Este documento presenta los conceptos básicos de química incluyendo isotopos, estequiometría, masa molecular, estado de oxidación, composición porcentual, fórmula empírica y fórmula molecular. Explica cada tema con ejemplos y pasos a seguir para realizar cálculos.

1. Módulo de química
Actividad de nivelación
Institución Educativa Exalumnas
De la presentación
Presentado por:
Karol Daniela Amaya
Karoll Michel Martinez Cruz
10-1

2. Tabla de contenido:
1. Isotopos
2. Estequiometria
●Mol a mol
●Masa a masa
●Masa a mol
●Mol a masa
3. Masa molecular
4. Estado de oxidación
5. Composición porcentual
6. Formula empírica
7. Formula molecular

3. ISOTOPOS
Son átomos de un mismo elemento pero de
distinta masa. Las masas atómicas para cada
elemento corresponden al promedio de las
masas de sus isotopos en la proporción en que
estos se encuentran en la naturaleza
EJEMPLO 1:

4. EJEMPLO 2:
EJEMPLO 3:
ESTEQIOMETRIA

5. El objetivo de este es reconocer la trascendencia de
la determinación de las cantidades de reactivos y
productos involucrados en una reacción química.
La estequiometria es la parte de la química que
estudia las relaciones cuantitativas entre las
sustancias que intervienen en una reacción química
(reactivos y productos).
Estas relaciones pueden ser:
● Mol a mol
● Mol a masa
● Masa a masa
● Masa a mol
Las relaciones pueden ser entre reactivos y
productos, sólo entre reactivos o sólo entre
productos. Cualquier cálculo estequiométrico que se
lleve a cabo, debe hacerse en base a una ecuación
química balanceada, para asegurar que el resultado
sea correcto.

6. La parte central de un problema estequiométrico es
el FACTOR MOLAR cuya fórmula es:
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
● Cálculos mol-mol:
En este tipo de relación la sustancia de partida está
expresada en moles, y la sustancia deseada se pide
en moles. En los cálculos estequiométricos los
resultados se reportan redondeándolos a dos
decimales. Igualmente, las masas atómicas de los
elementos, deben utilizarse redondeadas a dos
decimales.
EJEMPLO
Calcule ¿Cuántas mol de aluminio (Al) son necesarios
para producir 5.27 mol de Al2O3?

7. PASO 1 BALANCEAR LA ECUACIÓN: Revisando la
ecuación nos aseguramos de que realmente está bien
balanceada. Podemos representar en la ecuación
balanceada el dato y la incógnita del ejercicio.
PASO 2 IDENTIFICAR LA SUSTANCIA DESEADA Y
LA DE PARTIDA. Sustancia deseada: El texto del
ejercicio indica que debemos calcular las moles de
aluminio, por lo tanto esta es la sustancia deseada.
Se pone la fórmula y entre paréntesis la unidad
solicitada, que en este caso son moles.
Sustancia deseada: Al (mol)
Sustancia de partida: El dato proporcionado es 5.27
mol de óxido de aluminio (Al2O3) por lo tanto, esta
es la sustancia de partida. Se anota la fórmula y
entre paréntesis el dato.
Sustancia de partida: Al2O3 (5.27 mol)
PASO 3 Aplicar el factor molar. Las moles de la
sustancia deseada y la de partida los obtenemos de
la ecuación balanceada.

8. Se simplifica mol de Al2O3 y la operación que se
realiza es 2 5.27 (4) = Se sugiere que el resultado
final se enmarque. La respuesta es:
10,54 mol de Al
● Cálculos masa a masa:
El método de factor molar se basa en la relación
del número de moles entre dos sustancias que
participan en una reacción química
EJEMPLO 1:
Determinar la masa en gramos de SO3 que se
producen cuando se tratan 500gr O2 con exceso de
SO2
PASO 1: balancear la ecuación
PASO 2: determinar el factor molar, que es igual al

9. número de moles conocidos, es decir:
PASO 3: hallar las moles de O2 a partir de 500g O2
PASO 4: hallar los moles de SO3 a partir de los O2
PASO 5: hallamos los gramos de SO3 a partir de los
31.25 mol SO3
● Cálculos masa a mol:
Para encontrar la masa de producto, basta con
multiplicar los moles de producto por su peso
molecular en g/mol
EJEMPLO 1:
Calcula correctamente la masa de oxigeno
producida a partir de o,25 moles de KCLO3

10. Pesos atómicos:
K: 39,1
Cl: 35,45
O: 16
En este caso el reactivo es KCLO3, y el producto es
O2
MASA MOLECULAR
La masa de una molécula viene dada por la suma de
las masas atómicas relativas de sus átomos y se
expresa en unidades de masa atomica.
EJEMPLO 1:
H2O

11. H=2 X 1=2
O=1 X 16=16
=18g
El número de abogadro mide el número de moléculas
que contiene una mol por molécula en un compuesto.
Este número encontrado por abogadro es igual a
6,023x1023 moléculas / mol.
ESTADO DE OXIDACION
Es una expresión del número de electrones que un
elemento ha ganado, perdido o compartido al unirse
con otro.
REGLAS PARA DETERMINAR EL NUMERO DE
OXIDACION:
1. Para cualquier átomo no combinado o elemento
libre es cero (0)
2. La suma de los números de oxidación de todos
los átomos en una fórmula es igual a cero (0)
3. El número de oxidación del oxígeno es (-2)
excepto en los peróxidos como por ejemplo el
H2O2
4. El estado de oxidación del peróxido es (+1)

12. excepto en los hidruro metálicos
5. Los metales alcalinos (Li,Na,K,Rb,Cs) tienen en
sus compuestos un estado de oxidación de(+1)
mientras que los alcalinos térreos
(Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra) tienen numero de oxidación
(+2)
6. En sus compuestos binarios lo alógenos
(Cl,I,F,Br) tiene numero de oxidación (-1)
Composición porcentual
Es una medida de la cantidad de masa que ocupa un
elemento en un compuesto. Se mide en porcentaje
de masa, en este sentido se llama composición
porcentual.
El cálculo de la composición porcentual a partir de la
fórmula es sencillo. Basta calcular la masa molar y
dividir entre ella la masa de cada elemento presente
en la fórmula.
Al multiplicar el resultado por cien se obtiene el
porcentaje.

13. La fórmula es :
Composición porcentual = masa atómica X número de átomos en la fórmula X 100
___________________________________________
Masa molecular
La suma total de cada uno de los porcentajes en
cuanto a composición porcentual debe resultar 100,
con un rango de variación de +/-0.2 por ciento.
EJEMPLO 1:
● Calcular la composición porcentual de H y O en
el agua (H2O) si el peso molecular del agua es 18
y los pesos atómicos de H y O son 1 y 16
respectivamente.
Composición Porcentual del H
=
1 ·
2
·100 = 11,11% de
Hidrógeno
18

14. Composición Porcentual del O
=
16 ·
1
·100 = 88,88% de
Oxígeno
=99.99
18
EJEMPLO 2 :
● Calcular la composición porcentual de H S y O
en el ácido sulfúrico. (H2SO4) si su peso
molecular es 98 y los pesos atómicos del H, S y
del O son 1, 32 y 16 respectivamente:
Composición Porcentual del H
=
1 ·
2
= 2 % de
Hidrógeno
98
Composición Porcentual del S
=
32 ·
1
= 32,6% de
Azufre
98

15. Composición Porcentual del O
=
16 ·
4
= 65,3% de
Oxígeno
= 99.99
98
EJEMPLO 3:
● Calcular la composición porcentual del C y H en
el etano (CH3-CH3) si su peso molecular es 30 y
los pesos atómicos del C y H son 12 y 1
respectivamente.
Composición Centesimal del C
=
12 ·
2
·100 = 80% de
Carbono
30
Composición Centesimal del H
=
1 ·
6
·100 = 20% de
Hidrógeno
=100
30
Fórmula empírica

16. La fórmula empírica es una expresión que representa
la proporción más simple en la que están presentes
los átomos que forman un compuesto químico. Es
por tanto la representación más sencilla de un
compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula
mínima.
Determinación experimental de la fórmula empírica:
El análisis químico que indica el número de gramos
de cada elemento presentes en una determinada
cantidad de un compuesto.
Paso 1 : Las cantidades en gramos se convierten a
moles de cada elemento, para ello es necesario
utilizar el peso atómico del elemento.
Paso 2 : En seguida se debe realizar una
comparación entre los moles obtenidos con el fin de
hallar el menor.

17. Paso 3: Por último los moles de los demás elementos
deben ser divididos por el número de moles de
menor valor. El cociente de esta división debe ser un
número entero , en caso de lo contrario debe
aproximarse al valor entero más cercano o por
ensayo y error encontrar el número que multiplique a
todos los cocientes y los convierta en valores
enteros.
Paso 4: Una vez realizado este procedimiento se
escribe la formula empirica con los cocientes
determinados para cada elemento.
EJEMPLO 1: Calcula la fórmula empírica de un
hidrocarburo que en un análisis dio la siguiente
composición: 85,63% de C y 14,3% de H.
85,63% de C = 85,63 g de C n = m/PM n= 85,63/12=
7,1358 moles (átomo gramo)

18. 14,3% de H = 14,3 g de H n = m/PM n= 14,3/1= 14,3
moles (átomo gramo)
C: 7,1358/ 7,1358=1 H: 14,3/7,1358=2
=CH2
EJEMPLO 2: Calcular la fórmula empírica de un
sustancia que presenta una composición de 48,65%
de carbono, 8,11% de hidrógeno y 43,24% de
oxígeno. Datos Masas atómicas O = 16 ;H = 1
;C=12.

19. Fórmula molecular
La fórmula molecular es la fórmula química que
indica el número y tipo de átomos distintos
presentes en la molécula. La fórmula molecular es la
cantidad real de átomos que conforman una
molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula
molecular si el elemento o el compuesto están
formados por moléculas; en el caso de que se trate
de cristales, se habla de su fórmula empírica.
Para obtener la fórmula molecular conviene utilizar la
siguiente secuencia de pasos.
PASO 1: Se calcula la fórmula mínima o empírica por
el procedimiento aprendido anteriormente.
PASO 2 : Se calcula la masa molecular de la fórmula
empírica.

20. PASO 3 : Se divide la masa molecular verdadera
entre la obtenida en el paso 2; de este modo se
obtiene un factor.
PASO 4: Se multiplican los subíndices de la fórmula
mínima por el factor obtenido en el paso 3.
EJEMPLO 1: Cierto cloruro de mercurio contiene un
84,97% de mercurio, y la densidad del vapor que se
obtiene cuando se sublima a 42ºC y 1 atm es 18,28
g/L. Calcula la fórmula molecular

21. WEBGRAFIA:
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-
02.html
http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ocw/mod/pag
e/view.php?id=242
http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3eso
fisicaquimica/3quincena7/3q7_contenidos_4b.htm

22. https://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_molec
ular
http://www.quimicas.net/2015/10/calculo-de-
composicion-porcentual.html