El documento describe la historia del desarrollo de las fórmulas químicas, incluyendo los símbolos introducidos por Dalton y Berzelius para representar átomos y moléculas, y cómo estas fórmulas representan los elementos que componen una sustancia y la relación entre los átomos. También presenta ejercicios de cálculo de masas moleculares, cantidad de mol y número de partículas para diferentes compuestos químicos.

1. SISTEMAS
MATERIALES

2. FÓRMULAS QUÍMICAS
Dalton se sirvió de símbolos para
representar átomos y moléculas.
Berzelius sugirió que cada elemento
tuviese un símbolo y que este sirviese para
representar tanto dicho elemento en
general como cualquiera de sus átomos.
Para representar moléculas formadas por
varios átomos, se unirían los símbolos de
los átomos que interviniesen.

3. FÓRMULAS QUÍMICAS
La FÓRMULA QUÍMICA de una sustancia representa los elementos que
contiene, así como la relación en la que se encuentran los átomos de dichos
elementos (su composición química).

4. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES
En 1961 se acordó establecer una escala de masas atómicas relativas que tenía
como patrón de referencia un átomo de un tipo particular de carbono: el
carbono-12.
La masa atómica relativa (o simplemente masa atómica) de un elemento es la
masa que le corresponde a un átomo de ese elemento cuando se lo compara con
un átomo patrón, el isótopo carbono-12.

5. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES
La unidad de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa del isótopo
carbono-12.
La masa molecular de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los
elementos de la fórmula, multiplicadas cada una por el número de veces en que
está presente el elemento.

6. EJERCICIO 1
Calcula las masas moleculares de las siguientes sustancias:
a) N2
b) C9H8O4
c) Al2(SO4)3
DATOS: Masas atómicas (u): H = 1; C = 12; N = 14; O = 16; Al = 27; S = 32.

7. EJERCICIO 1
N2 P. M. (N2) = 14 · 2 = 28
C9H8O4 P. M. (C9H8O4) = 9 · 12 + 8 · 1 + 16 · 4 = 180
Al2(SO4)3 P. M. (Al2(SO4)3) = 2 · 27 + 3 · (32 + 4 · 16) = 342

8. CONCEPTO DE MOL Y MASA MOLAR
Los átomos (o las moléculas) son de dimensiones tan pequeñas que la cantidad
mínima de sustancia que se puede medir sin demasiado error contiene ya un
número muy elevado de átomos o moléculas.
Se necesita, pues, definir una unidad que contenga un alto número de átomos o
moléculas.
El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como las que
hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12.
El número de partículas existentes en 1 mol de sustancia es 6,022·1023 (NA).

9. CONCEPTO DE MOL Y MASA MOLAR
La masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones, etc. Se
representa mediante la letra M y se expresa en kg/mol o en g/mol.
Relación entre cantidad de sustancia y masa molar:
𝑛 𝑚𝑜𝑙 =
𝑚 (𝑔)
𝑀
𝑔
𝑚𝑜𝑙

10. EJERCICIO 2
¿Cuántas moléculas de ácido sulfúrico (H2SO4) hay en 200 g de H2SO4? ¿Y cuántos
átomos de H, S y O?
DATOS: Masas atómicas (u): H = 1; O = 16; S = 32.

11. EJERCICIO 2
M (H2SO4) = 2 · 1 + 1 · 32 + 4 · 16 = 98 g/mol
𝑛 =
200 𝑔
98 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 2,04 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑁 = 𝑛 · 𝑁𝐴 = 2,04 𝑚𝑜𝑙 · 6,022 · 1023
𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
𝑚𝑜𝑙
= 1,23 · 1024 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠

12. EJERCICIO 2
𝑁 𝐻 = 1,23 · 1024
𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 · 2
á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻
𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎
= 2,46 · 1024
á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻
𝑁𝑆 = 1,23 · 1024 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 · 1
á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑆
𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎
= 1,23 · 1024 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑆
𝑁 𝑂 = 1,23 · 1024 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 · 4
á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂
𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎
= 4,92 · 1024 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂

13. EJERCICIO 3
Una muestra de glucosa (C6H12O6) tiene una masa de 18 g. Calcula:
a) La cantidad, en mol, de C6H12O6, de C, de H y de O.
b) El número de partículas de C6H12O6, de C, de H y de O.

14. EJERCICIO 3
𝑀 𝐶6 𝐻12 𝑂6 = 6 · 12 + 12 · 1 + 6 · 16 = 180 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑛(𝐶6 𝐻12 𝑂6) =
𝑚
𝑀
=
18 𝑔
180 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 0,1 𝑚𝑜𝑙
𝑛 𝐶 = 0,1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶6 𝐻12 𝑂6 ·
6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶6 𝐻12 𝑂6
= 0,6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶
a)

15. EJERCICIO 3
𝑛 𝐻 = 0,1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶6 𝐻12 𝑂6 ·
12 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶6 𝐻12 𝑂6
= 1,2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻
a)
𝑛 𝑂 = 0,1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶6 𝐻12 𝑂6 ·
6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶6 𝐻12 𝑂6
= 0,6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂

16. EJERCICIO 3
𝑁𝐶 = 0,6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶 ·
6,022 · 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶
= 3,6 · 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶
b)
𝑁 𝐻 = 1,2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻 ·
6,022 · 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻
= 7,2 · 1023
á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐻
𝑁 𝑂 = 0,6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂 ·
6,022 · 1023
á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
= 3,6 · 1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂

17. COMPOSICIÓN CENTESIMAL
La COMPOSICIÓN CENTESIMAL indica el porcentaje de masa de cada elemento
que forma parte de un compuesto.
Para hallar la composición centesimal de un compuesto, debemos establecer una
relación entre la cantidad de elemento existente en 1 mol de compuesto y la
cantidad que de ese mismo elemento hay en 100 g de compuesto.

18. FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
La FÓRMULA EMPÍRICA de un compuesto es aquella que indica la relación más
sencilla en que están combinados los átomos de cada uno de los elementos.
La FÓRMULA MOLECULAR expresa el número real de átomos de cada clase que
forma la molécula de un compuesto.

19. FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
Procedimiento para determinar la fórmula molecular:
1. Se calcula la cantidad de sustancia, en mol, de cada uno de los elementos,
dividiendo los porcentajes entre la masa molar de cada elemento.
2. Si los cocientes no son cifras enteras, se dividen estas cifras entre la menor de
todas ellas. Se trata de encontrar una relación de números enteros entre los
átomos que forman el compuesto.

20. FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
Procedimiento para determinar la fórmula molecular:
3. Supongamos que la fórmula empírica es AB2. La fórmula molecular
responderá a la expresión (AB2)n, donde n es el resultado de la siguiente
operación:
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑒𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐𝑎
4. Por último, se expresa la fórmula molecular así: AnB2n.

21. EJERCICIO 4
Cierto azúcar tiene por composición centesimal la siguiente: 40% de carbono, 6,67%
de hidrógeno y 53,3% de oxígeno. Si tiene una masa molar de 180 g/mol, ¿cuál es su
fórmula molecular?

22. EJERCICIO 4
40
12
= 3,33
6,67
1
= 6,67
53,33
16
= 3,33
3,33
3,33
= 1
6,67
3,33
= 2
3,33
3,33
= 1 (CH2O)n
𝑃. 𝑀. 𝐹. 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 = 𝑛 · 𝑃. 𝑀. (𝐹. 𝐸𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐𝑎)
180 = 𝑛 · 30; 𝑛 = 6
(CH2O)6
C6H12O6

23. EJERCICIO 5
Un hidrocarburo contiene 85,63% de C y 14,37% de H. Si su masa molecular es 28,
calcula su fórmula molecular.

24. EJERCICIO 5
85,63
12
= 7,14
14,37
1
= 14,37
7,14
7,14
= 1
14,37
7,14
= 2 (CH2)n
𝑃. 𝑀. 𝐹. 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 = 𝑛 · 𝑃. 𝑀. (𝐹. 𝐸𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐𝑎)
28 = 𝑛 · 14; 𝑛 = 2
(CH2)2
C2H4

25. EJERCICIO 6
El análisis de una muestra de un compuesto puro presenta el siguiente resultado:
52,17% de carbono, 13,04% de hidrógeno y 34,78% de oxígeno. Calcula la fórmula
empírica de dicho compuesto puro.

26. EJERCICIO 6
52,17
12
= 4,35
13,04
1
= 13,04
34,78
16
= 2,17
4,35
2,17
= 2
13,04
2,17
= 6
2,17
2,17
= 1 (C2H6O)n

27. EJERCICIO 7
Determina la fórmula empírica y molecular de un compuesto cuya masa molar es de
58 g/mol y está formado por: 82,8% de C y 17,2% de H.

28. EJERCICIO 7
82,8
12
= 6,9
17,2
1
= 17,2
6,9
6,9
= 1
17,2
6,9
= 2,5 (C2H5)n
𝑃. 𝑀. 𝐹. 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 = 𝑛 · 𝑃. 𝑀. (𝐹. 𝐸𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐𝑎)
58 = 𝑛 · 29; 𝑛 = 2
(C2H5)2
C4H10