 kg/m3 a g/cm3 y a g/L
EJERCICIO
Densidad
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35. Cambios de unidades (método del factor unidad)
1 kg = 1000 g
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Volumen
Pasar 1 kg/m3 a g/cm3 y a g/L
EJERCICIO
Densidad
Equivalencias que
vamos a necesitar
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36. Cambios de unidades (método del factor unidad)
1 kg = 1000 g
1 m = 100 cm
1 L = 1000 cm3
Volumen
Pasar 1 kg/m3 a g/cm3 y a g/L
EJERCICIO
1
Densidad
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37. Cambios de unidades (método del factor unidad)
1 kg = 1000 g
1 m = 100 cm
kg/m3 g/cm3
=
1 x
1 L = 1000 cm3
Volumen
Pasar 1 kg/m3 a g/cm3 y a g/L
EJERCICIO
1
Densidad
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38. Cambios de unidades (método del factor unidad)
1 kg = 1000 g
1 m = 100 cm
kg/m3 g/cm3
= =
1
m3
×
1
kg
1
1 L = 1000 cm3
Volumen
Pasar 1 kg/m3 a g/cm3 y a g/L
EJERCICIO
1
... x
Densidad
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39. Cambios de unidades (método del factor unidad)
1 kg = 1000 g
1 m = 100 cm
kg/m3 g/cm3
= =
1
m3
×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
10-3
kg
1
kg
1
g
1000
×
1 L = 1000 cm3
Volumen
Pasar 1 kg/m3 a g/cm3 y a g/L
EJERCICIO
1
Densidad
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40. Cambios de unidades (método del factor unidad)
1 kg = 1000 g
1 m = 100 cm
kg/m3 g/cm3
= =
1
m3
×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
10-3
kg
1
kg
1
g
1000
×
kg/m3 g/L
=
1 y
1 L = 1000 cm3
Volumen
Pasar 1 kg/m3 a g/cm3 y a g/L
EJERCICIO
1
2
Densidad
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41. Cambios de unidades (método del factor unidad)
1 kg = 1000 g
1 m = 100 cm
kg/m3 g/cm3
= =
1
m3
×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
10-3
kg
1
kg
1
g
1000
×
1 L = 1000 cm3
Volumen
Pasar 1 kg/m3 a g/cm3 y a g/L
EJERCICIO
1
2
...
kg/m3 g/L
=
1 y
=
Densidad
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42. Cambios de unidades (método del factor unidad)
1 kg = 1000 g
1 m = 100 cm
kg/m3 g/cm3
= =
1
m3
×
1
m
1
cm
100
)
(
3
)
3
(
10-3
kg
1
kg
1
g
1000
×
kg/m3 g/L
= =
1
m3
×
1
1
kg
1
kg
1
g
1000
×
1
L
1000
m3
1 L = 1000 cm3
Volumen
Pasar 1 kg/m3 a g/cm3 y a g/L
EJERCICIO
1
2
Densidad
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43. Cálculos de masa y cantidad de sustancia
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44. EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
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45. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
2. ¿Cuánto pesan 5 moles de N2?
3. ¿Cuántos moles de Na2CO3 son 62,51 g de
esta sal?
4. ¿Cuántos átomos, en total, están
contenidos en 15 g de CuCl2?
(Datos: Pesos atómicos: O: 16; N: 14; Na: 23; C: 12; Cu: 63,45)
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
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46. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
2. ¿Cuánto pesan 5 moles de N2?
3. ¿Cuántos moles de Na2CO3 son 62,51 g de
esta sal?
4. ¿Cuántos átomos, en total, están
contenidos en 15 g de CuCl2?
(Datos: Pesos atómicos: O: 16; N: 14; Na: 23; C: 12; Cu: 63,45)
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com

47. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
2. ¿Cuánto pesan 5 moles de N2?
3. ¿Cuántos moles de Na2CO3 son 62,51 g de
esta sal?
4. ¿Cuántos átomos, en total, están
contenidos en 15 g de CuCl2?
(Datos: Pesos atómicos: O: 16; N: 14; Na: 23; C: 12; Cu: 63,45)
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
Definición de
la constante
de Avogadro
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
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48. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
2. ¿Cuánto pesan 5 moles de N2?
3. ¿Cuántos moles de Na2CO3 son 62,51 g de
esta sal?
4. ¿Cuántos átomos, en total, están
contenidos en 15 g de CuCl2?
(Datos: Pesos atómicos: O: 16; N: 14; Na: 23; C: 12; Cu: 63,45)
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
También
debemos
recordar
esto

49. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g

50. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
A(O) = 16 g/mol

51. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
át.O g O
=
1 x
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
A(O) = 16 g/mol

52. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
át.O g O
=
1 ×
át.O
1
6,022×1023
mol át.O
1
át.O
x
=
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
A(O) = 16 g/mol

53. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
át.O g O
=
1 ×
át.O
1
6,022×1023
mol át.O
1
át.O
x
=
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
A(O) = 16 g/mol

54. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
át.O g O
= =
1 ×
át.O
1
6,022×1023
mol át.O
1
át.O
×
1
g O
16
mol át.O
x
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
A(O) = 16 g/mol

55. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
át.O g O
= =
1 ×
át.O
1
6,022×1023
mol át.O
1
át.O
×
1
g O
16
mol át.O
x
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
A(O) = 16 g/mol

56. 1. ¿Cuánto pesa 1 átomo de oxígeno?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
át.O g O
1 2,66×10-23
=
×
át.O
1
6,022×1023
mol át.O
1
át.O
×
1
g O
16
mol át.O
=
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
A(O) = 16 g/mol

57. 2. ¿Cuánto pesan 5 moles de N2?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g

58. 2. ¿Cuánto pesan 5 moles de N2?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
M(N2) = 28 g/mol

59. NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
mol N2 g N2
=
5 y
...
2. ¿Cuánto pesan 5 moles de N2?
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
M(N2) = 28 g/mol

60. NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
mol N2 g N2
= =
5 × 140
1
g N2
28
mol N2
mol N2
5
2. ¿Cuánto pesan 5 moles de N2?
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
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La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
M(N2) = 28 g/mol

61. 3. ¿Cuántos moles de Na2CO3 son 62,51 g de esta sal?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
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La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g

62. 3. ¿Cuántos moles de Na2CO3 son 62,51 g de esta sal?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
M(Na2CO3) = 106 g/mol

63. 3. ¿Cuántos moles de Na2CO3 son 62,51 g de esta sal?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
g Na2CO3 =
62,51 z mol Na2CO3
...
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
M(Na2CO3) = 106 g/mol

64. 3. ¿Cuántos moles de Na2CO3 son 62,51 g de esta sal?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
g Na2CO3 = =
62,51 × 0,59
1
g Na2CO3
106
mol Na2CO3
g Na2CO3
62,51 mol Na2CO3
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
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La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
M(Na2CO3) = 106 g/mol

65. 4. ¿Cuántos átomos, en total,
están contenidos en 15 g de CuCl2?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g

66. 4. ¿Cuántos átomos, en total,
están contenidos en 15 g de CuCl2?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
M(CuCl2) = 134,45 g/mol

67. g CuCl2
=
15
N átomos tot.
4. ¿Cuántos átomos, en total,
están contenidos en 15 g de CuCl2?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO
...
Cálculos de masa y cantidad de sustancia
triplenlace.com
La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
M(CuCl2) = 134,45 g/mol

68. g CuCl2 =
=
15 ×
mol CuCl2
1
×
1
átomos tot.
3
moléc. CuCl2
g CuCl2
15
g CuCl2
134,45
×
6,022×1023
mol CuCl2
1
×
moléc. CuCl2
2×1023 átomos tot.
4. ¿Cuántos átomos, en total,
están contenidos en 15 g de CuCl2?
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades
EJERCICIO Cálculos de masa y cantidad de sustancia
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La masa de un mol de átomos (o moléculas) de una especie
coincide con el valor de su peso atómico (o molecular) en g
M(CuCl2) = 134,45 g/mol

69. Cálculos de concentraciones
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70. Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
(Datos: A (Cl) = 35,45 g; A(Na) = 22,99 g)
Cálculos de concentraciones
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71. Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
Se añade la sal (6 g)
Cálculos de concentraciones
Primero vamos a aclarar la diferencia
entre ambos experimentos
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72. Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
Se añade agua…
Cálculos de concentraciones
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73. Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
Se añade agua…
Cálculos de concentraciones
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74. Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
V total de disolución = 200 mL
Se añade agua
hasta que se alcanza
un V de disolución
de 200 mL
Cálculos de concentraciones
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75. 2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
Cálculos de concentraciones
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76. 2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
Se añade la sal (6 g)
Cálculos de concentraciones
Segundo experimento
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77. Se añade agua
2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
Cálculos de concentraciones
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78. V total de disolución > 200 mL
2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
Se añade agua
(En total se
añaden 200 mL
de agua)
Cálculos de concentraciones
En el segundo experimento, el volumen
total es mayor de 200 mL porque la sal
también ocupa volumen. No obstante, el V
total no sabemos cuál es exactamente
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79. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
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80. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
Unidad de concentración molar
(molaridad):
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81. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
La molaridad (M) se define como el
número de moles de soluto por litro
de disolución. Se calcula dividiendo el
número de moles entre el volumen
total de la disolución (soluto más
disolvente)
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82. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
La unidad de la molaridad es mol/L.
Una disolución que contenga 1 mol de
soluto por litro de disolución se dice
que es 1 M (1 molar)
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83. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
Necesitaremos este dato
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Peso molecular del NaCl = 58,44 g

84. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
Molaridad
moles NaCl
L de disolución (dis)
=
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
triplenlace.com
Peso molecular del NaCl = 58,44 g

85. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
Molaridad
moles NaCl
L de disolución (dis)
=
mol NaCl
L dis.
x
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
Tenemos que llegar a esta unidad,
que es una cantidad de materia
dividida por un volumen
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Peso molecular del NaCl = 58,44 g

86. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
6 g NaCl
200 mL dis.
Molaridad
=
moles NaCl
L de disolución (dis)
=
=
mol NaCl
L dis.
x
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
Por ello, lo adecuado es partir de un cociente que también
consista en una cantidad de materia dividida por un
volumen. Lo construimos con los datos del enunciado
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Peso molecular del NaCl = 58,44 g

87. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
6 g NaCl
200 mL dis.

Molaridad
6 g NaCl
200 mL dis.
=
moles NaCl
L de disolución (dis)
=
mol NaCl
L dis.
x
=
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
triplenlace.com
Peso molecular del NaCl = 58,44 g

88. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
6 g NaCl
200 mL dis.

1 mol NaCl
58,44 g NaCl

Molaridad
6 g NaCl
200 mL dis.
=
moles NaCl
L de disolución (dis)
=
mol NaCl
L dis.
x
=
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
triplenlace.com
Peso molecular del NaCl = 58,44 g

89. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
6 g NaCl
200 mL dis.

1 mol NaCl
58,44 g NaCl

Molaridad
6 g NaCl
200 mL dis.
= =
moles NaCl
L de disolución (dis)
=
1000 mL dis.
1 L dis.
=
mol NaCl
L dis.
x
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
triplenlace.com
Peso molecular del NaCl = 58,44 g

90. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
6 g NaCl
200 mL dis.

1 mol NaCl
58,44 g NaCl

Molaridad
6 g NaCl
200 mL dis.
= =
moles NaCl
L de disolución (dis)
=
1000 mL dis.
1 L dis.
=
mol NaCl
L dis.
0,513
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
triplenlace.com
Peso molecular del NaCl = 58,44 g

91. Concentración
Cálculos de concentraciones
Se disuelven 6 g de sal común en un vaso y se añade agua
hasta alcanzar un volumen de 200 mL de disolución.
1. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución?
PROBLEMA
6 g NaCl
200 mL dis.

1 mol NaCl
58,44 g NaCl

Molaridad
6 g NaCl
200 mL dis.
= =
moles NaCl
L de disolución (dis)
=
1000 mL dis.
1 L dis.
=
mol NaCl
L dis.
=
0,513 0,513 M
mol / L (M) M = n / V
Unidad de concentración molar
(molaridad):
triplenlace.com
Peso molecular del NaCl = 58,44 g

92. Concentración
Cálculos de concentraciones
2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
PROBLEMA
triplenlace.com

93. Concentración
Cálculos de concentraciones
2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
PROBLEMA
Unidad de concentración molal
(molalidad):
moles soluto
m(kg) disolvente
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Peso molecular del NaCl = 58,44 g

94. Concentración
Cálculos de concentraciones
2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
PROBLEMA
moles soluto
m(kg) disolvente
molalidad
moles NaCl
kg de disolvente (H2O)
=
Unidad de concentración molal
(molalidad):
triplenlace.com
Peso molecular del NaCl = 58,44 g

95. Concentración
Cálculos de concentraciones
2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
PROBLEMA
moles soluto
m(kg) disolvente
6 g NaCl
200 mL H2O
molalidad
=
moles NaCl
kg de disolvente (H2O)
=
mol NaCl
kg H2O
y
Unidad de concentración molal
(molalidad):
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En este caso el cociente del que debemos partir es este.
(Nótese que antes en el denominador había un volumen de
disolución y ahora hay un volumen de disolvente)

96. Concentración
Cálculos de concentraciones
2. Si se añaden 200 mL de agua a los 6 g de sal, ¿cuál es la
concentración molal de la disolución?
PROBLEMA
moles soluto
m(kg) disolvente
6 g NaCl
200 mL H2O

1 mol NaCl
58,44 g NaCl

molalidad
6 g NaCl
200 mL H2O
= =
moles NaCl
kg de disolvente (H2O)
=
1000 mL H2O
1 kg H2O
mol NaCl
kg H2O
m
= 0,513
0,513
Unidad de concentración molal
(molalidad):
Podría parecer una paradoja que la molaridad de una disolución coincida
con su molalidad, pero téngase en cuenta que ambas disoluciones son
diferentes (se han preparado de forma distinta; una contiene más agua)
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Peso molecular del NaCl = 58,44 g

97. Cálculos de concentraciones
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98. Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
1. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene?
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
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99. Cálculos de concentraciones
(Llamaremos “dis” a la disolución de H2SO4 en agua)
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
1. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene?
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100. 1 L dis. g H2SO4
 x
Cálculos de concentraciones
(Llamaremos “dis” a la disolución de H2SO4 en agua)
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
1. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene?
triplenlace.com

101. 1 L dis. g H2SO4

1 L dis. 
=
Cálculos de concentraciones
(Llamaremos “dis” a la disolución de H2SO4 en agua)
x
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
1. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene?
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102. 1 L dis. g H2SO4

1000 mL dis.
1 L dis.

1 L dis. 
Cálculos de concentraciones
(Llamaremos “dis” a la disolución de H2SO4 en agua)
x
=
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
1. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene?
triplenlace.com

103. 1 L dis. g H2SO4

1000 mL dis.
1 L dis.
 
1 L dis. 
1,285 g dis.
1 mL dis.
Cálculos de concentraciones
(Llamaremos “dis” a la disolución de H2SO4 en agua)
x
=
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
1. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene?
Si la densidad de la disolución de H2SO4 en
agua es 1,285 g/cm3, eso significa que cada
cm3 (o mL) de disolución pesa 1,285 g
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104. 38 g H2SO4
100 g dis.
1 L dis. g H2SO4

1000 mL dis.
1 L dis.
 
1 L dis. 
1,285 g dis.
1 mL dis.
Cálculos de concentraciones
(Llamaremos “dis” a la disolución de H2SO4 en agua)
x
=
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
1. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene?
38,0% en peso significa que hay disueltos 38,0 g de H2SO4 en
un total de 100 g de disolución (esos 100 g contienen estos
38,0 g de H2SO4 (62 g) y el resto es agua)
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105. 38 g H2SO4
100 g dis.
1 L dis. g H2SO4

1000 mL dis.
1 L dis.
 
1 L dis. 
1,285 g dis.
1 mL dis.
488,3
Cálculos de concentraciones
(Llamaremos “dis” a la disolución de H2SO4 en agua)
=
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
1. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene?
triplenlace.com

106. Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
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107. mol H2SO4
L dis.
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
Esto es lo que se pide
que se calcule
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108. x
mol H2SO4
L dis.
x
 M
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
triplenlace.com

109. g H2SO4
488,3
1 L dis.

Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
x
mol H2SO4
L dis.
x
 M
Por tanto, conviene partir de una
fracción como esta, ya que también
consiste en una cantidad de materia
dividida por el volumen que ocupa
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110. g H2SO4
488,3
1 L dis.
g H2SO4
488,3
1 L dis.

1 mol H2SO4
98,08 g H2SO4

=
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
 x
mol H2SO4
L dis.
x
 M
triplenlace.com

111. g H2SO4
488,3
1 L dis.
g H2SO4
488,3
1 L dis.

1 mol H2SO4
98,08 g H2SO4

 4,98
mol H2SO4
L dis.
4,98
 M
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
triplenlace.com

112. g H2SO4
488,3
1 L dis.
g H2SO4
488,3
1 L dis.

1 mol H2SO4
98,08 g H2SO4

 4,98
mol H2SO4
L dis.
4,98
 M
1,285 g dis.
1 mL dis.
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
otro modo: partiendo de la densidad
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113. g H2SO4
488,3
1 L dis.
g H2SO4
488,3
1 L dis.

1 mol H2SO4
98,08 g H2SO4

 4,98
mol H2SO4
L dis.
4,98
 M
1,285 g dis.
1 mL dis.
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
= ... x M
=
otro modo: partiendo de la densidad
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114. g H2SO4
488,3
1 L dis.
g H2SO4
488,3
1 L dis.

1 mol H2SO4
98,08 g H2SO4

 4,98
mol H2SO4
L dis.
4,98
 M
1,285 g dis.
1 mL dis.
1,285 g dis.
1 mL dis.
= 
38 g H2SO4
100 g dis.

1 mol H2SO4
98,08 g H2SO4
1000 mL dis.
1 L dis.
 4,98 M
=
Un ácido sulfúrico comercial tiene una densidad de 1,285
g/cm3 y contiene un 38,0% en peso de H2SO4 (el resto es
agua). Si tenemos 1 L de ese ácido:
2. ¿Cuál es su molaridad?
(Dato: Peso molecular H2SO4 = 98,08 g/mol)
Cálculos de concentraciones
otro modo: partiendo de la densidad
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115. Presión
Más ejemplos de la utilidad del método del factor unidad
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116. Presión
Unidades de P en Química mmHg (torr) atm ( = 760 mmHg)
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117. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
Densidad del
mercurio (ρ es la letra
griega “ro”)
g es la aceleración de la gravedad;
la necesitaremos para calcular el
peso de la columna de mercurio
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118. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO p = F/S
F = ma
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
A partir de las definiciones de fuerza (F) y
presión (p) podremos entender mejor sus
unidades (la fuerza es el producto de la
masa por la aceleración; la presión es la
fuerza dividido por la superficie sobre la
que se ejerce esa presión)
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119. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma 1 N = 1 kg × 1 m/s2
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = F/S
La unidad de fuerza
en el S. I. es el
newton (N); la de
masa, el kg; la de
aceleración, el m/s2
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120. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = F/S
La unidad de presión
en el S. I. es el pascal
(Pa); la de superficie,
el m/s2
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121. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = F/S
Columna de mercurio (el líquido
no cae sobre el plato que contiene
también mercurio porque la
atmósfera ejerce una presión
sobre la superficie del mercurio
del plato que contrarresta el peso
(la presión) de la columna
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122. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = F/S
F es la fuerza que hace la
columna sobre el mercurio del
plato; en este caso, es el peso del
mercurio (peso = mg). S es la
superficie de la base del cilindro
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123. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = F/S
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124. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S = ρVg/S
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = F/S
La densidad se define como
ρ = m/V (siendo m la masa
de un volumen V
determinado de mercurio).
De ahí: m = ρV
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125. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S = ρVg/S = ρgh
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = F/S
La columna es cilíndrica; el volumen de
un cilindro (V) es la superficie de la base
(S) por la altura (h). De ahí: V/S = h
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126. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S = ρVg/S = ρgh
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = ρ g h = 13,595 g/cm3 × 9,81 m/s² × 760 mm =
p = F/S
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127. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S = ρVg/S = ρgh
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = ρ g h = 13,595 g/cm3 × 9,81 m/s² × 760 mm =
= ×
1,013×105
g × m × mm
cm3 × s2
p = F/S
Ahora iremos transformando
estas unidades en las
correspondientes del S. I.
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128. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S = ρVg/S = ρgh
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = ρ g h = 13,595 g/cm3 × 9,81 m/s² × 760 mm =
= ×
1,013×105
g × m × mm
cm3 × s2
×
1 kg
1000 g
×
p = F/S
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129. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S = ρVg/S = ρgh
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = ρ g h = 13,595 g/cm3 × 9,81 m/s² × 760 mm =
= ×
1,013×105
g × m × mm
cm3 × s2
×
1 kg
1000 g
×
×
1 m
1000 mm
×
p = F/S
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130. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S = ρVg/S = ρgh
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = ρ g h = 13,595 g/cm3 × 9,81 m/s² × 760 mm =
= ×
1,013×105
g × m × mm
cm3 × s2
×
1 kg
1000 g
×
( 100 cm ) 3
( 1 m ) 3
=
×
1 m
1000 mm
×
p = F/S
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131. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S = ρVg/S = ρgh
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = ρ g h = 13,595 g/cm3 × 9,81 m/s² × 760 mm =
= ×
1,013×105
g × m × mm
cm3 × s2
×
1 kg
1000 g
×
( 100 cm ) 3
( 1 m ) 3
=
×
1 m
1000 mm
×
= 1,013×105
kg
m × s2
=
p = F/S
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132. Presión
Calcular qué presión, en Pa, ejerce una columna de 760 mmHg
EJERCICIO
F = ma
1 Pa = 1 N / 1 m2
1 N = 1 kg × 1 m/s2
p = F/S = mg/S = ρVg/S = ρgh
(Datos: ρHg = 13,595 g/cm3 ; g = 9,81 m/s²)
p = ρ g h = 13,595 g/cm3 × 9,81 m/s² × 760 mm =
= ×
1,013×105
g × m × mm
cm3 × s2
×
1 kg
1000 g
×
( 100 cm ) 3
( 1 m ) 3
=
1,013 × 105 Pa
×
1 m
1000 mm
×
= 1,013×105
kg
m × s2
=
p = F/S
Por definición:
Pa = N / m2
A su vez:
N = kg × m/s2
De ahí:
Pa = kg ×(m/s2 ) / m2 =
= kg /(ms2 )
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133. Energía
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134. Energía
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
EJERCICIO
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135. Energía
Unidades de R en Química:
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
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136. Energía
Unidades de R en Química: (pV = nRT)
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
Las unidades de R podemos deducirlas de la ecuación
de estado, despejando en ella esta constante y
teniendo en cuenta que la unidad de p es la atm, la de
V el L, la de n el mol y la de T el K
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137. Energía
Unidades de R en Química: (atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
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138. Energía 1 Pa = 1 N / 1 m2
Unidades de R en Química:
1 J = 1 N  m = 0,239 cal
1 atm = 1,013  105 Pa
(atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
El julio (J) es la unidad internacional de la
energía. La energía (E) tiene la misma unidad
que el trabajo (W). Este se define como F × s
(fuerza por distancia). Por eso, 1 J = 1 N × 1m.
Por otra parte, la caloría se define de tal
modo que su relación con el julio es:
1 J = 0,239 cal
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139. mol K
0,082 atm L
=
Energía 1 Pa = 1 N / 1 m2
Unidades de R en Química:
1 J = 1 N  m = 0,239 cal
1 atm = 1,013  105 Pa
(atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
El valor numérico de R es
0,082; sus unidades, las dichas
1
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140. mol K
0,082 atm L
=
1 atm
1,013 105 Pa

mol K
0,082 atm L
Energía 1 Pa = 1 N / 1 m2
Unidades de R en Química:
1 J = 1 N  m = 0,239 cal
1 atm = 1,013  105 Pa
(atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO

Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
1
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Más ejemplos de la utilidad del método del factor unidad

141. mol K
0,082 atm L
=
1 atm
1,013 105 Pa

1 Pa
1 N


mol K
0,082 atm L
Energía 1 Pa = 1 N / 1 m2
Unidades de R en Química:
1 m2
1 J = 1 N  m = 0,239 cal
1 atm = 1,013  105 Pa
(atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
1
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Más ejemplos de la utilidad del método del factor unidad

142. mol K
0,082 atm L
=
1 atm
1,013 105 Pa

1 Pa
1 N

1000 L
1 m3

mol K
0,082 atm L
=
Energía 1 Pa = 1 N / 1 m2
Unidades de R en Química:
1 m2
1 J = 1 N  m = 0,239 cal
1 atm = 1,013  105 Pa
(atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
1
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Más ejemplos de la utilidad del método del factor unidad

143. mol K
0,082 atm L
=
1 atm
1,013 105 Pa

1 Pa
1 N

1000 L
1 m3

mol K
0,082 atm L
=
mol K
8,31 Nm
=
Energía 1 Pa = 1 N / 1 m2
Unidades de R en Química:
1 m2
1 J = 1 N  m = 0,239 cal
1 atm = 1,013  105 Pa
(atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
1
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Más ejemplos de la utilidad del método del factor unidad

144. mol K
0,082 atm L
=
1 atm
1,013 105 Pa

1 Pa
1 N

1000 L
1 m3

mol K
0,082 atm L
=
mol K
8,31 Nm
=
mol K
8,31 J
Energía 1 Pa = 1 N / 1 m2
Unidades de R en Química:
1 m2
1 J = 1 N  m = 0,239 cal
1 atm = 1,013  105 Pa
(atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
1
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Más ejemplos de la utilidad del método del factor unidad

145. mol K
0,082 atm L
=
1 atm
1,013 105 Pa

1 Pa
1 N

1000 L
1 m3

mol K
0,082 atm L
=
mol K
8,31 Nm
=
mol K
8,31 J
Energía 1 Pa = 1 N / 1 m2
Unidades de R en Química:
1 m2
mol K
8,31 J
=
1 J = 1 N  m = 0,239 cal
1 atm = 1,013  105 Pa
(atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO
...
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
1
2
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Más ejemplos de la utilidad del método del factor unidad

146. mol K
0,082 atm L
=
1 atm
1,013 105 Pa

1 Pa
1 N

1000 L
1 m3

mol K
0,082 atm L
=
mol K
8,31 Nm
=
mol K
8,31 J
Energía 1 Pa = 1 N / 1 m2
Unidades de R en Química:
1 m2
mol K
8,31 J
=
1 J
0,239 cal

mol K
8,31 J
mol K
1,986 cal
=
1 J = 1 N  m = 0,239 cal
1 atm = 1,013  105 Pa
(atm L) / (mol K) (pV = nRT)
EJERCICIO
Expresar la constante de
los gases, R, en el S. I. y
en cal mol-1 K-1
1
2
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Más ejemplos de la utilidad del método del factor unidad

147. 2. Estequiometría
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148. Ajuste de ecuaciones
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149. Ajuste de ecuaciones
NaOH + HCl  NaCl + H2O
Hay ecuaciones químicas que no
necesitan ajuste, como esta
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150. CuCO3 + H2SO4  CuSO4 + H2CO3
Ajuste de ecuaciones
NaOH + HCl  NaCl + H2O
O esta
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151. CuCO3 + H2SO4  CuSO4 + H2CO3
Ajuste de ecuaciones
NaOH + HCl  NaCl + H2O
 H2
ZnCl2
HCl
Zn + +
En otras el ajuste
es inmediato
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152. CuCO3 + H2SO4  CuSO4 + H2CO3
Ajuste de ecuaciones
NaOH + HCl  NaCl + H2O
 H2
ZnCl2
HCl
Zn + +
2
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153. Ajuste de ecuaciones
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
Vamos a ajustar esta. Conviene
seguir este método:
1) Ajustar los H
2) Ajustar los O
3) Ajustar los demás elementos
4) Reajustar todo si es necesario
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154. Ajuste de ecuaciones
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
Ajuste de H 
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155. Ajuste de ecuaciones
 H2O
CO2
O2
C3H8 + + 4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
Ajuste de H 
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156. Ajuste de ecuaciones
 H2O
CO2
O2
C3H8 + + 4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
Ajuste de H 
Ajuste de O 
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157. Ajuste de ecuaciones
 H2O
CO2
O2
C3H8 + + 4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
3
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
Ajuste de H 
Ajuste de O 
Ajuste de
otros elementos
4
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158. Ajuste de ecuaciones
 H2O
CO2
O2
C3H8 + + 4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
3
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
Ajuste de H 
Ajuste de O  4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
3 4
3
Ajuste de
otros elementos
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159. Ajuste de ecuaciones
 H2O
CO2
O2
C3H8 + + 4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
3
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
Ajuste de H 
Ajuste de O  4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
3 4
Reajuste final 
3
Al ajustar el C se desajusta
el O, por lo que se
requiere un reajuste
Ajuste de
otros elementos
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160. Ajuste de ecuaciones
 H2O
CO2
O2
C3H8 + + 4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
3
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
5 3 4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
Ajuste de H 
Ajuste de O  4
 H2O
CO2
O2
C3H8 + +
3 4
Reajuste final 
3
Ajuste de
otros elementos
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161. Ajuste de ecuaciones
 +
+
Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
+
+
Pero otras ecuaciones
sería muy difícil ajustarlas
por el método de tanteo
expuesto. Como esta
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162. Ajuste de ecuaciones
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Las ecuaciones más complejas se
pueden ajustar por un método
sistemático consistente en considerar
cada coeficiente estequiométrico como
una incógnita y construir un sistema de
ecuaciones para cada elemento
químico que aparezca en la ecuación
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163. Ajuste de ecuaciones
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Pb:
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164. Ajuste de ecuaciones
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Pb: a = 3c
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165. Ajuste de ecuaciones
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Pb: a = 3c
N: 6a = d
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166. Ajuste de ecuaciones
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Pb: a = 3c
N: 6a = d
...
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167. Ajuste de ecuaciones
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Pb: a = 3c
N: 6a = d
Cr: b = 2e
Mn: 2b = f
O: 8b = 4c + d + 3e + 2f
Sistema de 5 ecuaciones con 6 incógnitas
(sistema compatible indeterminado). Una
de ellas (cualquiera) hay que tomarla
como parámetro. Elegiremos la e.
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168. Ajuste de ecuaciones
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Pb: a = 3c
N: 6a = d
Cr: b = 2e
Mn: 2b = f
O: 8b = 4c + d + 3e + 2f
a = (15/22)e
b = 2e
c = (5/22)e
d = (45/11)e
f = 4e
Soluciones del sistema en
función del parámetro e
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169. Ajuste de ecuaciones
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Pb: a = 3c
N: 6a = d
Cr: b = 2e
Mn: 2b = f
O: 8b = 4c + d + 3e + 2f
a = (15/22)e
b = 2e
c = (5/22)e
d = (45/11)e
f = 4e
22
e=
Damos a e un valor cualquiera.
Como los denominadores de las
soluciones son 11 y 22, es práctico
hacer e = 22 para que todas las
soluciones sean números enteros
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170. Ajuste de ecuaciones
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Pb: a = 3c
N: 6a = d
Cr: b = 2e
Mn: 2b = f
O: 8b = 4c + d + 3e + 2f
a = (15/22)e
b = 2e
c = (5/22)e
d = (45/11)e
f = 4e
15 44 5 90 22 88
b=
a= c= d= e= f=
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171. Ajuste de ecuaciones
 +
+
15 Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
44 5 90 22 88
+
+
 +
+
a Pb(N3)2 Cr(MnO4)2 Pb3O4 NO Cr2O3 MnO2
b c d e f
+
+
Pb: a = 3c
N: 6a = d
Cr: b = 2e
Mn: 2b = f
O: 8b = 4c + d + 3e + 2f
a = (15/22)e
b = 2e
c = (5/22)e
d = (45/11)e
f = 4e
15 44 5 90 22 88
b=
a= c= d= e= f=
Si los coeficientes pudieran
simplificarse, se simplificarían, pero no
es el caso
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172. Significado de los números estequiométricos
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173. NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
Significado de los números estequiométricos
Recordemos estas definiciones
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174. NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
Significado de los números estequiométricos
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CH4 CO2
O2 H2O
+
+

175. + +
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
Significado de los números estequiométricos
Representamos más arriba las moléculas que
intervienen en la reacción. Los átomos grises
son de H, los azules, de C, y los rojos, de O
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CH4 CO2
O2 H2O
+
+

176. + +
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
Significado de los números estequiométricos
Como se ve, por la parte izquierda de la ecuación “entran” 4
átomos de H pero por la derecha salen 2
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177. + +
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
Significado de los números estequiométricos
Como la materia no se destruye en las reacciones químicas,
agregaremos una segunda molécula H2O y así el balance de
átomos de hidrógeno será correcto
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178. + +
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
Significado de los números estequiométricos
Pero ahora salen 4 átomos de O y solo
entran 2. Agregando otra molécula de O-O
en la parte de reactivos ahora todo cuadra
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179. CH4 CO2
+ +
O2 H2O
+
2 2
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
+
Significado de los números estequiométricos
El razonamiento anterior lo expresamos mediante esta ecuación
química, que quiere decir que 1 molécula de CH4 reacciona con 2
moléculas de O2 para dar 1 molécula de CO2 y 2 moléculas de H2O
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180. CH4 CO2
+ +
O2 H2O
+
2 2
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
+
Significado de los números estequiométricos
NA( )
Si multiplicamos toda la ecuación
por el número de Avogadro (NA)
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181. CH4 CO2
+ +
O2 H2O
+
2NA 2NA
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
NA
+
Significado de los números estequiométricos
NA
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182. CH4 CO2
+ +
O2 H2O
+
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
+ 2mol 2mol
1mol 1mol
Significado de los números estequiométricos
Pero teniendo en cuenta que el número de Avogadro de moléculas
es un mol de moléculas, la ecuación se puede expresar también así
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183. CH4 CO2
+ +
O2 H2O
+
NA = 6,022 × 1023 unidades / mol
1 mol = 6,022 × 1023 unidades 1 mol = NA unidades
+ 2 2
Significado de los números estequiométricos
Por ello, los coeficientes estequiométricos se refieren tanto a
moléculas individuales como a moles de moléculas
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184. PROBLEMA
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185. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
1. ¿Cuántos litros de CO2 medidos en C. N. se producen?
2. ¿Cuántos litros de agua líquida?
3. Si el rendimiento de la reacción es del 90% (r = 0,9)
¿cuántos litros de CO2 gaseoso en C. N. se obtienen?
4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros
de CO2 gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo r = 1?
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan
para quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene
una riqueza en oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del
20,95 % en volumen?
(Notas: C. N. = condiciones normales; supóngase que los gases tienen
comportamiento ideal; tómese como densidad del agua líquida 1 g/mL)
PROBLEMA
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186. 1. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de CO2 medidos en condiciones normales se producen?
PROBLEMA
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187. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
PROBLEMA
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1. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de CO2 medidos en condiciones normales se producen?
Primero se escribe la ecuación
de la reacción química…

188. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
PROBLEMA
…y se ajusta
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1. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de CO2 medidos en condiciones normales se producen?

189. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
PROBLEMA
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1. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de CO2 medidos en condiciones normales se producen?
Esto nos permite conocer las relaciones de
moles de reactivos y productos en la reacción

190. 10 g CH4 =
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
PROBLEMA
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1. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de CO2 medidos en condiciones normales se producen?
Partimos del dato del enunciado y consideramos
el resultado al que queremos llegar
Partimos del dato del enunciado y consideramos
el resultado al que queremos llegar
x
= L CO2

191. 10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4

10 g CH4 =
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
PROBLEMA
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1. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de CO2 medidos en condiciones normales se producen?
Cuando se hacen cálculos estequiométricos, lo
primero que conviene hacer es transformar las
cantidades de partida en moles
x
= L CO2

192. 10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4

1 mol CO2

1 mol CH4
10 g CH4 =
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
PROBLEMA
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1. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de CO2 medidos en condiciones normales se producen?
x
= L CO2
Después viene un paso fundamental: a partir de la
estequiometría de la reacción, relacionar los números
de moles de las sustancias implicadas en el problema

193. 10 g CH4 14
1 mol CH4
16 g CH4


1 mol CO2
22,4 L CO2
= L CO2
1 mol CO2

1 mol CH4
10 g CH4 =
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
PROBLEMA
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1. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de CO2 medidos en condiciones normales se producen?
Finalmente, empleamos el factor de transformación
que necesitamos para que todo cuadre desde el
punto de vista de las unidades

194. PROBLEMA
2. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de agua líquida se obtienen? (ρ(H2O(l)) = 1 g/mL)
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
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195. y
10 g CH4
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
...
= L H2O
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2. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de agua líquida se obtienen? (ρ(H2O(l)) = 1 g/mL)

196. 10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4


1 mol H2O
18 g H2O
2 mol H2O

1 mol CH4

1 g H2O
1mL H2O

0,022
= L H2O

1000 mL H2O
1L H2O
10 g CH4 =
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
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2. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2).
¿Cuántos litros de agua líquida se obtienen? (ρ(H2O(l)) = 1 g/mL)
Factor de transformación
de masa en moles
Factor estequiométrico

197. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
PROBLEMA
3. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2). Si el
rendimiento de la reacción es del 90%, ¿cuántos litros de CO2 gaseoso
en condiciones normales se obtienen?
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198. =
14 L CO2 (teóricos)
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
PROBLEMA
z L CO2 (prácticos)
...
z habrá de ser menor de 14 porque el rendimiento
es menor del 100%; es decir, en la práctica se
obtendrá menos de lo que predice la teoría
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3. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2). Si el
rendimiento de la reacción es del 90%, ¿cuántos litros de CO2 gaseoso
en condiciones normales se obtienen?

199. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
PROBLEMA
=
14 L CO2 (teóricos) = 14 L CO2 (teóricos) 
90 L CO2 (prácticos)
100 L CO2 (teóricos)
12,6 L CO2 (prácticos)
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3. Se queman 10 g de metano (CH4) en exceso de oxígeno (O2). Si el
rendimiento de la reacción es del 90%, ¿cuántos litros de CO2 gaseoso
en condiciones normales se obtienen?

200. PROBLEMA
4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
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201. Relación de masas
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?

202. Relación de masas
Teórica
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
Vamos a calcular la relación entre la masa de CH4 y la
masa de O2 que se necesitan teóricamente para
completar la reacción (serán las masas correspondientes a
1 mol de CH4 y a 2 de O2)
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?

203. 1 mol CH4
Relación de masas
2 mol O2
Teórica
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?

204. 1 mol CH4
Relación de masas
2 mol O2
Teórica
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
...
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?

205. 1 mol CH4
×
Relación de masas
2 mol O2
16 g CH4
×
1 mol CH4
1 mol O2
=
32 g O2
0,25 g CH4
1 g O2
Teórica
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
Para que reaccione todo el CH4
con todo el O2 hacen falta 0,25
g de CH4 por cada g de O2
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?

206. 1 mol CH4
×
Relación de masas
2 mol O2
16 g CH4
×
1 mol CH4
1 mol O2
=
32 g O2
0,25 g CH4
1 g O2
Teórica
Exptal.
15 g CH4
30 g O2
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
Ahora vamos a calcular la relación entre las
masas de CH4 y O2 de las que disponemos en
este experimento concreto
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?

207. 1 mol CH4
×
Relación de masas
2 mol O2
16 g CH4
×
1 mol CH4
1 mol O2
=
32 g O2
0,25 g CH4
1 g O2
Teórica
=
0,50 g CH4
1 g O2
Exptal.
15 g CH4
30 g O2
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?
En este experimento disponemos
de 0,50 g de CH4 por cada g de O2

208. 1 mol CH4
×
Relación de masas
2 mol O2
16 g CH4
×
1 mol CH4
1 mol O2
=
32 g O2
0,25 g CH4
1 g O2
Teórica
Exptal.
15 g CH4
30 g O2
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?
=
0,50 g CH4
1 g O2

209. 1 mol CH4
×
Relación de masas
2 mol O2
16 g CH4
×
1 mol CH4
1 mol O2
=
32 g O2
0,25 g CH4
1 g O2
Teórica
Exptal.
15 g CH4
30 g O2
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
Teórica Exptal.
<
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
Teóricamente, para completar la reacción necesitamos 0,25 g de CH4 por cada g
de O2. Como en este experimento disponemos de 0,50 g de CH4 por g de O2, nos
sobrara CH4. Se dice, entonces, que el O2 es el reactivo limitante, porque
cuando se consuma se acabará la reacción aunque siga existiendo CH4
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?
=
0,50 g CH4
1 g O2

210. 1 mol CH4
×
Relación de masas
2 mol O2
16 g CH4
×
1 mol CH4
1 mol O2
=
32 g O2
0,25 g CH4
1 g O2
Teórica
Exptal.
15 g CH4
30 g O2
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
Teórica Exptal.
<
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
Se tiene CH4 en exceso: el reactivo limitante es el O2. Con él se hacen los cálculos.
Los cálculos estequiométricos hay que
hacerlos siempre con el reactivo limitante
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?
=
0,50 g CH4
1 g O2

211. 1 mol CH4
×
Relación de masas
2 mol O2
16 g CH4
×
1 mol CH4
1 mol O2
=
32 g O2
0,25 g CH4
1 g O2
Teórica
Exptal.
15 g CH4
30 g O2
w
= L CO2
30 g O2
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
Teórica Exptal.
<
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
Se tiene CH4 en exceso: el reactivo limitante es el O2. Con él se hacen los cálculos.
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?
=
0,50 g CH4
1 g O2

212. 1 mol CH4
×
Relación de masas
2 mol O2
16 g CH4
×
1 mol CH4
1 mol O2
=
32 g O2
0,25 g CH4
1 g O2
Teórica
Exptal.
15 g CH4
30 g O2
30 g O2 10,5
1 mol O2
32 g O2


1 mol CO2
22,4 L CO2 (CN)
= L CO2
1 mol CO2

2 mol O2
30 g O2 =
PROBLEMA
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
Teórica Exptal.
<
La m que se necesita de CH4 por g de O2 para completar la reacción
Se tiene CH4 en exceso: el reactivo limitante es el O2. Con él se hacen los cálculos.
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4. Si se dispone de 15 g de CH4 y 30 g de O2, ¿cuántos litros de CO2
gaseoso en C. N. se obtienen suponiendo un rendimiento r = 1?
=
0,50 g CH4
1 g O2

213. PROBLEMA
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan para
quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene una riqueza en
oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del 20,95 % en volumen?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
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214. a
= g aire
PROBLEMA
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan para
quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene una riqueza en
oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del 20,95 % en volumen?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
10 g CH4
a
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215. a
= g aire
PROBLEMA
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan para
quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene una riqueza en
oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del 20,95 % en volumen?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4
 
10 g CH4 =
a
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216. a
= g aire
PROBLEMA
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan para
quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene una riqueza en
oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del 20,95 % en volumen?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4


2 mol O2

1 mol CH4
10 g CH4 =
a
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217. a
= g aire
PROBLEMA
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan para
quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene una riqueza en
oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del 20,95 % en volumen?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4


1 mol O2
2 mol O2

1 mol CH4
10 g CH4 =
32 g O2

a
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218. a
= g aire
PROBLEMA
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan para
quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene una riqueza en
oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del 20,95 % en volumen?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4


1 mol O2
2 mol O2

1 mol CH4
10 g CH4 =
32 g O2

23,20 g O2
100 g aire
a
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219. 172,4
= g aire
PROBLEMA
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan para
quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene una riqueza en
oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del 20,95 % en volumen?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4


1 mol O2
2 mol O2

1 mol CH4
10 g CH4 =
32 g O2

23,20 g O2
100 g aire
a
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220. = g aire
PROBLEMA
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan para
quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene una riqueza en
oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del 20,95 % en volumen?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4


1 mol O2
2 mol O2

1 mol CH4
10 g CH4 =
32 g O2

23,20 g O2
100 g aire
10 g CH4
b
a
b
= L aire
172,4
...
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221. = g aire
PROBLEMA
5. ¿Qué peso y qué volumen de aire (en C. N.) se necesitan para
quemar completamente 10 g de CH4 si el aire tiene una riqueza en
oxígeno (O2) del 23,20 % en peso y del 20,95 % en volumen?
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol
10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4


1 mol O2
2 mol O2

1 mol CH4
10 g CH4 =
32 g O2

23,20 g O2
100 g aire
10 g CH4
1 mol CH4
16 g CH4


1 mol O2
2 mol O2

1 mol CH4
10 g CH4 =
22,4 L O2

20,95 L O2
100 L aire
b
a
133,6
= L aire
172,4
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222. Para afianzar estos conocimientos conviene realizar los
Ejercicios de Reactividad Química Básica

223. Curso Básico de Reactividad Química
01 – Unidades y estequiometría
02 – Termodinámica química
03 – Equilibrio químico y ley de acción de masas
04 – Cinética química
05 – Equilibrios físicos
06 – Disoluciones y sus propiedades coligativas
07 – Equilibrios de ácidos y bases
08 – Equilibrios de solubilidad
09 – Reacciones de oxidación-reducción
10 – Electroquímica: pilas galvánicas y electrolisis
11 – Reacciones de polimerización y nucleares
12 – Visión general de la reactividad química

224. Más teoría, ejercicios y prácticas de
Química General, Química Inorgánica Básica,
Química Orgánica Básica, Química Física,
Técnicas Instrumentales…
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