1. Poder y Forma de Dios al crear
partículas extremadamente pequeñas como lo
demuestra el No. de Avogadro y además tener una
INDIVIDUALIDAD que diferencia a cada una de
esas partículas
Colegio Verbo Álamos
Décimo Bachillerato

2. Temas
• Mol
• No. de Avogadro
• UMA Masa Molar
• Composición Porcentual
• Formula Empírica y Molecular

3. La estequiometria es el estudio de las cantidades de
reactivos y productos que intervienen en las reacciones
químicas.
ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA
MOL
Cantidad de sustancia que contiene el
mismo número de unidades elementales
(átomos, moléculas, iones, etc.) que el
número de átomos presentes en 12 g de
carbono 12.

4. Numero de AVOGADRO
• Cuando hablamos de un mol, hablamos de
un número específico de materia.
Por ejemplo si decimos una docena sabemos
que son 12, una centena 100 y un mol
equivale a 6.022x 1023
Este número se
conoce como Número de Avogadro y es un
número tan grande que es difícil imaginarlo.
6.02-200-000-000-000-000-000-000-000

5. MOL
• Un mol de azufre, contiene el
mismo número de átomos que un
mol de plata, el mismo número de
átomos que un mol de calcio, y el
mismo número de átomos que un
mol de cualquier otro elemento.

6. • 1 MOL de un elemento =
6.022 x 1023
átomos
Si tienes una docena de canicas de vidrio y una
docena de pelotas de ping-pong, el número de
canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo
mismo? NO.
Así pasa con las moles de átomos, son el mismo
número de átomos, pero la masa depende del
elemento y está dada por la masa atómica del
mismo.

7. • Para cualquier ELEMENTO:
• 1 MOL = 6.022 X 1023
ÁTOMOS =
MASA ATÓMICA (gramos)

8. Moles Átomos Gramos
(Masa atômica)
1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S
1 mol de Cu 6.022 x 10 átomos de Cu 63.55 g de Cu
1 mol de N 6.022 x 10 átomos de N 14.01 g de N
1 mol de Hg 6.022 x 10 átomos de Hg 200.59 g de
Hg
2 moles de K 1.2044 x 10 átomos de K 78.20 g de K
0.5 moles de P 3.0110 x 10 átomos de P 15.485 g de P
Ejemplos

9. • En base a la relación que establecimos entre
moles, átomos y masa atómica para cualquier
elemento, podemos nosotros convertir de una
otra unidad utilizando factores de conversión.
Ejemplos:
¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de
hierro (Fe)?
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe.
Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es
55.85 g . Utilizamos el factor de conversión
apropiado para obtener moles.

10. 25.0 g Fe ( 1 mol
55.85 g ) = 0.448 moles Fe
La unidad del dato y del
denominador del factor de conversión
debe ser la misma

11. Cuántos átomos de magnesio están contenidos
en 5.00 g de magnesio (Mg)?
Necesitamos convertir gramos de Mg a
átomos de Mg.
Para este factor de conversión necesitamos
la masa atómica de Mg que es 24.31 g.
5.00 g Mg 1 mol
24.31 g = 0.206 mol Mg

12. • ¿Cuál es la masa de 3.01 x 1023
átomos de sodio (Na)?
Utilizaremos la masa atómica del Na
(22.99 g) y el factor de conversión de
átomos a gramos.
• 3.01 x 1023
átomos Na ( 22.99 g
6.023 x 1023
átomos) =
11.4 gramos de Na

13. Masa molar de los compuestos
Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de
unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo.
Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa
fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un
compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede
aplicar para todo tipo de compuestos.
A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa
molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la
fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe
sumarse tantas veces como aparezca.
MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOSMASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS

14. Masa molar
• Ejemplos: Calcule la masa molar de los
siguientes compuestos.
KOH (hidróxido de potasio)
Elemento No. atamos Masa Atómica UMA del elemento
• K 1 x 39.10 = 39.10
• O 1 x 16.00 = 16.00
• H 1 x 1.01 = 1.01 +
56.11 g de
KOH

15. Masa molar
• Cu3(PO4)2 (fosfato de cobre II)
• Elemento No. atamos Masa Atómica UMA del
elemento
• Cu 3 x 63.55 = 190.65
• P 2 x 30.97 = 61.04
• O 8 x 16.00 = 128.00 +
• 379.69 g
Cu3(PO4)2

16. Masa molar
• Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)
•
Elemento No. atamos Masa Atómica UMA del
elemento
• Al 2 x 26.98 = 53.96
• S 3 x 32.06 = 96.18
• O 9 x 16.00 = 144.00 +
• 294.14 g
Al2(SO3)3

17. En el caso de los compuestos también podemos establecer
una relación entre moles, moléculas y masa molar.
• MOL = 6.022 x1023
MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)
• Ejemplos:
¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de
esta sustancia?
•
En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH
Na 1 x 22.99 = 22.99
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
• 40.00 g del NaOH

18. luego: La secuencia de conversión sería:
1.00 Kg NaOH ( 1000 g
1 Kg ) = 1000 g NaOH
1000 g NaOH ( 1 mol
40.00 g ) = 25.0 mol NaOH
Trabajar con factores de conversión.
1000 g 1 Kg 1 mol_______ masa del elemento
1 Kg 1000 g masa del elemento 1 mol

19. • ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de
agua?
• Calculamos la masa molar del H2O.
• H 2 x 1.01 = 2.02
• O 1 x 16.00 = 16.00 +
18.02 g

20. • 5.00 mol H2O ( 18.02 g
1 mol ) = 90.1 g
H2O
la masa de 5.00 moles de agua

21. ¿Cuántas moléculas de HCl hay en 25.0 g?
Calculamos la masa molar del HCl.
H 1 x 1.01 = 1.01
Cl 1 x 35.45 = 35.45 +
36.46 g
25.0 g HCl ( 6.022 x 1023
moléculas
36.46 g ) = 4.13 x 1023
moléculas HCl

22. COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Es el porcentaje en masa de cada uno de los
elementos presentes en un compuesto.
masa total del elemento A
% A = X 100
• masa molar del compuesto

23. Ejemplo:
Calcule la composición porcentual
Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)
1) Calculamos la masa molar del compuesto
Ni 2 x 58.69 = 117.38
C 3 x 12.01 = 36.03
O 9 x 16.00 = 144 .00 +
297.41 g

24. 2) Calculamos el porcentaje de cada
elemento.
% Ni = 117.38 x 100 = 39.47%
297.41
% C = 36.03 x 100 = 12.11%
297.41
% O = 144.00 x 100 = 48.42 %
297.41

25. • Una forma de comprobar si es correcta
la composición porcentual es sumar
los porcentajes de cada elemento. El
total de la suma debe ser igual a 100 o
un valor muy cercano. Para nuestro
ejemplo:
39.47 + 12.11 + 48.42 = 100

26. FÓRMULA EMPÍRICA Y
MOLECULAR
• FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
• La fórmula empírica muestra la mínima
relación de números enteros de átomos
presentes en un compuesto, no es la fórmula
real.
• La fórmula molecular muestra el número de
átomos de cada elemento que constituyen un
determinado compuesto. Es la fórmula real.

27. Dos compuestos pueden tener la misma fórmula
empírica, pero no la molecular, excepto en los casos
de isomería muy frecuentes en química orgánica.
Compuesto
Fórmula
molecular
Fórmula empírica
Acetileno C2H2 CH
Benceno C6H6 CH
Formaldehído CH2O CH2O
Ácido acético C2H4O2 CH2O
Glucosa C6H12O6 CH2O
Dióxido de
carbono
CO2 CO2
Hidrazina N2H4 NH2

28. • A partir de la composición porcentual
de un compuesto, podemos calcular la
fórmula empírica y la molecular de
dicho compuesto.
• Ejemplo:
El propileno es un hidrocarburo cuya
masa molar es de 42.00 g y contiene
14.3% de H y 85.7% de C.
• ¿Cuál es su fórmula empírica?
• ¿Cuál es su fórmula molecular?

29. PASO 2
Convertir los gramos a moles.
• 14.3 g H ( 1 mol de H
• 1.01 g H ) =14.16 mol H
•
85.7 g de C ( 1 mol de C
12.01 g C) =7.14 mol C

30. PASO 3
Dividir cada valor obtenido en el
paso 2 entre el menor de ellos. Si
los números obtenidos son
enteros, usarlos como subíndices
para escribir la fórmula empírica.
Si los valores no son enteros , se
deben multiplicar por el entero
más pequeño que de por
resultado otro entero.

31. • H 14.6
7.14 = 2.04
• C 7.14
7.14 = 1.0
FÓRMULA EMPÍRICA:
CH2

32. • PASO 4
Obtener la masa molar de la fórmula
empírica y dividir, la masa real
proporcionada como dato del problema
entre la masa molar de la fórmula
empírica. El resultado debe ser entero
o muy cercano a un entero. Este
número conocido "n" (unidades de
fórmula empírica) se multiplica por los
subíndices de la fórmula empírica para
obtener la fórmula molecular.

33. • Fórmula empírica CH2
• C 1 x 12.01 = 12.01
H 2 x 1.01 = 2.02 +
• 14.03
• n = 42.00
• 14.03 = 2.99 3
FÓRMULA MOLECULAR: C3H6
Para poder obtener la
fórmula molecular
necesitamos calcular
la empírica aun
cuando el problema
no la pida.

34. ejemplo
• 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?
Como en este problema los datos están
expresados en gramos, se omite el
primer paso y directamente pasamos al
PASO 2.

35. • 2.233 g Fe ( 1 mol Fe
55.85 g Fe ) = 0.0399
0.04mol Fe
• 32.06 g S ( 1.926 g S
1 mol S ) = 0.06 mol S

36. Paso 3
• Fe 0.04
0.04 = 1
• S 0.06
0.04 = 1.5

37. • Las fracciones de 0.5 no se pueden
redondear. El número más pequeño
que multiplicado por 1.5 da un entero
es 2.
A continuación se muestra una tabla
con los decimales y el entero por el
que se deben multiplicar.
Fracción decimal Multiplicar por
0.5 2
0.3 3
0.25 4

38.  En este caso usaremos el número 2 el cual debe
multiplicarse por los cocientes de cada elemento.
Fe 1 x 2 = 2
S 1.5 x 2 = 3
FÓRMULA EMPÍRICA:
Fe2S3

39. Paso 4
• Fe2S3
• Fe 2 x 55.85 = 111.7
• S 3 x 32.06 = 96.18 +
• 207.88 g
n = 208
207.88 =1

40. Como en este caso n = 1, la fórmula
empírica y la molecular son iguales.
FÓRMULA MOLECULAR:
Fe2S3

41. Actividad No. 4
Entrega: Según fechas programadas para cada inciso
a. Escribe los datos que se te piden de cada uno de los elementos
que se te presentan a continuación Valor: 5 puntos
Símbolo
Elemento Moles Átomos Gramos
(Masa
atômica)
Mn
Re
Titânio 69.72 g
1 mol de Se
6.022*1023 átomos de
Ag
Os
Sn

42. b. Calcule la cantidad de moles de los
siguientes elementos. 5 puntos
c. 8 g de O 88 g de As
d. 96 g de Au 5 g de Li
e. 70 g de Cl
f. 21.78 g de B
g. 10 g de Ni
h. 56 g de F
i. 75 g Na
j. 25 g de Ge

43. c. Calcule la masa molar de los siguientes
compuestos: Valor: 5 puntos
Feo HNO3
NaCl MnSO4
CaSO3 K2SO4
ZnCl2 Al2(SO4)3
LiNaH(PO4) BaH(NO2 )2

44. d. Calcule la composición porcentual de los
compuestos del inciso anterior.
Valor 5 puntos
e. Calcule la formula empírica y molecular
de los compuestos siguientes:
Valor 5 puntos
37.2% de C; 7.8% de H; y 55% de Cl
85.69% de C; 14.31% de H

45. • f. Defina los siguientes términos:
Valor 5 puntos
• Masa molecular Estequiometria
• Mol Factor de
Conversión
• Avogadro ¿La Diferencia entre
mol de S y un mol
Formula empírica de Na?
Formula molecular
• UMA Masa Atómica