QuímiClase Para 12° Tec-Inf

ESTEQUIOMETRÍA DE FÓRMULAS

Área 3: El átomo constituyente fundamental de la materia/transformaciones

químicas.
Objetivos de aprendizaje:
1. Comprende conceptos y procedimientos necesarios para resolver
problemas de estequiometría a partir de fórmulas químicas.
2. Aplica conceptos y procedimientos para realizar cálculos de cantidades
de masa, moles y partículas utilizando símbolos y fórmulas químicas.
3. Valora la importancia del dominio de la estequiometría a partir de
fórmulas químicas como base para el desarrollo de otros temas.

Conceptos de Mol:

El término mol proviene del latín, “mole” que significa pila o montón, es
la unidad de medida aceptada por el Sistema Internacional de Medidas (SI)
para expresar la cantidad de sustancia y su definición consiste en: La
cantidad de una sustancia que contiene la misma cantidad de unidades o
entidades elementales como átomos que hay en 12 g de carbono 12.
El concepto mol se relaciona con números de partículas químicas como
elementos, átomos, moléculas.

Número de Avogadro:
Número dado en honor a Amadeo Avogadro, físico italiano (1776-1856) por
encontrar la relación entre los volúmenes de combinación y las fórmulas
correctas de gases en igual condiciones de temperatura y presión.
Por definición el Número de Avogadro consiste que para un mol de
sustancia (átomo, partícula o molécula) contiene 6.022x1023 de esa
sustancia.

Un mol es igual a…

1 mol de átomos = 6.022x1023 átomos

1 mol de moléculas = 6.022x1023 moléculas

1 mol de iones = 6.022x1023 iones

1 mol de electrones = 6.022x1023 electrones

1 mol de canicas = 6.022x1023 canicas

¿Cuánto es un mol?

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1 mol

En notación científica es En notación decimal es

6.022x1023 602 200 000 000 000 000 000 000.

Entonces afirmamos que 1 mol de átomos de carbono 12C, correspondes a

6.022x1023 átomos de carbono, y que pesa exactamente 12.001g.

Cálculos, relación mol-Número de Avogadro.

Número de Avogadro
6.022x1023

1 mol

1. Calcule los átomos de cobre que hay en 2.50 moles de cobre.

6.022x1023 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 cu
2.50 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 Cu ( ) = 1.51x1024 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑢
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 Cu

2. Calcule los moles de moléculas de hidrógeno que hay en 12.3x1024

moléculas de hidrógeno.

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 H2
12.3x1024 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 H2 ( ) = 20.4 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 H2
6.022x1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 H2

Masa molar de un compuesto:

La fórmula química de un compuesto nos brinda más información que la
escritura de sus símbolos. Si conoces los símbolos que constituyen ese
compuesto, también puedes conocer la masa molar de ese compuesto,
sumando las masas molares de cada constituyente.

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Cálculos, relación mol-Número de Avogadro-masa molar

Número de Avogadro
6.022x1023

1 mol

masa molar (g)

3. ¿Cuántos gramos de Ca(OH)2 hay en 0.250 mol de Ca(OH)2?

Ca 1 x 40.078 g = 40.079 g
O 2 x 15.999 g = 31.998 g
H 2 x 1.008 g = + 2.016 g
Masa molar = 74.092 g/mol

74.092 g Ca(OH)2
0.250 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 Ca(OH)2 ( ) = 18.523 g Ca(OH)2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 Ca(OH)2

4. Cuantos gramos de CO2 hay en 5.65x1024 moléculas de CO2

C 1 x 12.001 g = 12.001 g
O 2 x 15.999 g = + 31.998 g
Masa molar = 43.999 g/mol

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 CO2 43.999 𝑔 𝑑𝑒 CO2

5.65x1024 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 CO2 ( 23
)( ) = 412.8 𝑔 CO2
6.022x10 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 CO2 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 CO2

De forma más resumida:

43.999 𝑔 𝑑𝑒 CO2
5.65x1024 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 CO2 ( ) = 412.8 𝑔 CO2
6.022x1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 CO

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5. ¿Cuántos moles de átomos de Na hay en una muestra de 150.45 de Na2C2O4?

Na 2 x 22.990 g = 45.980 g
C 2 x 12.011 g = 24.022 g
O 4 x 15.999 g = + 63.996 g
Masa molar = 133.998 g/mol

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 Na2 C2 O4 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎

150.45 𝑔 Na2 C2 O4 ( )( ) = 2.24 𝑚𝑜𝑙 Na
133.998 𝑔 Na2 C2 O4 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 Na2 C2 O4

Resumida:

2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎
150.45 𝑔 Na2 C2 O4 ( ) = 2.24 𝑚𝑜𝑙 Na
133.998 𝑔 Na2 C2 O4

Cálculos, relación mol-Número de Avogadro-masa molar-volumen molar

Número de Avogadro
6.022x1023

1 mol

volumen molar
masa molar (g)
22.4 L (PTN)

El volumen molar fue determinado por Amadeo Avogadro para los gases
siempre y cuando cumplan las siguientes condiciones:

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 Dos gases distintos cuando ocupen el mismo volumen, a la misma

temperatura y a la misma presión; contienen el mismo número de
moléculas.

 Los gases de algunos elementos están de forma diatómicas (pares de

átomos).

 El volumen molar es 22.4 litros (dm3) de 1 mol de cualquier gas a 1.0

atmósfera de presión (P) y 0° C (273 K) de temperatura (T).

6. ¿Cuántos litros a PTN ocuparían 10.0 g de oxígeno?

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 O2 22.4 𝐿 𝑑𝑒 O2
10 𝑔 O2 ( )( ) = 7.00 𝐿 𝑑𝑒 O2
31.998 𝑔 O2 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 O2

7. Determine la densidad de 1 mol de oxígeno a PTN.

𝑚𝑎𝑠𝑎
Datos; 𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 = , a PTN, 1mol de O2 tiene 22.4L (volumen) y 31.998 g
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛
(masa).

31.998 𝑔
𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 = = 1.43 𝑔/𝐿
22.4 𝐿

Tarea, Cálculos relacionados con mol, masa molar y volumen molar en fórmulas.

Porcentaje de composición de los compuestos:

El porcentaje se define como la cantidad de una parte respecto a un total

de cien. Es decir en un compuesto químico, el porcentaje es la cantidad de
cada constituyente respecto al compuesto y para esto se debe conocer su
fórmula.

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑥 ቀ𝑔ቁ

% 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑥 = 𝑋 100
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 ቀ𝑔ቁ

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8. Determine el % de composición del agua.

H 2 x 1.008 g = 2.016 g
O 1 x 15.999 g = + 15.999 g
Masa molar = 18.015 g/mol

2.016 𝑔 15.999 𝑔
% 𝑑𝑒 H = 𝑋 100 = 11.19 % 𝑦 % 𝑑𝑒 O = 𝑋 100 = 88.81 %
18.015 𝑔 18.015 𝑔

La suma de todos los porcentajes siempre es 100%.

9. Calcular la cantidad de gramos de Cl en 20.0 g de CaCl2.

Ca 1 x 40.08 g = 40.08 g
Cl 2 x 35.45 g = + 70.90 g
Masa molar = 110.98 g/mol

70.90 𝑔 𝐶𝑙
20.0 𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑙2 ( ) = 12.78 𝑔 𝐶𝑙
110.98 𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑙2

10. Una muestra impura de 8.00 g de sulfuro de zinc, hay 5.00 g de sulfuro de
zinc y 3.00 g de impureza que no contienen zinc. ¿Cuál es el porcentaje
de Zn en la muestra impura?

Datos: ZnS; Zn = 65.37 g

S = + 32.064 g
Masa molar = 97.434 g/mol

65.37 𝑔 𝑍𝑛
5.00 𝑔 𝑍𝑛𝑆 ( ) = 3.35 𝑔 𝑍𝑛
97.434 𝑔 𝑍𝑛𝑆

3.35 𝑔 𝑍𝑛
% 𝑑𝑒 Zn = 𝑋 100 = 41.9 %
8.00 𝑔 𝑚 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎

Tarea, Composición porcentual de los compuestos.

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Fórmula empírica y fórmula molecular de un Compuesto:

La composición porcentual de un compuesto permite conocer la identidad

química de ese compuesto. La fórmula empírica es la que indica las
proporciones más simples de átomos que constituyen un compuesto. Puede
ser que dos o más sustancias posean la misma composición porcentual,
pero sean compuestos diferentes, por ejemplo en el ácido sulfúrico (H2SO4)
y el ácido fosfórico (H3PO4), el oxígeno tiene el mismo porcentaje de
composición. La fórmula molecular es la que determina finalmente la
formula verdadera del compuesto en estudio y representa la cantidad total
de átomos de cada elemento en el compuesto, pero para este se debe
conocer su masa molar.

11. El análisis de cierto compuesto, cuya masa molar es 180.0 g/mol, revela
que su composición porcentual, en peso es 40% de C, 6.67% de H y 53.33%
de O. ¿Cuál es la fórmula empírica y la fórmula molecular?

Los % representan g para nuestros cálculos, buscaremos luego los moles de

cada átomo con esta información:

Paso 1, buscar los moles de cada átomo.

1 𝑚𝑜𝑙 C
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 C: 40 𝑔 C ( ) = 3.33 𝑚𝑜𝑙 C
12.011 𝑔 C

1 𝑚𝑜𝑙 H
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 H: 6.67 𝑔 H ( ) = 6.62 𝑚𝑜𝑙 H
1.008 𝑔 H

1 𝑚𝑜𝑙 O
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 O: 53.33 𝑔 O ( ) = 3.33 𝑚𝑜𝑙 O
15.999 𝑔 O

Paso 2, convertir los valores de mol a enteros, dividiendo cada mol entre el
valor de mol más pequeño.

3.33 𝑚𝑜𝑙 6.62 𝑚𝑜𝑙 3.33 𝑚𝑜𝑙

C; =1 H; =2 O; =1
3.33 𝑚𝑜𝑙 3.33 𝑚𝑜𝑙 3.33 𝑚𝑜𝑙

Paso 3, estos valores enteros corresponden a la cantidad de átomos de la

fórmula empírica:
CH2O

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Paso 4, ahora buscamos la masa molar de esta fórmula empírica: CH2O

C 1 x 12.011 g = 12.011 g
H 2 x 1.008 g = 2.016 g
O 1 x 15.999 g = + 15.999 g
Masa molar = 30.026 g/mol

Paso 5, relación entre masa molar del compuesto y la masa molar de la

fórmula empírica.
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
𝑅𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑒𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐𝑎

180.0 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑅𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = =6
30.026 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Paso 6, se multiplica la fórmula empírica con el resultado del paso 5.

(CH2O) X 6 = C6H12O6 (fórmula molecular o verdadera).

12. El análisis de un compuesto dio 3.04 g de nitrógeno y 6.95 g de oxígeno,

la masa molecular del compuesto determinada experimentalmente es
91.0 uma. Determinar la fórmula molecular del compuesto.

Tarea, Fórmula empírica y fórmula molecular.

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Tarea, Cálculos relacionados con mol, masa molar y volumen molar en fórmulas.
1. Escribe el número de moléculas que contiene un mol de moléculas de
O2.
2. ¿Cuál es el número de átomos que contiene un mol de Fe?
3. ¿Cuál es el número de átomos que contiene un mol de moléculas de O2?
4. ¿Cuántos átomos de calcio hay en una muestra que contiene 2.35 mol
de Ca?
5. ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 4 mol del compuesto
Na2C2O4?
6. Determine la masa molar de C9H8O4.
7. Calcula la masa molar de Na2CO3 • 10H2O
8. ¿Cuántos moles hay en 125.5 g de ácido fosfórico?
9. ¿determine la cantidad de moléculas en 125.5 g de ácido fosfórico?
10. ¿Cuál es la masa en g de un átomo de carbono?
11. ¿Cuál es la masa molar de un gas, si 340 mL de ese gas pesan 0.700 g a
PTN?
12. ¿Calcule el volumen en dm3 que ocupan 34.06 g de NH3 a PTN?
13. Calcule la densidad del butano a PTN.

Tarea, Composición porcentual de los compuestos.

1. Determine el % de composición del carbono en el metano (CH4).
2. Determine el % de composición de oxígeno en el ácido sulfúrico (H2SO4).
3. Determine el % de composición de oxígeno en el ácido fosfórico (H3PO4).
4. Determine el porcentaje de nitrógeno en el compuesto PtCl2(NH3)2.
5. Determine el porcentaje de todos los constituyentes en el compuesto
(NH4)2S2O7.

Tarea, Fórmula empírica y fórmula molecular.

1. Determine la fórmula de un compuesto que contiene 20.00% de C, 26.67%
de O, 46.67% de N y 6.67% de H
2. Determine la fórmula empírica de una sustancia que contiene 0.8% de H,
36.5% de Na,
24.6% de P y 38.1% de O.
3. El succinato de butilo es un repelente para insectos, su composición es
62.58% de C, 9.63% de H y 27.79% de O. su masa molar es 239 g/mol.
Escribe su fórmula molecular.
4. Un compuesto XF3 tiene el 65% de F en masa. ¿Cuál es la masa atómica
de X?

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