1) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 y se utiliza para medir las masas atómicas y moleculares. 2) La masa molecular de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la componen, mientras que la masa fórmula se usa para compuestos iónicos. 3) Un mol es la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad de entidades que átomos hay en 12 gramos de carbono 12 y se utiliza en cálculos

1. La masa de los átomos y de las moléculas se mide tomando como unidad la llamada:
unidad de masa atómica (u),doceava parte de la masa atómica del átomo de carbono 12.
12
C :Unidad patrón para la escala 13
C: Usado en estudios estructurales 14
C: Usado para detectar
de masas atómicas. de compuestos que contienen este elemento. objetos arqueológicos.
Masa atómica es la masa de un átomo, medida en u. Por ejemplo, cuando decimos que la
masa atómica del calcio es de 40 u. Estamos indicando que es 40 veces mayor que la
doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12.
Masa molecular es la masa de una molécula, medida en u. Es la suma de las masas de los
átomos que forman la molécula. Ejemplo: La masa molecular del agua H2O es:
H = 1.0 u X 2 = 2.0 u
O= 16 u X 1 = 16.0 u
Masa molecular del agua = 18.0 u.
El término masa molecular se debe reservar para las sustancias que existen en forma de
moléculas discretas; al referirse a compuestos iónicos y a otros en los que no existen
moléculas discretas es preferible utilizar la expresión masa fórmula.
Ejemplo: el NaCl no forma moléculas, lo hace en redes cristalinas

3. Masa molecular- La masa molecular de un compuesto covalente es la masa, en unidades de masa
atómica, de una molécula. Su masa molar es la masa, en gramos, de un mol de sus moléculas.
La masa fórmula de un compuesto iónico es la masa, en unidades de masa atómica, de una unidad
fórmula. Su masa molar es la masa, en gramos, de un mol de unidades fórmula.
Etanol, C H OH, un compuesto covalente.₂ ₅
2 átomos de carbono 2X 12.0 u = 24.00 u
6 átomos de hidrógeno 6X 1.00 u = 6.00 u
1 átomo de oxígeno 1X 16.0 u = 16.00 u
masa molecular de C H OH 46.00 u.₂ ₅
Masa de un mol de moléculas de C H OH₂ ₅ = 46 g
Masa molar del C H OH = 46.0 g/mol₂ ₅
Cloruro de calcio, CaCl , un compuesto iónico₂
1 átomo de calcio 1X 40.1u = 40.1 u
2 átomos de cloro 2X 35.5u = 71.0 u
masa fórmula del cloruro de calcio 111.1 u
Masa de un mol de unidades fórmula de ,CaCl =₂ 111.1 g
Masa molar del cloruro de calcio = 111.1 g/mol

4. ¿QUÉ PESA MÁS? UN MOL DE CLORURO DE POTASIO O UN MOL DE CLORURO DE
SODIO?.
KCl Cloruro de potasio, es un compuesto iónico
1 átomo de potasio 1X 39.0 u = 39.0 u
1 átomos de cloro 1X 35.5u = 35.5 u
Masa fórmula del KCl 74.5 u
Masa de un mol de unidades fórmula del KCl = 74.5 g
Masa molar del kCl = 74.5 g/mol
NaCl Cloruro de sodio, un compuesto iónico
1 átomo de sodio 1X 23.0 u = 23.0 u
1 átomo de cloro 1X 35.5 u = 35.5 u
Masa fórmula del NaCl 58.5 u
Masa de un mol de unidades fórmula del NaCl = 58.5 g
Masa molar del NaCl = 58.5 g/mol
Concluimos que pesa más un mol de cloruro de potasio que un mol de cloruro de sodio.
1 mol de KCl > 1 mol de NaCl
en gramos en gramos
1 mol de KCl > 1 mol de NaCl
en gramos en gramos
Un mol de
KCl
Un mol de
NaCl

5. MOL
Mol, unidad básica del sistema internacional de unidades (SI), definida como la
cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos,
moléculas, iones, u otras partículas) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de
carbono 12. Esa cantidad de partículas es aproximadamente de 6,0221 × 1023
,
el llamado número de Avogadro. Por tanto, un mol es la cantidad de cualquier
sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa
atómica de dicha sustancia.
ESTEQUIOMETRÍA
Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como ley de la
conservación de la materia sentó las bases para la estequiometría que la
podemos definir como el procedimiento por medio del cual se determinan las
cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química.
Su etimología deriva del griego stoicheion que significa primer principio o
elemento y metrón que significa medida.

6. Mol . El concepto de mol se ha generalizado como un número de partículas y es
frecuente encontrar expresiones como: “un mol de átomos, “un mol de iones”, “un
mol de moléculas”, etc. En todos los casos un mol contiene 6.02X1023
partículas: un
mol de moléculas contiene 6.02X1023
moléculas, un mol de iones contiene 6.02X1023
iones etc.
Al número se le conoce como número de Avogadro
Ejercicio1. Completa la tabla con lo que a continuación
se te pide:
¿Cuántas moléculas existen en 2 moles de oxígeno, 3 moles de
agua, 0.5 moles de NH₃ y en 100 moles de NaCl ?
Sustancia Número de moles Número de moléculas
O₂ 2
H₂O 3
NH₃ 0.5
NaCl 100
6.02X1023 6.02X1023
18.06X10²³
12.04X10²³
3.01X10²³
6.02X10²⁵

7. Ejercicio 2. Completar el siguiente cuadro:
Ejercicio 3.Completar el siguiente cuadro:
Sustancia Fórmula Masa
molar
en ( g/mol)
Masa de
1 mol
Masa de
5 mol
Masa de
0.1 mol
Hidrógeno H₂
Amoniaco NH₃
Clorato de
sodio
NaClO₃
Ácido nítrico HNO₃
2
17
106.5
63
2 g
17 g
106.5 g
63 g
10 g
85 g
532.5 g
315 g
0.2 g
1.7 g
10.65 g
6.3 g
Sustancia Fórmula Masa
molecular
N° de
moles
Masa en
gramos
Oxígeno O₂ 3
Ácido sulfhídrico H₂S 68.0 g
Cloro Cl₂ 35.5 g
Hidróxido de calcio Ca(OH)₂ 0.4
32
34
71
74
2
0.5
96.0 g
29.5 g

8. Estequiometría. Se denomina estequiometría al estudio de las reacciones
cuantitativas que existen entre las sustancias que intervienen en las reacciones
químicas.
Pasos fundamentales en la resolución de problemas de estequiometría:
a) Escribir la ecuación química.
 b) Balancearla.
c) A partir de la reacción balanceada, calcular las masas, moles o moléculas de las
sustancias que se mencionan en al problema.
Ejemplo:
a)Se escribe la ecuación química: N + H NH₂ ₂ ₃
b)Balancearla: N₂ + 3 H₂ 2NH₃
c)La masa en gramos de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción
química se puede calcular de la siguiente manera:
n = masa Donde n = número de moles
masa molar
Despejando tenemos: masa (g) = n (moles) X masa molar (g/mol)

9. Ejercicio4. En la siguiente reacción, indicar la masa en gramos de cada una de las
sustancias.
N₂ + 3H₂ 2NH₃
Sustancia N° de
moles
Masa
molar
g/mol
Calculos
moles X masa
molar
Masa total
N₂ 1mol X 28g/mol
H₂ 3mol X 2g/mol
NH₃ 2mol X 17 g/mol

10. • Ley de Proust. “Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto, la relación en masa en que lo
hacen es siempre la misma”
Ejercicio 5. Calcular la composición en % (centesimal) de las sustancias que se indican en
la tabla, llenando los espacios correspondientes, utiliza la siguiente fórmula:
% elemento = masa del elemento X100
masa del compuesto
Proust observó que el
agua está formada
siempre por 11 partes por
100 de hidrógeno y por
89 partes por 100 de
oxígeno, sea cual sea su
procedencia.
En la molécula de agua
hay 11 % de Hidrógeno
y 89 % de Oxígeno.
Joseph proust
Compuesto Elemento Cálculo % Resultado Suma de %
H₂O H 2/18 X100 11.11 %
O 16/18X100 88.89 % 100 %
H₂SO₄ H
S
O 100 %
NaOH Na
O
H 100 %
KClO₃ K
Cl
O 100 %
2/98X100 2.04 %
32/98X100 32.65 %
64/98X100 65.31%
23/40X100 57.5 %
16/40X100 40.0 %
1/40X100 2.5 %
39/122.5X100 31.84 %
35.5/122.5X100 28.98 %
48/122.5X100 39.18 %

11. PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría es utilizada para saber cuánto producto se formará a partir de cierta
cantidad de reactivo ó que cantidad de reactivo se necesita para obtener una cantidad
“x” de producto; es por ello que se realizan cálculos estequiométricos.
Se pueden hacer conversiones estequiométricas masa – masa ó mol – mol dependiendo
de lo que se solicite.
Estequiometría masa – masa: este proceso se utiliza cuando se necesita conocer la
cantidad de cada reactivo que se debe utilizar para producir la masa del producto que
se desee.
Por ejemplo, en la relación masa - masa. Sí se cuenta con 980 g de FeCl3 para realizar
la siguiente reacción Química:
FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl
¿Cuántos gramos de Fe(OH)3 se producirán?

12. Se balancea la ecuación FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaCl

13. Reactivos
N° de átomos
Elementos Productos
N° de átomos
1 Fe 1
3 Cl 3
3 Na 3
3 H 3
3 O 3
REACTIVOS PRODUCTOS
FeCl3
1 átomo de Fe 1X55.85g = 55.85u
3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u
masa molar= 162.20g/mol
Fe(OH)3
1 átomo de Fe 1X55.85 = 55.85 u
3 átomos de O 3X16 = 48.0 u
3 átomos de H 3X1 = 3 .0 u
masa molar =106.85 g/ mol
3NaOH
3 átomos de Na 3X23g = 69 u
3 átomos de O 3X16g = 48 u
3 átomos de H 3X 1g = 3 u
masa molar=120 g/mol
3NaCl
3 átomos de NaCl 3X23 g = 69.0 u
3 átomos de Cl 3X35.45g = 106.35u
masa molar= 175.35g/mol
Se realizan cálculos de las masas molares de cada uno de los reactivos y productos.
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl

14. Se realizan los cálculos correspondientes :
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
162.20g 106.85g
980g X
X = (980g FeCl3) (106.85g Fe(OH)3) = 645.58g de FeCl3
162.20 g FeCl3
Relación mol – mol. En esta relación, entonces se aplica el concepto de mol a la ecuación química balanceada de la
siguiente manera:
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
1 mol de FeCl3 + 3 moles de NaOH 1 mol de Fe(OH)3 + 3 moles de NaCl
sí se adicionan 5 moles de FeCl3 en la reacción química, ¿Cuántos moles de NaCl se obtendrán?
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
1 mol 3 mol
5 mol X
X = ( 5moles FeCl3 ) ( 3 moles NaCl) = 15 moles de NaCl
1mol FeCl3
Se producirán 15 moles de NaCl