Este documento presenta conceptos fundamentales sobre mol y estequiometría. Define el mol como la unidad de cantidad de sustancia que contiene 6.023x1023 unidades de la especie química. Explica factores de conversión para convertir entre moles, moléculas, átomos y gramos. También cubre conceptos como masa molar, peso formula, ecuaciones químicas, relaciones molares y reactivo limitante.

1. UNIDAD I
CONCEPTO DE MOL Y ESTEQUIOMETRIA
CONTENIDO:
Concepto de Mol y Masa Molar
Factores de Conversión
Problemas relacionados
Peso Fórmula
Ecuaciones químicas
Relaciones molares y problemas de
Estequiometría.
Reactivo Limitante(RL) y Reactivo no
Limitante(RNL).
Recursos en Internet
CONCEPTO DE MOL Y MASA MOLAR
Comercialmente compramos los huevos por cajas o por unidades.
Usualmente una caja contiene doce(12) huevos. Unidad que se conoce
Docena.
Para convertir huevos a docenas utilizamos el Factor de Conversión(FC):
Una Docena ==> 12 Huevos
FC = Una Docena ==>12 Huevos xx Una Docena / 12 Huevos
144 Huevos = 144 Huevos x (Una Docena / 12 Huevos ) = 12 Docenas
144 Huevos = 12 Docenas Huevos
Los factores de conversión descritos anteriormente se usan en Química y
otras Ciencias.
En química utilizamos una Unidad de gran tamaño, denominada “Mol”.
El término “Mol” se define como una unidad que tiene 6.023X 1023
Unidades de la misma especie.
Por lo tanto podemos decir que:
Un mol de átomos de cloro contiene 6.023X 1023 átomos de cloro.
Un mol de moléculas de cloro contiene 6.023X 1023 moléculas de de cloro.
Un mol de iones de Na+ contiene 6.023X 1023 átomos de Na+.
FACTORES DE CONVERSIÓN:

2. En la conversión de moles de moléculas a moléculas, o de moléculas a
gramos, utilizamos los factores de conversión:
Un mol de moléculas de X6.023X 1023 moléculas de X.
Un mol de átomos de X6.023X 1023 átomos X
Un mol de moléculas de X equivale a 6.023X 1023 moléculas de X.
Un mol de iones de X+ equivale a 6.023X 1023 átomos de X+
Un mol de moléculas de X equivale a 6.023X 1023 moléculas de X
6.023X 1023 moléculas de X equivalen a un mol de X
Ejemplo #1:
Convertir 5 moles de moléculas de O2 a moléculas de O2.
Factor de Conversión ====> 1mol de moléculas/ 6.023X 1023moléculas de
O2.
5 mol de moléculas de O2 x( 6.023X 1023 moléculas de O2 / 1mol de
moléculas de O2) = 30.115x 1023 moléculas de O2 = 3.0115x 1024 moléculas
de O2
Masa Molar
La Masa Molar se define como la masa que tiene un Mol o 6.023x 1023
moléculas de la especie química.
La Masa Molar se expresa en unidades de gramos/mol (g/mol).
Por ejemplo, la MM del agua (H2O) es 18g/mol.
Por consiguiente podemos expresar que un mol de moléculas tiene una
masa equivalente a su MM.
El factor de conversión sería:
FC ===> 1 mol de molec H2O / 18g.
Ejemplo #2: Convertir 5 mol de molec de H2O a su masa en
gramos(g).
5mol x 18g/ 1mol = 90g.
* mol se usa generalmente como mol de moléculas.
Ejemplo
(a) Calcule el # de moles de azúcar en una bolsa de 5lb.(MM=342g/mol).
(b) Calcule el # de moles de átomos y el # de átomos de Oxígeno.
Fórmula C6 H12O6
5lb x454g/1lb = 2270g

3. 2270g x 1mol/342g = 6.6mol C6 H12O6.
6.6mol C6 H12O6 x 6mol átomos de O/1mol = 39.6mol átomos O
39.6mol átomos O x 6.023X 1023 átomos /1mol átomos = 2.37 x 1025
átomos
PESO FORMULA:
El PF se expresa como la masa de un mol de una formula, ya sea Ión,
molécula o cualquier otra especie química.
Por ejemplo, el PF del OH- es 17g/mol y el del Ion Cl- es de 35.5g/mol.
Los compuestos Iónicos al disolverse en un solvente o al fundirse liberan
sus iones. Por ejemplo, el Ca(OH)2 en solución produce dos moles de iones
OH- y un mol ión Ca2+por cada mol del compuesto.
Reacción: Ca(OH)2 ==> Ca2+ + 2 OH-
Por consiguiente, el PF es un caso especial de la MM y su unidad se
expresa en g/PF. Generalmente usamos indiferentemente estos dos
términos.
Por ejemplo, el ión Cl- tiene un PF=35.45g/PF y su MM es 35.5g/mol.
Ejercicio
Calcule cuantas moles de Ca(OH)2 y moles de iones de OH- hay en 7.8g del
compuesto (MM=78g/mol.
7.8g Ca(OH)2 x 1mol/78g/mol = 0.1mol Ca(OH)2
0.1mol Ca(OH)2 x 2mol OH-/1mol Ca(OH)2 = 0.2mol OH-.
ECUACIONES QUIMICAS:
Las siguientes ecuaciones balanceadas describen diferentes tipos de
reacciones:
2 H2 + O2  2 H2O
Na2CO3 + 2 HCl CO2 + H2O + 2 NaCl
C6 H12O6 + 6 O26 CO2 + 6 H2O
NaOH + HCl ==> NaCl + H2O
Pueden repasar los conceptos de balanceo en:
http:www.angelfire.com/al2/carlos3
RELACIONES MOLARES:
En una reacción química es necesario calcular el # de moles o la masa de los
reactivos que reaccionan entre si y el # de moles o la masa de los productos

4. obtenidos. La ecuación química nos permite establecer algunas relaciones
molares entre los diferentes compuestos que toman parte en la reacción.
De la siguiente ecuación podemos sacar las siguientes relaciones molares, las
cuales nos permiten hacer conversiones entre los reactivos, entre los productos
y entre los reactivos y los productos:
Na2CO3 + 2 HCl =====> CO2 + H2O + 2 NaCl = significa
equivale a.
1mol Na2CO3 = 2 mol HCl = 1mol CO2 = 1mol H2O == 2 NaCl
Ejercicio
(a) Calcule cuantas moles de HCl reaccionan con 3 moles de Na2CO3.
(b) Calcule cuantas moles de NaCl se producen al reaccionar 3 moles de
Na2CO3 con un exceso de moles de HCl.
( exceso significa que sobran moles de HCl después de la reacción)
3 moles de Na2CO3 x (2mol HCl/ 6mol Na2CO3) =
6mol HCl
3mol Na2CO3 x( 2mol NaCl/1mol Na2CO3) = 6 mol de
NaCl
Las relaciones molares nos permiten también establecer las relaciones
entre las masas de las especies quimicas que toman parte en la reacción.
Ejercicio
(a) (a) Calcule cuantas moles de H2O se producen al reaccionar 3.6g
de C6H12O6 (MM=180g/mol) con un exceso de O2.
(b) (b) Calcule cuantos gramos de agua se forman (MM=18g/mol).
C6H12O6 + 6 O2 ==> 6 CO2 + 6 H2O
3.6g de C6 H12O6 x (1mol/180g) = 0.02mol C6H12O6
0.02mol C6H12O6x ( 6mol H2O/1mol C6H12O6) = 0.12 mol H2O ....MM =
18g/mol
0.12 mol H2O x 18g/1mol = 3.6g H2O
Ejercicio
2 H2 + O2 ==> 2 H2O
MMO2= 32g/mol MMH2 = 2g/mol
Calcule cuantos gramos de H2reaccionan con 8.0g de O2.

5. 8.0g de O2 x 1mol O2/32g = 0.25mol
0.25mol O2 x 2mol H2/1mol O2 = 0.50mol H2
0.50mol H2 x 2gH2/1mol H2= 1.0g H2
8.0g de O2 reaccionan con exactamente 1.0g de
H2.
32g de O2 (1mol) reaccionan con 4.0g de H2
REACTIVO LIMITANTE (RL) Y REACTIVO NO LIMITANTE(RNL):
En una reacción química, uno de los reactivos limita la reacción y por lo
tanto la cantidad de producto o productos obtenidos. El Reactivo Limitante
(RL) se consume completamente; por consiguiente uno o más de los
reactantes que participan en la reacción sobran.
Ejercicio
CH4 + 2 O2 ==> CO2 + 2 H2O
16g/mol 32g/mol/ 18g/mol
32.0g de metano (CH4) reaccionan con 256.0g de O2:.
(a) (a) Calcule el RL y la masa en gramos de O2 que se produce.
(b) (b) Calcule cuantos gramos del RNL reaccionan y cuantos gramos
de éste sobran.
Existen diferentes métodos para calcular el RL.
En el presente método se calcula el # de moles o la masa de uno de los
productos. En este caso escogemos el agua ( H2O).
El Reactante que produce la menor cantidad de H2O corresponde al RL.
Luego se calcula separadamente para cada Reactante la masa de Agua que
se produce:
32 g de CH4 ===> moles de CH4 ===> mol de H2O ===>g de H2O
(a) 32.0g CH4 x 1mol/ 16g = 2mol CH4 (cantidad inicial)
2mol CH4x 2mol H2O/ 1mol CH4 = 4mol H2O
4mol H2O x 18g/mol = 72g H2O
(b) 256 g de O2 ===> moles de O2 ===> mol de H2O ===>g de H2O
256.0g O2 x 1mol O2/32g O2 = 8mol O2 (cantidad inicial)
8mol O2 x 2mol H2O/2mol O2= 8mol H2O
8mol H2O x 18g/mol = 144g H2O
El RL es el CH4 porque produce la menor cantidad de H2O
(72.0g)
Cantidad producida = 72.0g H2O
Por consiguiente todos los cálculos se hacen a base del RL.

6. Luego podemos calcular las moles del RNL (O2 ) que reaccionaron y las
moles que sobraron:
2mol CH4 x 2mol O2/1mol CH4 = 4mol O2
Luego sobran: 8moles – 4moles = 4moles.
El RL y la masa del RNL se puede también calcular a partir de los
coeficientes de la ecuación química y de la Masa Molar de los
compuestos.En este caso se usa la masa de los reactivos que
reaccionaron.
En ecuación podemos sacar dichas relaciones:
CH4 + 2 O2 ==> CO2 + 2 H2O
16g/mol 32g/mol/ 18g/mol
De acuerdo a la ecuación química obtenemos las siguientes equivalencias
16g CH4 equivalen a (2x 32g O2)= 64g de O2
44g CO2 equivalen a 18g H2O
Ejercicio:
3.2g de CH4 reaccionan con 3.2g de O2.
Calcule el RL y cuantos g de H2O se forman.
3.2g CH4 x ( 2x18g H2O/ 16g CH4 ) = 7.2g H2O
3.2g O2 x (2x18g H2O/64g O2) = 1.8g H2O
Luego el RL es el O2 y se producen 1.8g de H2O
Se puede calcular también el peso del RNL que reaccionó y el peso del
RNL que sobró.
Reaccionaron : 3.2g O2 x (16g CH4 / 64g O2) = 0.8g CH4
Luego sobraron ( 3.2 – 0.8)g CH4 = 2.4g CH4.
RECURSOS EN INTERNET
http://ull.chemistry.uakron.edu/analytical/index.html
http://www.angelfire.com/al2/carlos3
Luis Carlos Sarmiento
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