Este documento describe los conceptos de composición porcentual, fórmula empírica, fórmula molecular, ecuaciones químicas y cálculos basados en ellas. Explica cómo calcular la composición porcentual de un compuesto y usarla para determinar las fórmulas empírica y molecular. También cubre el significado de las ecuaciones químicas y cómo realizar cálculos como determinar los reactivos limitantes y el rendimiento de las reacciones.

2. COMPOSICION PORCENTUAL
Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes
en un compuesto.
% A = masa total del elemento A / masa molar del compuesto *100
Ej.: Calcule la composición porcentual Ni2 (CO3)3
 Calcular la masa molar del compuesto = 297,41 g/mol
Calcular el % de cada elemento:
% Ni = 117,8 / 297,41 *100 = 39,47 %
% C = 36,03 / 297,41 * 100 = 12,11 %
% O = 144 / 297,41 * 100 = 48,42 %

3. FORMULA EMPIRICA
Muestra la mínima relación de números enteros de átomos
presentes en un compuesto, no es la fórmula real.
Ej.: Acetileno = CH
 Benceno = CH
 Formaldehido = CH2 O
A partir de la composición porcentual de un compuesto, se
puede calcular la fórmula empírica y molecular de dicho
compuesto.

4. Ej.:
El propileno es un HC cuya masa molar es de 42,00 g y contiene
14,3% de H y 85,7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?.
* Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite
expresar los% como gramo.
En 100 g de propileno hay : 14,3 g de H y 85,7 g de C
* Convertir gramos a moles
14,3 g ( 1 mol / 1,01 g H ) = 14,16 mol
85,7 g ( 1 mol de C / 12,01 g de C ) = 7,14 mol C


5. * Cada valor obtenido en el punto anterior se debe tomar el
menor valor de ellos. Si los valores no son enteros, se deben
multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro
entero.
Si los nº obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para
escribir la fórmula empírica.
H = 14,6 / 7,14 = 2,04 C= 7,14 / 7,14 = 1,0
C H2

6. FORMULA MOLECULAR
Muestra el nº de átomos de cada elemento que constituyen un
determinado compuesto. Es la fórmula real.
Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero
no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuente
en química orgánica.
Ej.: Obtener la fórmula molecular del propileno.
Se debe calcular la fórmula empírica aún cuando el problema no
la pida.

7. H = 14,6 / 7,14 = 2,04 C= 7,14 / 7,14 = 1,0
C H2
Se debe calcular nn conocido como unidades de
fórmulas empíricas, el cuál multiplica a los subíndices
de la fórmula empírica para obtener la molecular.
n = masa molecular dada del compuesto/ masan = masa molecular dada del compuesto/ masa
molar de la fórmula empírica.molar de la fórmula empírica.
 nn = 42 /= 42 / 14,03 = 2,99= 2,99 ≈ 3≈ 3

8. EJERCICIO
Un sulfuro de hierro contiene 2,233 g de Fe y 1,926 g de S. Si la
masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula
molecular del compuesto?.
La fórmula molecular es igual a la fórmula empírica.

9. ECUACIONES QUÍMICAS
Una reacción química siempre supone la transformación de una
o más sustancias en otra u otras; es decir, hay un reagrupamiento
de átomos o iones y se forman otras sustancias. Las ecuaciones
químicas representan reacciones que muestran:
* las sustancias que reaccionan, llamadas reactivos.
* las sustancias que se forman o productos.
* las cantidades relativas de sustancias que intervienen.

10. ¿ QUE SIGNIFICA ESTA
ECUACION?
CH4(g) + 2 O2 (g) CO→ 2(g) + 2 H2 O(g)= a nivel más simple
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol = a nivel de moles
6,02*1023
2(6,02*1023
) 6,02*10→ 23
2(6,02*1023
) = a nivel de moléculas
16 g 2 ( 32 ) g 44 g 2 ( 18 ) g→ = a nivel de masa
22,4 l 2 (22,4 ) l 22,4 l 2 ( 22,4 ) l→ = a nivel de volumen molar
EjerciciosEjercicios
1. Na (s) + H2 O(l) Na OH→ (ac) + H2(g)
2. C2 H4(g) + O 2 (g) CO→ 2(g) + 2 H2 O(g)
3. Al (s) + HCl (ac) AlCl→ 3(s) +H2(g)

11. CALCULOS BASADOS EN
ECUACIONES QUIMICAS


 Emplee la masa molar de
 B
 Emplee la masa molar de A

 Emplee coeficientes
 de A y B de la ecuación
 balanceada

GRAMOS DE
LA
SUSTANCIA A
MOLES DE
LA
SUSTANCIA
A
MOLES DE LA
SUSTANCIA B
GRAMOS DE
LA
SUSTANCIA B

12. PREGUNTAS
¿Cuántas moléculas de oxígeno reaccionan con 47 moléculas de metano ,
según la ecuación anterior?.
¿Qué masa de oxígeno reaccionará con 24 g de metano ?.
¿Qué masa de metano ,en gramos , reaccionará con 96 g de oxígeno?.
La mayor parte de las combustiones se producen en exceso de oxígeno, es
decir, con una cantidad mayor que la necesaria para la combustión completa
de la sustancia. Calcule la masa de dióxido de carbono en gramos, que se
producirá por combustión de 6,0 moles de metano, en exceso de oxígeno.
¿Qué masa de oxígeno en toneladas es necearía para quemar completamente
7,0 toneladas de metano?.
¿Qué masa de metano ha de quemarse para producir 3,01 *1023
moléculas de
agua?.

13. REACTIVO LIMITANTE
CH4(g) + 2 O2 (g) CO→ 2(g) + 2 H2 O(g)
1mol 2 mol 1 mol 2 mol
16 g 64 g 44 g 36 g
Con estos datos se calcula el número de moles de cada uno
Moles de átomos de CH4= 8 g de CH4 * 1 mol de CH4 = 0,5
 16 g de CH4
Moles de átomos de O2= 48,0 g de O2 * 1 mol de O2 = 1,50
 32 g de O2

14. La ecuación ajustada indica la relación de los reactivos al
reaccionar:
1 mol de CH4 a 2 moles de O2
0,5 moles de CH4 a 1 mol de O2
Pero como realmente tenemos:
0,5 moles de CH4 a 1,5 moles de O2
Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de metano con
1 mol de oxígeno, la reacción se detiene por agotamiento del
metano y quedaría 0,5 moles de oxígeno de exceso . El metanoEl metano
es el reactivo limitantees el reactivo limitante y sobre él deben basarse los cálculos.

15. RENDIMIENTO DE LAS
REACCIONES QUIMICAS
Muchas rxs no se efectúan en forma completa ;es decir, los reactivos
no se convierten completamente en productos. El término
RENDIMIENTO indica la cantidad de productos que se obtienen en
una reacción.
Rendimiento = Producto Obtenido Realmente / Producto Obtenido Teóricamente *100

16. Ej.: C6 H6 +HNO3 → C6 H5 NO2 + H2 O
1 mol 1 mol 1 mol 1 mol
78,1 g 63,0 g 123,1 g 18,0 g
Una muestra de 15,6 g de C6 H6 rx con HNO3 en exceso y origina
18,0 g de C6 H5 NO2 . ¿Cuál es el rendimiento de esta rx con
respecto al C6 H5 NO2?.
* Calcular el rendimiento teórico del C6 H5 NO2 de acuerdo a la
estequiometria.
X g de C6 H5 NO2 = 15,6 g de C6 H6 * 123, 1 g C6 H5 NO2 = 24,6 g C6 H5 NO2
 78 g de C6 H6
Esto significa que si todo el C6 H6 se convierte en C6 H5 NO2 , se obtendrían 24,6 g de C6
H5 NO2 ( rendimiento teórico ) ; sin embargo, la rx produce solamente 18,0 g de C6 H5
NO2 , que es mucho menos que el 100%

17. Rendimiento = 18,0 / 24,6 *100 = 73,2%
Rendimiento = Producto Real / Producto Obtenido Teóricamente * 100