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COMPOSICIÓN DE LAS SUSTANCIAS
CURSO PROPEDEUTICO
DRA. GLORIA SÁNCHEZ CABRERA

III.5 Composición de la sustancias
 Composición porcentual de un
compuesto
(Fórmula: expresa el número real de
átomos de cada tipo en una sola molécula)
 Obtención de una fórmula mínima y
molecular

Composición porcentual de un
compuesto
 A partir de la fórmula es posible calcular el
porcentaje con que contribuye cada elemento
a la masa total del compuesto.
 La composición porcentual en masa es el
porcentaje en masa de cada elemento en un
compuesto y se obtiene al dividir la masa de
cada uno de los elementos en 1 mol del
compuesto entre la masa molar del
compuesto y multiplicándolo por 100.

(n) (masa molar del elemento)
masa molar del compuesto
X 100%
Composición
porcentual de
un elemento
% =
compuesto
n = número de moles del elemento en un mol del compuesto

compuesto
Ejemplo 1: H2O2
Masas molares
34.0138 g H2O
1.0079 g H
15.999 g O
(2) (1.0079 g)
34.0138
X 100%
% H = = 5.93 % H
34.0138
(2) (15.999 g)
X 100%
% O = = 94.07% O
Ejemplo 2: H2SO4
(2) (1.0079 g)
98.0778
X 100%
% H = = 2.06 % H
(1) (32.066 g)
98.0778
X 100%
% S = = 32.69 % S
(4) (15.999 g)
98.0778
X 100%
% O = = 65.25 % O
100.00 %
Masas molares
98.0778 g H2SO4
32.066 g S
100.00 %

Obtención de una fórmula mínima
y molecular
 Las fórmulas empíricas (F. E.) indican las
proporciones atómicas mínimas en un
compuesto.
 Las fórmulas químicas o empíricas se
derivan del análisis químico o elemental.
 El análisis elemental da las proporciones en
masas de los elementos que forman un
compuesto.

Obtención de una fórmula mínima
y molecular
 El número de moles de cada elemento se
obtiene de la masa del elemento.
 La proporción de números enteros más
sencilla en moles (que es la misma que la
proporción en átomos) se usa para escribir la
fórmula empírica.
 La fórmula molecular (F.M.) se obtiene de la
fórmula empírica si se conoce el peso
molecular o masa molar.

Determinación experimental de
fórmulas empíricas
Procedimiento:
1.- El análisis elemental indica el número de
gramos de cada elementos presente en una
determinada cantidad de compuesto.
2.- Las cantidades en gramos se convierten en
moles de cada elemento para encontrar la
fórmula mínima.
NOTA: La cantidad en moles deben ser números
enteros.

Tomemos como ejemplo al etanol (CH3CH2OH).
Cuando se quema el etanol en un aparato como el de la
figura todo el carbono del compuesto se convierte en
dióxido de carbono (CO2) y todo el hidrógeno se convierte
en agua (H2O). Las masas de CO2 y H2O producidas se
pueden determinar midiendo el incremento en la masa de
los absorbedores de CO2 y H2O, respectivamente. Figura 2.
Aparato para
determinar la
fórmula
empírica del
etanol. Los
absorbedores
son sustancias
que pueden
retener agua y
dióxido de
carbono,
respectivamente
En el caso de los compuestos orgánicos la composición
porcentual se suele obtener mediante un análisis de la
combustión del compuesto.

Determinación experimental de
fórmulas empíricas
 Si se conoce la composición
porcentual en masa de un
compuesto es posible
determinar su F. E. considerando
que el 100% equivale a 100 g
del compuesto
El esquema muestra los
pasos a seguir para
determinar la formula
empírica de un compuesto a
partir de la composición
porcentual del mismo.

Se puede determinar la F. E. de un compuesto usando las masas de cada
elemento en el compuesto.
EJEMPLO 1:
Un compuesto esta formado por 7.20 g de carbono, 1.20 g de hidrógeno y
9.60 g de oxígeno. Encuentre la F. E. de este compuesto.
Respuesta:
Convertir los gramos de cada elemento a moles, conociendo que
1 mol de cualquier elemento = masa molar en gramos, por lo tanto:
7.20 / 12 = 0.6 moles C
1.20 / 1.0 = 1.2 moles H
9.60 / 16 = 0.6 moles O
Determinación de fórmulas empíricas a
partir de las masas de cada elemento
Dividir cada una de los tres productos en moles obtenido entre el más
pequeño de los tres, para obtener la relación molar más pequeña ya que la
definición de F. e. es la relación molar en número más sencilla.
0.6 mol C / 0.6 = 1.0 mol C
1.2 mol H / 0.6 = 2.0 moles H
0.6 mol O / 0.6 = 1.0 mol O

NOTA: En el caso anterior la relación de moles obtenida corresponde
a números enteros, pero…
Si la relación diera valores que tuvieran cifras decimales solo se van
aproximar aquellas que tengan decimales como:
x.85, x.90, x.95, x.99 al siguiente número entero
P/E 2.90  3.
x.05, x.10, x.15, x.20 al número inmediato anterior
P/E 1.15  1
partir de las masas de cada elemento
cont…
Los números enteros obtenidos se colocan como subíndices después de su
respectivo símbolo, por lo tanto la fórmula empírica del compuesto es: CH2O
Pero si una de los datos obtenidos de la fracción mol diera valores
decimales entre .3 y .7 se debe buscar un factor común (p/e 2, 3, 4...)
por el cual multiplicar el número para obtener un número entero.
Este número también afectará a los otros elementos.

Una variante del ejemplo anterior es cuando se tiene la
composición en porcentaje en masa.
En este caso se asumen 100 gramos de muestra y se convierten
todos los porcentajes a gramos. Asumiendo 100 gramos de
muestra permite usar el mísmo número como gramos que como
porcentaje, por lo tanto:
El porcentaje numérico permanecerá constante de acuerdo
con la ley de las composiciones constantes.
EJEMPLO 2:
Del ejemplo 1, la combustión de la muestra dio los siguientes
porcentajes en masa:
38.71% Carbono
9.71% Hidrógeno
51.58% Oxígeno
Determine la F. E. del compuesto.
partir de la composición en masa (%)

Respuesta:
Asumiendo 100 gramos de muestra:
Por lo tanto, en 100 gramos de muestra habrán
38.71 g of Carbono
9.71 g Hidrógeno
51.58 g Oxígeno
Convertir los gramos de cada elemento a los 100 gramos de
muestra a moles del elemento y dividir entre en número de masa
del elemento.
38.71 g C X 1 mol C / 12.0 g C = 3.23 moles C
9.71 g H X 1 mol H / 1.0 g H = 9.71 moles H
51.58 g O X 1 mol O / 16.0 g O = 3.22 moles O
Obtener la relación molar dividiendo entre el menor valor:
3.23 moles C / 3.22 = 1.0 mol C
9.71 moles H / 3.22 = 3.0 moles H
3.22 moles O / 3.22 = 1.0 mol O
Como son números enteros la F. E. del compuesto es: CH2O

Supóngase que en un experimento la combustión de 11.5 g de etanol produjo
22.0 g de CO2 y 13.5 g de H2O. Determine la F. E.
Determinación de fórmulas empíricas
a partir de las masas de CO2 y H2O
obtenidas de la combustión
Para producir 0.500 moles de CO2 habrán reaccionado 0.500 moles de C y
podemos calcular la masa de carbono en la muestra cómo:
De igual manera para el hidrógeno:
EJEMPLO 3
Podemos calcular la masa de carbono en los 11.5 g de etanol de la siguiente
manera:

Así, 11.5 g de etanol contienen 6.00 g de carbono y 1.51 g de hidrógeno.
El resto debe ser oxígeno, cuya masa es:
11.5 g – (6.00 g + 1.51 g) = 4.0 g.de O.
En este caso harán falta dos moles de hidrógeno para formar un mol de
agua y habremos partido entonces de 2x0.749 moles de H = 1.498:
Así que en global tenemos:
0.500 moles de C
1.498 moles de H
0.250 moles de O
Si dividimos entre el número de moles más pequeño:
2 moles de C
6 moles de H
1 mol de O
Por lo tanto, la fórmula empírica del etanol es C2H6O
(fórmula empírica = fórmula basada sólo en la observación y en mediciones).

EJEMPLO 4:
6.83 mg de etilenglicol se colocaron en una cámara de combustión.
La cantidad de CO2 y H2O se determinaron como: 9.06 mg CO2 y 5.58
mg H2O.
Determine el porcentaje en masa de cada elemento presente en la
muestra (C, H y O)
Respuesta:
Convetir los miligramos a gramos
9.06 mg = 9.06x10-3 g
5.58 mg = 5.58x10-3 g
Determine la masa de carbono en la muestra a partir de la masa de
CO2:
9.06x10-3 g CO2 1 mol CO2
44.01 g CO2
1 mol C
1 mol CO2
12.011 g C
1mol C
= 2.47x10-3 g C

Determine la masa de hidrógeno en la muestra a partir de la masa de
H2O:
5.58x10-3 g H2O 1 mol H2O
18.02 g H2O
2 mol H
1 mol H2O
1.008 g H
1 mol H
= 6.24x10-3 g H
Determine el porcentaje en masa de carbono en la muestra:
% masa C = [masa de carbono en la muestra/ masa de la muestra] X 100
% C masa = [2.47x10-3 / 6.38x10-3] X 100 = 38.71% C
Determine el porcentaje en masa de hidrógeno en la muestra:
% masa H = [masa de hidrógeno en la muestra/ masa de la muestra] X 100
% H masa = [6.24x10-3 / 6.38x10-3] X 100 = 9.71 % H
Finalmente al 100% de la muestra original se le restan los porcentajes de
C y de H obtenidos para obtener el porcentaje de O
100 - (9.71+38.71) = 51.58 % O
38.7 % C
9.7 % H
51.6 % O

Determinación de la fórmula
molecular a partir de la fórmula
empírica
 La fórmula molecular (F.M.) se obtiene de la
fórmula empírica si se conoce el peso
molecular o masa molar.
masa molecular
masa fórmula E.
= Factor (núm. Entero)
Factor (F. E.) = F. M.
P /E: 2(HO) = H2O2

Para la fórmula empírica CHO2 la masa sería:
(1)(12.0) + 1(1.0) + 2(16.0) = 45.0 (masa fórmula empírica)
Determine el factor común definido por la masa molecular (90 g/mol) y
la masa de la fórmula empírica
masa molecular / masa fórmula empírica = 90 / 45 = 2 = factor
El factor encontrado se multiplica por cada una de los subíndices de la
fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.
Determinación de la fórmula molecular
2(CHO2) = C2H2O4
F. Empírica F. Molecular
A partir de su masa molecular y de la masa de la fórmula empírica.
EJEMPLO 5:
Determine la fórmula molecular de un compuesto cuya masa molar es de 90
g/mol a partir de la F. E. CHO2.

Determinación de fórmulas empíricas y
moleculares

III.6 Cálculos basados en las
ecuaciones químicas
Los problemas estequiométricos se resuelven en
base a los coeficientes de una ecuación química.
(número de moles)
Hay dos tipos fundamentales de cálculos
químicos estequiométricos
1. Determinar el peso de un producto formado a
partir de un cierto peso de un reactivo o viceversa.
2. Determinar el peso de un reactivo necesario para
combinarse con un cierto peso de otro reactivo

III.6 Cálculos basados en las
ecuaciones químicas
Para la resolución de los problemas
gramos A moles A moles B gramos B
Reactivos Productos
Masa molar
A
Masa molar
B
Coeficientes
Estequiométricos
de A y B
 Se escriben las fórmulas correctas para todos los reactivos y
productos y se balancea la ecuación
 Se convierten las cantidades de las sustancias conocidas a moles
 Se utilizan los coeficientes de la ecuación balanceada para calcular
el número de moles de las cantidades buscadas o desconocidas
 Utilizando los moles calculados y las masas molares o peso
moleculares se convierten a gramos o a la unidad requerida.

EJEMPLO 1
El cloro puede prepararse por la reacción
MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
a) ¿Cuántos gramos de HCl se requieren para reaccionar con 25.0 g
de MnO2?
b) ¿Cuántos gramos de Cl2 se producen en la reacción?
Respuesta
Balancear la ecuación.
25.0 g g =
?
a)
25.0 g MnO2
1 mol MnO2
86.9 g MnO2
4 moles HCl
1 mol MnO2
36.5 g HCl
1 mol HCl
= 42.0 g HCl

MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
25.0 g g =
?
b)
25.0 g MnO2
1 mol MnO2
86.9 g MnO2
1 mol Cl2
1 mol MnO2
71.0 g Cl2
1 mol Cl2
= 20.45 g Cl2
EJEMPLO 2
La cantidad de monóxido de carbono en una muestra de un gas puede
determinarse por la reacción:
I2O5 + CO I2 + CO2
Si la muestra de gas libera 0.192 g de I2, ¿cuantos gramos de CO se
encontraban presentes en la muestra?
Respuesta
I2O5 + 5 CO I2 + 5 CO2
0.192 g
g = ?
0.192 g I2
1 mol I2
253.81 g I2
5 moles CO
1 mol I2
27.999 g CO
1 mol CO
= 0.106 g CO

III.7 Reactivo limitante y
rendimiento de reacción.
Reactivo limitante: Reactivo que de acuerdo con la
estequiometría de una reacción dada, se suministra en
la cantidad estequiométrica más pequeña y por lo tanto
limita la cantidad de producto obtenido.
Reactivo que se consume primero en una reacción
Reactivo en exceso : Reactivo suministrado en la
cantidad estequiométrica más grande
Al reactivo que se ha consumido en su totalidad en
una reacción química se le denomina reactivo
limitante, ya que limita la cantidad de producto
formado.

Reactivo limitante (A)
Reactivo en exceso (B)
A + B AB + B
Para resolver problemas basados en R. L., primero hay
que determinar cuál de los reactivos es el limitante,
siguiendo estos pasos:
1. Pasar los datos de reactivos a moles
2. Dividir cada uno de ellos por el coeficiente
de la reacción. El número menor nos indica
cuál es el reactivo limitante
Una vez determinado el reactivo limitante, usamos éste
para resolver el problema desechando el dato
correspondiente al otro reactivo (reactivo en exceso)

III.7 Reactivo limitante y
rendimiento de reacción.
El rendimiento teórico de la reacción es:
la cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo
el reactivo limitante.
El rendimiento real es:
la cantidad de producto que se obtiene realmente en una
reacción.
Rendimiento real < Rendimiento teórico
El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento
describe la relación del rendimiento real y el rendimiento
teórico:

EJEMPLO
Respuesta
2 NH3 + 5 F2 N2F4 + 6 HF
a) ¿Cuántos gramos de N2F4 pueden preparase teóricamente a
partir de 4.0 g de NH3 y 14.0 g de F2? La ecuación química para la
reacción es:
NH3 + F2 N2F4 + HF
Primero se necesita saber si las cantidades de reactivos presentes son
estequiométricamente equivalentes o no, para determinar lo anterior se
comparan los moles suministrados de cada uno de los reactivos con las
relaciones estequiométricas de la reacción
4.0 g NH3
1 mol NH3
17.00 g NH3
= 0.235 moles NH3
14.0 g F2
1 mol F2
37.98 g F2
= 0.369 moles F2
2 moles de NH3
5 moles de F2
= 0.118
= 0.074
Reactivo limitante: F2
0.074 < 0.118

14.0 g F2
1 mol F2
37.98 g F2
= 0.369 moles F2
El calculo se realiza en base a la cantidad de F2 suministrada:
0.369 moles F2 1 mol N2F4
5 moles F2
103.96 g N2F4
1 mol N2F4
= 7.67 g N2F4
b) Si se obtuvieron 4.80 g de N2F4 en la reacción cual es el porcentaje
de rendimiento (% R)
4.80 g N2F4
7.67 g N2F4
X 100 = 62.7 %
% RN2F4 =
R. Exp. N2F4
R. Teo. N2F4
X 100 =

III.8 Estequiometría de soluciones
Una solución es una mezcla homogénea
formado por dos o más especies químicas.
Solución homogénea: composición uniforme, no
permite detectar la presencia de partes diferentes.
Solución heterogénea: se observan superficies bien
definidas entre las partes o fases de la mezcla
¿ Soluciones ?

Clasificación de la soluciones por su
estado físico
 Soluciones gaseosas.
Ejemplo: Aire
 Soluciones sólidas.
Ejemplo: aleaciones metálicas, bronce (Cu-Zn).
 Soluciones líquidas.
Están formadas por:
Soluto + disolvente

Existen dos criterios para definir cuál de los
componentes es el soluto y cuál es el
disolvente en una solución:
1. Designa al disolvente como el componente que se
encuentra en mayor cantidad, siendo el otro el soluto.
2. Designa al disolvente como el componente cuyo estado
físico coincide con el estado físico de la solución
obtenida (líquido).
Muchas veces se llega a la misma conclusión aplicando
ambos criterios. Cuando ello ocurre, suele darse
preferencia al segundo de los criterios mencionados.
Soluto es el o los componentes que se disuelven en el
disolvente, (sólidos o líquidos)

Solubilidad y concentración de las
soluciones:
La solubilidad de una
sustancia en un
determinado disolvente
a una temperatura
específica es la
cantidad máxima de
soluto que se disolverá
en una cantidad
definida de disolvente y
que producirá un
sistema estable
La concentración de un
componente en una solución,
es la relación entre la cantidad
(masa o volumen) de dicho
componente (soluto) y la
cantidad (masa o volumen) del
otro (disolvente).
La concentración es la
magnitud física que expresa la
cantidad de un elemento o un
compuesto por unidad de
volumen.

Existen diferentes formas de expresión de la concentración
y cada una de ellas tiene aplicaciones prácticas específicas,
de modo que en un caso dado una determinada forma de
expresión sea preferida a cualquiera de las restantes.
Las formas más frecuentes de expresar una
concentración son:
a) % masa / masa: gramos de soluto por 100 gramos de
solución.
b) % masa / volumen: gramos de soluto por 100 cm3 o ml
de solución
c) Fracción molar (X) es la relación entre el número de
moles de soluto y el número total de moles de todos
los componentes de la solución.

d) Molaridad (M): moles de soluto por 1 litro de
solución. Empleada en casos de titulaciones de
soluciones.
e) Molalidad (m): moles de soluto por kilogramo de
solvente. Empleada en el estudio de las
propiedades coligativas.
f) Normalidad (N): número de equivalentes (g) de
soluto por 1 litro de solución. Empleada en casos de
titulaciones de soluciones.
También se puede expresar cualitativamente empleando
términos como diluido, para bajas concentraciones, o
concentrado, para altas.

% en masa y en volumen
 % en masa: es la relación de la masa de un soluto en
la masa de la disolución multiplicada por 100.
 % en volumen: se utiliza para una solución de dos
líquidos
% masa =
Masa del soluto
Masa del soluto + masa del disolvente
x 100
Por ejemplo: Una solución acuosa de NaCl al 5% contiene 5 gramos de
NaCl y 95 gramos de H2O
Por ejemplo: un vino que es 12 % de alcohol contiene 12 ml de alcohol
por 88 ml de vino

Por ejemplo: En una mezcla binaria de 6 moles de etanol y 4 moles de
agua, lo que da un total de 10 moles,
la fracción molar del etanol es de 6/10 = 0.6
y la fracción molar del agua es 4/10 = 0.4.
La suma de todas las fracciones molares de una mezcla da como
resultado la unidad.
Fracción molar ()
 La fracción molar de un soluto (soluto) es la
relación entre el número de moles del soluto y
el número total de moles de la disolución.
 La suma de todas las fracciones molares de
una mezcla da como resultado la unidad.

Por ejemplo, si se disuelven 0.5 moles de soluto en 100 mL de disolución,
se tiene una concentración de ese soluto de:
Molaridad (M)
La molaridad es el número de moles de soluto
por litro de solución.
Unidades: moles/litro
M =
# moles soluto
1 litro de solución
M =
0. 5 moles soluto
0.100 litros
= 5.0 M

Cuántos gramos de NaOH se necesitan para preparar
250 mL de una solución 0.3 M?
EJEMPLO
# Moles de NaOH = (Volumen en litros)x(Molaridad)
= (0.25L)x(0.3 moles/L NaOH)
= 0.075
gramos de NaOH = (moles de NaOH)x(P.F. NaOH)
= (0.075 moles)x(40 g /mol NaOH)
= 3.0 gramos de NaOH
Respuesta

Es menos empleada que la molaridad,
aunque puede medirse con mayor
precisión y no importan los cambios de
temperatura.
Molalidad (m)
La molalidad es el número de moles de soluto
por kilogramo de disolvente.
m =
# moles soluto
1 kilo de disolvente

Normalidad (N)
La normalidad es el número de equivalentes
(es) de soluto por litro de solución.
N =
equivalentes
e = V N
En una reacción química, un equivalente (eA) de una sustancia
siempre se combinará con un equivalente de otra (eB)
e (A) = e (B)

Siendo a el número de
partículas que ésta cede o
acepta, denominado valencia.
Normalidad (N)
equivalentes = (a) (# moles soluto )
Un equivalente de una sustancia se puede expresar de la
siguiente forma:
1.- Para sustancias que participan en reacciones ácido-base: a es el
número de H+ o OH- que puede ceder el ácido o la base, por ejemplo
para el HCl n = 1 y para el Ca(OH)2 n = 2.
2.- Para reacciones rédox: a es el número de electrones implicados en
la reacción.
Peso equivalente de una sustancia es la masa de un
equivalente de compuesto
Peso
equivalente
Peso molecular
a
= g/equiv

N =
(a) (# moles soluto)
Cuando a = 1, la normalidad coincide con la molaridad.
N = aM
Si el # de moles de soluto =
gramos de soluto
Masa molar (g/mol) disolvente
M. M. = masa molar
=
(a) g de soluto/ M.M.
(a) (Vlitros)
(a) (g de soluto)
(M. M.) (Vlitros)
=
N =
(a) (g de soluto)
(M. M.) (Vlitros)

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