UNIVERSIDAD NACIONAL DE COLOMBIA

FACULTAD DE CIENCIAS
DEPARTAMENTO DE QUIMICA

PRINCIPIOS DE QUIMICA
1000024

Modulo 4
Leyes de conservación de la masa
Unidad de masa atómica – Concepto de mol
Unidades de concentración
Reacción química
Balance de masa - estequiometría
Reactivo limitante, pureza y rendimiento
VISION GLOBAL DEL MÓDULO

Óxidos, ESTRUCTURA
Ácidos, Bases, DE LA MATERIA
Sales:
Aniones – Cationes,
Grupos funcionales
REACCIONES
QUIMICAS ESTEQUIOMETRIA

Conocimiento básico para continuar

con los siguientes módulos:

Equilibrio químico
Cinética química
Balance de Energía
 Ley de conservación de la materia:
Antoine Químicamente, la combustión
Laurent consiste en una oxidación. La Independiente del cambio al que sometemos a la materia,
Lavoisier oxidación es una reacción su masa se mantiene siempre igual.
1743–1794 química en la que participa el
oxígeno. Descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al
estudio de las transformaciones químicas.

Ley de las proporciones definidas:

Joseph-Louis “Los reactivos que intervienen
“Cuando se combinan dos o más elementos para dar un
Proust en una reacción química lo
determinado compuesto siempre lo hacen en una relación
hacen siempre en una
de masas constantes” .
1754–1826 proporción determinada”
Al analizar la composición del carbonato de cobre, observó
que siempre estaba formado por la misma proporción en
masa, de cobre, carbono y oxigeno.
“Si los átomos tienen masas definidas no pueden dividirse
ni destruirse, entonces en un cambio químico, los átomos
simplemente se reordenan; así, la masa total debe ser la
misma antes y después de la reacción química”.
John Dalton
1766–1844
Ley de las proporciones múltiples:
“La masa de un elemento que se combina con una masa
fija de otro elemento, se encuentran en una razón de
números enteros”.
Número de Avogadro: Postulados de Avogadro:
"Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas,
6,022212×1023 medidos en las mismas condiciones de presión y
Lorenzo temperatura, contienen el mismo número de partículas"
Romano
Amedeo Carlo ↕ "Un determinado número de moléculas de dos gases
Avogadro Un mol diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas
1776–1856 Número de partículas que tiene condiciones de presión y temperatura".
una determinada materia.
"La masa atómica o átomo-gramo de diferentes elementos
contienen el mismo número de átomos“
¨El mol es la unidad SI para medir cantidad de sustancia; la cual contiene tantas
partículas elementales como átomos de carbono hay en 0.012 kg de carbono 12.
La entidad debe especificarse y puede ser un átomo, una molécula, un ion, un
electrón, etc.

1 MOL = 6.022 X 1023ÁTOMOS (USAR para cálculos)= MASA ATÓMICA (gramos)

Ejemplos Gramos
Moles Átomos
(Masa atómica)
1 mol de S 6.022 x 1023átomos de S 32.06 g de S
1 mol de Cu 6.022 x 1023átomos de Cu 63.55 g de Cu
1 mol de N 6.022 x 1023átomos de N 14.01 g de N
0.5 moles de P 3.011 x 1023átomos de P 15.485 g de P
 ¿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.

1mol La unidad del dato y del denominador

25.0 g Fe ( 55.85g ) = 0.45 mol Fe del factor de conversión debe ser la
misma

¿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.

22.99 g
3.01x1023átomos Na ( ) = 11,49 g Na
6.022x1023átomos
 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.

Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuesto.

KOH (hidróxido de potasio)

1x39.10= 39.10
K
O 1x16.00= 16.00
H 1 x 1.01= 1.01
56.11g
En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre
moles, moléculas y masa molar.
 1 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

1 x 22.99 = 22.99
Na
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01
40.00 g
La secuencia de conversión sería:

1000 g
( ) = 1000 g NaOH
1.00KgNaOH 1 Kg

1 mol
1000 g NaOH ( ) = 25.00 mol NaOH
40.00g
 Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?
¿

Calculamos la masa molar del H2O.

2 x 1.01 = 2.02
H
O 1 x 16 = 16.00
18.02g
18.02g
5.00 mol H2O ( ) = 90.10 g H2O
1 mol
¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g?
Calculamos la masa molar del HCl.

1 x 1.01 = 1.01
H
Cl 1 x 35.45 = 35.45
36.46g

6.022x1023moléculas
25.0 g HCl ( ) = 4.13 x1023 moléculas HCl
36.46 g
La ESTEQUIOMETRÍA. Es la parte de la química que estudia las
relacionescuantitativasentre las sustancias que intervienen en una
reacción química (reactivos y productos).

INTRODUCCIÓN
Estas relaciones pueden ser:

mol-mol
mol-gramos
gramos-gramos
mol-volumen
volumen-gramos
volumen-volumen

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 químia balanceada, para asegurar que el
resultado sea correcto.
La parte central de un problema estequiométrico es el FACTOR MOLAR
cuya fórmula es:

Los datos para calcular el factor molar se obtienen de los

COEFICIENTES EN LA ECUACIÓN BALANCEADA.

La sustancia deseada es la que se presenta como la incógnita y que puede ser en

moles, gramos o litros; la sustancia de partida se presenta como dato y puede ser
en: moles, gramos o litros.
Para diferenciar el factor molar de los factores de conversión, se utilizan [corchetes]
para indicar el factor molar y (paréntesis) para los factores de conversión.
 Cálculos estequiométricos

1-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.
Para redondear con dos decimales, usamos como base el tercer decimal. Si este es
mayor o igual a 5, aumentamos una unidad al segundo decimal; si es menor o igual a
4 se conservara lacifra del segundo decimal.

Ejemplos: Valor
Número redondeado a
dos decimales
15.28645 15.29
3.1247865 3.12
20.0054 20.01
155.49722 155.50
 Ejemplos:
Para la siguiente ecuación balanceada::

Calcule:
a) ¿Cuántas moles de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 mol
de Al2O3?

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.

Se simplifica mol de Al2O3 y la operación que se realiza es

Señale claramente el resultado final.
La respuesta es:10.54 mol de Al
b) ¿Cuántas moles de oxígeno (O2) reaccionan con 3.97 moles de Al?
PASO 1: La ecuación está balanceada
PASO 2:
Sustancia deseada: O2 (mol)
Sustancia de partida: Al (3.97 mol)
PASO 3:
Aplicar el factor molar
Recordamos la ecuación que estamos utilizando:

Simplificamos mol de Al y resolviendo la operación

2.9775, redondeando a dos decimales,

la respuesta es 2.98 mol de O2.
2- Cálculos mol-gramo
En este tipo de cálculos se involucran los gramos en la sustancia deseada o en la de
partida, y la otra sustancia se expresa en moles.

3- Cálculos gramo-gramo
En estos ejercicios tanto la sustancia deseada como la de partida se expresan en
gramos.
Ejemplos que involucran gramos:
1. Para la ecuación mostrada calcule:

PASO 1
Revisar que la ecuación está
correctamente balanceada.

PASO 2
Sustancia deseada: Mg(OH)2 (hidróxido de magnesio ) en MOL
Sustancia de partida: H2O (agua) 125 g
PASO 3
La sustancia de partida, agua, está expresada en gramos y no en moles,
por lo tanto, no se puede aplicar directamente el factor molar. Es
necesario realizar una conversión a moles. Para efectuarlo debemos
calcular la masa molecular del agua.
Recordando: Para obtener la masa molecular, multiplicamos el número
de átomos de cada elemento por su masa atómica y las sumamos.
H2O
H 2 x 1.01 =2.02
O 1 x 16 = 16+
18.02 g
Para convertir a moles:

Ahora como ya tenemos el dato de la sustancia de partida en moles,

podemos aplicar el factor molar. Recuerde que los datos del factor
molar se obtienen de la ecuación balanceada.
 PASO 4

Cancelamos moles de H2O y obtenemos moles de Mg(OH)2, que son las

unidades de la sustancia deseada, y la respuesta es:
3.47 mol Mg(OH)2 .

b) Gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios para obtener 7.11

moles deNH3 (amoniaco).
Como este el segundo inciso, empezamos en el paso 2.

PASO 2

Sustancia deseada:Mg3N2 (nitruro de magnesio) gramos

Sustancia de partida:NH3 (amoniaco). 7.11 mol
 COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en
un compuesto. Se puede P/P, P/V, V/V
Masa total del elemento A
%A= X 100
Masa molar del compuesto
Ejemplo:
Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)
1) Calculamos la masa molar del compuesto
Ni 2 x 8.69= 117.38
C 3x12.01= 36.03
O 9 x 16 = 144.00
2) Calculamos el porcentaje de cada elemento. 297.41g
117.38
%Ni= x100 =39.47%
297.41
36.03
%C= X100 =12.11%
297.41 144
%O= x100 =48.42%
297.41
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:
Otro ejemplo:Composición porcentual de un
elemento en un compuesto =
n x masa molar del elemento
x 100%
masa molar del compuesto
n es el número de moles del elemento en 1 mol
del compuesto
2 x (12.01 g)
%C = x 100% = 52.14%
46.07 g
6 x (1.008 g)
%H = x 100% = 13.13%
46.07 g
1 x (16.00 g)
%O = x 100% = 34.73%
46.07 g
C2H6O 52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%

3.5
 Fórmula empírica
es una expresión que representa la proporción más simple en la que están
presentes los átomos que forman un compuesto químico.
Es la representación más sencilla de un compuesto. a veces, se le llama
fórmula mínima.
Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de
átomos de cada clase presentes en la molécula.
Ejemplos
La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de
oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su
fórmula empírica.
Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por
dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular
será C2H6 y su fórmula empírica CH3.

Cálculo de la fórmula empírica de un compuesto

Para hallar la fórmula empírica de un compuesto,primero se obtienen los
moles de cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y
finalmente, se hallan los números enteros más sencillos posibles.
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.
Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la
molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en
química orgánica.
Ejemplos:

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
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?

PASO 1
Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual
nos permite expresar los porcentajes como
gramos.
En 100 g de propileno hay
14.3 g de H
85.7 g de C
PASO 2
Convertir los gramos a moles.

1moldeH
14.3 g H ( ) =14.16 mol H
1.01 g H
1 mol deC
85.7 g de C ( ) = 7.14 mol C
12.01 g C
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.

14.6 7.14
H = 2.04 C = 1.0
7.14 7.14

Los decimales se aproximan al entero más cercano.

FÓRMULA EMPÍRICA: CH2

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.

C1x12.01= 12.01

H 2 x1.01= 2.02 n= 42.00 = 2.99 3

14.03
14.03

FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos calcular la empírica

aun cuando el problema no la pida.
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.

1 mol Fe
2.233gFe ( ) = 0.0399 0.04mol Fe
55.85gFe

1.926gS
32.06 gS ( ) = 0.06 mol S
1 mol S

PASO 3

0.04 0.06
Fe =1 S = 1.5
0.04 0.04
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
En este caso usaremos el número 2 el cual debe
multiplicarse por los cocientes de cada elemento.

S 1.5 x 2 = 3
Fe 1 x 2 = 2

FÓRMULA EMPÍRICA: Fe2S3

PASO 4 para la formula molecular

Fe2S3

Fe 2 x 55.85 = 111.7

S 3 x 32.06 = 96.18
207.88 g

208
n= = 1
207.88

Como en este caso n = 1, la fórmula empírica y la molecular son iguales.

FÓRMULA MOLECULAR:Fe2S3
 Balance de ecuaciones químicas

1. Escriba la fórmula(s) correcta para los reactivos

en el lado izquierdo y la fórmula(s) correcta para
el producto(s) en el lado derecho de la ecuación.
El etano reacciona con el oxígeno para formar dióxido de carbono
y agua
C2H6 + O2 CO2 + H2O

2. Cambie los números delante de las fórmulas (los

coeficientes) para hacer el número de átomos
de cada elemento el mismo en ambos lados de la
ecuación. No cambie los subíndices.
2C2H6 NO C4H12
3.7
 Balance de ecuaciones químicas

3. Empiece balanceando esos elementos que

aparecen sólo en un reactivo y un producto.
C2H6 + O2 CO2 + H2O empiece con C o H pero no O

2 carbonos 1 carbono multiplicar CO2 por 2

en la izquierda en la derecha
C2H6 + O2 2CO2 + H2O

6 hidrógenos 2 hidrógenos
multiplicar H2O por 3
en la izquierda en la derecha
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
3.7
 Balance de ecuaciones químicas

4. Balancee esos elementos que aparecen en dos o

más reactivos o productos.
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O multiplicar O2 por 7
2

2 oxígenos 4 oxígenos+ 3 oxígenos = 7 oxígenos

en la izquierda (2x2) (3x1) en la derecha

C2H6 + 7 O2 quite la fracción

2CO2 + 3H2O
2 multiplique ambos lados
por 2
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

3.7
 Balance de ecuaciones químicas

5. Verifique para asegurarse de que tiene el mismo

número de cada tipo de átomo en ambos lados
de la ecuación.
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
4 C (2 x 2) 4C
12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2)
14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6)
Reactivos Productos
4C 4C
12 H 12 H
14 O 14 O

3.7
 El "+" se lee como "reacciona con"
La flecha significa "produce".
METODO DEL IÓN-ELECTRON

2) Cual es el agente oxidante? El que se reduce. Baja su numero de oxidación

3) Cual es el agente reductor? El que se oxida. Aumenta su numero de oxidación

 +1 +7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -
1

4) Generar las semireacciones y balancear los elementos de cambio redox

+7

5) Ajustar oxígenos, con producción de agua y ajustar los hidrógenos

6) Revisar el cambio electrónico y ajustar proporcionalmente los electrones en cada parte
de la ecuación

+1 +7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -
1 +1 -2