1. PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM
TEMA: ESTEQUIOMETRIA
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Y Significa: 1 átomo de Cloro ( Cl ) tiene una masa en
ESTEQUIOMETRIA promedio 35,453 uma.
NOTA:
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA (UQM)
La masa atómica se encuentra en la tabla
Es el conjunto de unidades planteadas con la periódica y generalmente en un problema es
finalidad de expresar la masa de las sustancias y su dato.
relación con el número de partículas contenidas en A continuación presentamos algunas masas
ella (átomos, iones, moléculas, etc). atómicas aproximadas de los elementos más
importantes:
Unidad de Masa Atómica (uma) Elemento M.A Elemento M.A
Se define como la doceava parte de la masa de un Si 28 H 1
átomo del isótopo de Carbono – 12, el cual es P 31 Li 7
denominado átomo patrón, ya que es el átomo muy S 32 C 12
estable y el más abundante de los isótopos del Cl 35,5 N 14
carbono.
Masa o Peso Molecular ( M )
Se define como la masa relativa de las moléculas de
una sustancia. Se puede determinar sumando las
masas atómicas relativas de los átomos que
Equivalencia: constituyen la molécula
1uma = 1,66 x 10−24 g = 1,66 x 10−27 Kg Ejemplos:
Masa Atómica Promedio de un Elemento
Sabemos que un elemento químico es una mezcla de
isótopos, la masa atómica promedio de los elementos
se calcula como un promedio ponderado de las masas ∴ M H 2 O = 1(16 ) + 2 (1) = 18
de los isótopos (Masa isotópicas) y de sus
correspondientes abundancias reactivas. M = ∑ M.A. ( E )
Según el espectrómetro de masas: Algunos ejemplos:
M H S = 2 (1) + 1( 32 ) = 34
Masa 2
Isótopo A isotópica % Abundancia M HNO = 1(1) + 1(14 ) + 3 (16 ) = 63
3
(uma)
35 M N = 2 (14 ) = 28
Cl 35 34, 969 75, 77 % 2
17
37 M C H O = 6 (12 ) + 12 (1) + 6 (16 ) = 180
Cl 37 36, 996 24,23 % 6 12 6
17
M.A. ( Cl ) =
( 34,969 )( 75,77 ) + ( 36,996 )( 24,23 ) Nota: Para compuestos iónicos se emplea la
masa o peso formula (P.F). Los compuestos
100 iónicos no forman moléculas, se representan
M.A. ( Cl ) = 35,453 uma por su unidad fórmula.
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2. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
MFCaCO 3 = 1( 40 ) + 1(12 ) + 3 (16 ) = 100 Ejemplos:
MFFe2 (SO 4 )3 = 2 ( 56 ) + 3 ( 32 ) + 12 (16 ) = 400
Concepto de Mol
En el sistema S.I. el mol es la cantidad de una
sustancia que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas y otras partículas) como átomos
hay exactamente en 12 gramos del isótopo de
Carbono -12. El valor aceptado en la actualidad es: Número de molécula gramo de una sustancia
1mol = 6,022045 * 1023 particulas Masa(Sust) # moléculas(Sust)
# mol − g = n = =
M(Sust) NA
Este número se denomina número de Avogadro, en
honor del científico italiano Amadeo Avogadro. Por
lo general, el número de Avogadro se redondea a Interpretación de una Fórmula Química
6.022. 1023
Ejemplo:
Toda fórmula química nos brinda información tanto
23 en forma cualitativa como cuantitativa
1 mol de átomos Fe < > 6,022 x 10 átomos de Fe
1 mol de molécula de H2O < > 6,022 x 1023
1. Información Cualitativa: Nos da a conocer los
moléculas de H2O
elementos que constituyen dicho compuesto y
1 mol de electrones < > 6,022 x 1023 electrones
sus características importantes.
En forma práctica: Ejemplo:
1 mol de sustancia = 6 x 1023 partículas = 1 NA Elementos: H, S y O
partícula Compuesto ternario
Es un ácido, tiene la propiedad de liberar H+
NA: Número de Avogadro
2. Información Cuantitativa: Nos da a conocer la
Átomo gramo (at-g) cantidad de átomos de los elementos que
constituyen un compuesto, esta información
puede ser en forma de: #atg – g, mol – g, masa y
Es aquella cantidad de un elemento, que contiene
composición centesimal.
exactamente 1 mol de átomos y su masa equivale
numéricamente a su masa atómica, expresado en
A. Para una molécula:
gramos
Ejemplo:
Ejemplos:
Equivale o  3 átomos"H"
1 at-g (C) = 12g  1mol de átomos
contiene
→ 1 molecula 
 1átomo "P"
(C) ó 6,022 x 1023 átomos (C) de H3PO 4 
 4 átomos"O"
−−−−−−−−−−−−−
Equivale o Atomicidad = 8 átomos
2 at-g (Fe) = 112 g  2 mol
contiene
→
átomos (Fe) ó 2x 6,022 x 1023 átomos (Fe) B. Para una mol de moléculas
Molécula gramo (mol-g) (M = 98)  2 at − g (H) = 2g

1mol − g H2SO 4  1 at − g (S) = 32g
Es aquella cantidad de una sustancia covalente, que  4 at − g (O) = 64g
contiene exactamente 1 mol de moléculas y su masa 
equivale numéricamente a su masa molecular −−−−−−−−−−−−−
expresado en gramos. mTOTAL = 98 g
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3. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
ESTEQUIOMETRIA Se observa que:
CONCEPTO masa ( C ) masa ( O 2 ) masa ( CO )
Es aquella parte de la química que estudia las = =
3 4 7
relaciones cuantitativas (masa, volumen, moles) de
los componentes puros de una reacción química.
Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas NOTA:
pueden ser ponderales y / o volumétricas.
Reacción Limitante (RL):
Es aquella sustancia que ingresa al reactor
Leyes Ponderales químico en menor proporción estequiométrica y al
agotarse limita la cantidad máxima del
Relaciona la masa de una sustancia con la masa de producto(s) obtenido(s).
otras sustancias.
Reactivo en Exceso (RE):
1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA Es aquella sustancia que ingresa al reactor
químico en mayor proporción estequiométrica por
MASA
lo tanto queda como sobrante al finalizar la
Fue planteada por el químico Francés Antoine reacción.
Lavoisier (1743 – 1794) considerado el padre de
la química moderna; nos indica que en toda Regla práctica para evaluar el R.L. y R.E para
reacción química completa y balanceada la masa cada reactante se plantea la siguiente proporción.
total de las sustancias reactantes es igual a la masa
total de las sustancias de los productos. Cantidad dato de reactivo
Ejemplo: Cantidad obtenida de la ecuación química
6.A.=4
P 7 40
4 8 4= 32
M 8
6 74 4=4
M 56
678 La menor relación es para el RL y todos los
2 Ca + 1 O 2(g) → 2CaO cálculos se hacen con el
Relación 2 mol – g 1 mol–g 2mol–g La mayor relación es para el R.E.
Molar
Relación 80g 32g 112g
Leyes Volumétricas
en Masa
∑ Masa (Reactantes) = ∑ Masa (Productos) = 112g Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay –
Lussac (1778 – 1850), quién investigando las
2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS reacciones de los gases determino: “A las mismas
condiciones de presión y temperatura existe una
Fue enunciada por el químico francés Joseph relación constante y definida entre los volúmenes de
Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo las sustancias gaseosas que intervienen en una
proceso químico los reactantes y productos
versión química; cualquier exceso deja de
participan manteniendo sus masas o sus moles en
proporción fija, constante y definida; cualquier combinarse”.
exceso de uno de ellos permanece sin reacción Estas relaciones solo serán aplicables a sustancias
Ejemplo: Quemado de carbón gaseosas.
Ejemplo: Síntesis del amoniaco
64 .=4
P.A 12
7 8 4= 32
M 8
6 74 4= 56
M 4
678 1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
2 C ( g) + 1 O 2(g) → 2CO ( g)
Reacción 1 mol – g 3 mol–g 2mol–g
Reacción 2 mol – g 1 mol–g 2mol–g molar
molar
Relación 1vol 3vol 2vol
Relación 24g 32g 56g volumétrica
en Masa
Por Gay 1L 3L 2L
Por 3g 4g 7g Lussac 5L 15L 10L
Proust 30cm3 90 cm3 60 cm3
Ejemplo 60g 80g 140g
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4. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
Relación de volúmenes: III. Átomos de nitrógeno tiene una masa de 28g y
contiene 6,02 x 1023 átomos.
vol ( N 2 ) vol ( H 2 ) vol ( NH 3 )
= =
1 3 2 A) VVV B) FVV C) VVF
D) VFF E) VFV
2. ¿Cuál es el número de iones que hay en 0,1mg de
Porcentaje de Pureza de una muestra MgCl2?
Química
A) 1,9x10-18
Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, B) 1,9x1020
las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los C) 1,9x1018
cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la D) 2,0x10-20
parte pura de la muestra química. E) N.A
3. ¿Cuántos átomos- gramos o moles de átomos hay
Cantidad de sus tancia pura
% Pureza = x 100 en 112g de nitrógeno molecular?
Cantidad de muestra impura
A) 4 B) 5 C) 3 D) 6 E) 8
4. Los pesos fórmulas de los compuestos Zn3(PO4)2
Eficiencia o Porcentaje de Rendimiento (fosfato de Zinc) y (NH4)2SO4 (sulfato de
de una Reacción Química (%R) amonio), respectivamente son:
A) 132 y 386,2 B) 386,2 y 128
Es la comparación porcentual entre la cantidad real o C) 370,2 y 128
práctica teórica obtenido de un producto determinado
D) 386,2 y 132 E) 370,2 y 132
cantidad real ren dim iento real 5. ¿Cuántos gramos y átomos de oxígeno hay,
%R = × 100 = × 100 respectivamente, en 386,2g de Zn3(PO4)2?
cantidad teórica ren dim iento teórico
A) 128 y 4,8x1024
La cantidad real o rendimiento real se conoce B) 128 y 4,8x10-24
experimentalmente y es menor que la cantidad C) 4,8x1024 y 128
teórica que se halla en base a la ecuación química, o D) 128 y 2,4x1024
sea por estequiometría; el rendimiento teórico es la
E) 128 y 2,4x10-24
máxima cantidad obtenida de un cierto producto
cuando el 100% del reactivo limitante se ha
transformado. 6. Determine respectivamente el porcentaje en peso
de cada elemento en el Al(OH)3
SEMANA Nº 8: ESTEQUIOMETRIA
A) 3,85; 61,64; 34,61
B) 43,61; 3,85; 61,57
1. Con relación al concepto de mol, marque la
C) 34,61; 61,54; 3,85
secuencia de verdadero (V) o falso (F), según
D) 34,61; 60,54; 3,85
corresponda. Una mol gramo de metano
E) 34,61; 61,54; 4,85
I. Metano (CH4) tiene una masa de 16g y
7. Determine la fórmula empírica para un compuesto
contiene el número de Avogadro de moléculas
que contiene 26,6% de K, 35,4% de Cr y 38% de
de metano.
oxígeno.
II. Cloruro de magnesio tiene una masa de 95g y
contiene el número de Avogadro de moléculas A) KCrO4
de MgCl2. B) K2Cr2O7
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5. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
C) KCr2O7 A) 56,58 B) 46,58 C) 38,56
D) K2CrO7 D) 36,58 E) 58,36
E) K2Cr2O4
14. Determine el número de átomos de azufre en
8. En la reacción: Al + HCl → AlCl3 + H2 , si una muestra de 960g de azufre.
reaccionaran 54g de aluminio con suficiente
A) 1,8x1020
cantidad de ácido clorhídrico, ¿cuántos gramos de B) 1,6x1026
hidrógeno y moles de cloruro de aluminio (III) se C) 1,8x1025
producirán, respectivamente? D) 6,0x1023
E) 1,6x10224
A) 3 y 2 B) 2 y 6 C) 3 y 1
D) 6 y 4 E) 6 y 2 15. En 1,314g de CaCl2.6H2O. ¿Cuántas mili mol-g
de agua contiene?
9. ¿Cuántos gramos de SO2 se formarán a partir de
A) 3,6 B) 36 C) 360
96g de azufre y 64g de oxígeno?
D) 72 E) 7,2
A) 96 B) 128 C) 64
16. ¿Qué cantidad, en gramos, de óxido de aluminio
D) 32 E) 138 se puede preparar a partir de 24,9g de aluminio
que reacciona con suficiente oxígeno?
10. Calcule los gramos de agua y el porcentaje en
peso del agua, respectivamente, en 24,95g de A) 40 B) 57 C) 32
sulfato de cobre pentahidratado. D) 36 E) 47
A) 18 y 36,07 17. El tricloruro de fósforo, PCl3, es utilizado en la
B) 9 y 36,07 fabricación de pesticidas, aditivos para gasolina
C) 90 y 36,70 y otros productos. Se obtiene por la combinación
D) 9 y 46,70 directa del fósforo y el cloro, según:
E) 18 y 46,07 P4 + Cl2 → PCl3
¿Qué masa de PCl3 se forma en la reacción de
11. ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen en la 125g de P4 y 323g de Cl2?
combustión completa de 80g de propano (C3H8)?
A) 247 B) 347 C) 208
A) 220 B) 44 C) 240 D) 417 E) 317
D) 180 E) 260
18. En la descomposición por calentamiento de
12. El succinato de dibutilo es un repelente de 2,45g de KClO3, ¿qué volumen de oxígeno en
insectos utilizado en las casas contra hormigas y mL, a C.N se obtendrá?
cucarachas. Su composición es 62,58% de C, KClO3 → KCl + O2
9,63% de H y 27,79% de O. Su masa molecular
determinada experimentalmente es 230. ¿Cuáles A) 6,72x10-1
son las fórmulas empírica y molecular B) 6,72x102
respectivamente del succinato de dibutilo? C) 6,72x10-2
D) 6,72x103
A) C6H11O2 ; C12H22O2 E) 6,72x10-3
B) C6H11O ; C12H22O2
C) C12H22O4 ; C6H11O2 19. Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO3) , se
D) C3H6O ; C6H12O2 requieren para producir 8,75g de monóxido de
E) C6H11O2 ; C12H22O4 dinitrógeno (N2O) según la ecuación:
13. El ciclohexanol (C6H11OH) calentado con ácido 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + N2O +
sulfúrico o fosfórico se transforma en ciclohexeno 5 H2O
(C6H10). Si el rendimiento de esta reacción es de
83%, ¿qué masa de ciclohexanol debe utilizarse A) 125,28 B) 118,28 C) 130.18
para obtener 25g de ciclohexeno? D) 120,28 E) 135,28
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6. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
20. Calcule la masa de CaC2 al 90% de pureza que Calcule la masa de N2O4 que se requiere para
reacciona con suficiente cantidad de H20, hacer reaccionar 120g de (CH3)2NNH2.
sabiendo que se obtiene Ca(OH)2 y 5L de C2H2(g) P.F : [ (CH3)2NNH2= 60 , N2O4 =92 ]
medidos a 127ºC y 312 torr, considerar un
rendimiento del 80%. A) 368g B) 230g C) 240g
D) 123g E) 417g
A) 6,18g B) 5,75g C) 6,72g
D) 5,56g E) 6,56g 5. (UNMSM-2008-II) ¿Cuántas toneladas métricas
(TM) de plomo se obtienen de 717 TM de galena
Datos: Pesos atómicos (PbS), si el proceso tiene un rendimiento del 50%?.
P.A ( Pb=207 ; S=32 )
Mg = 24 Cl = 35,5 N = 14 Zn = 65,4
P = 31 O = 16 S = 32 H=1 A) 310, 5 B) 119, 5 C) 358, 5
Al = 27 K = 39 Cr = 52 Ca = 40 D) 155, 3 E) 621, 0
Cu = 63,5 C = 12
6. (UNMSM-2008-II) ¿Cuántos gramos de agua se
PRÁCTICA DOMICILIARIA formarán al hacer reaccionar 10g de H2 con 500g
de O2?
1. UNMSM-2004-I) A partir de 0,303g de KClO3 se
ha obtenido 0,1g de O2. Calcular el porcentaje de A) 45g B) 90g C) 180g
rendimiento de la reacción: D) 270g E) 135g
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 ) 7. (UNMSM-2009-I) La reacción química para la
producción de ácido sulfúrico es:
A) 84,2% B) 64,0% C) 94,0% 2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4
D) 74,2% E) 32,0% La cantidad, en toneladas de H2SO4, que se puede
producirse por día mediante un proceso en el que
2. (UNMSM-2004-II) ¿Cuántas moles de dióxido de se utiliza 16 toneladas diarias de SO2, con un 70%
carbono se produce, si 375g de CaCO3 con 80% de de eficiencia en la conversión, es:
pureza se descompone según la reacción P.A ( S=32, O=16, H=1 )
CaCO3 → CaO + CO2
P.A( Ca=40; C=12; O=16 ) A) 24,50 B) 17,15 C) 35,00
D) 30,25 E) 34,30
A) 3,75 B) 3,00 C) 3,20
D) 3,55 E) 2,95 8. (UNMSM-2011-II) Se hace reaccionar 20g de
NaNO3, cuya pureza es 75% con suficiente
3. (UNMSM-2005-II) ¿Cuántos gramos de anhídrido cantidad de H2SO4, según la ecuación:
carbónico se forman cuando reaccionan 60g de
carbono con suficiente oxígeno. P.A ( C=12uma , 2NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO3
O=16uma ) Calcule el peso de HNO3 producido.
Datos: P.F( HNO3=63 g/mol; NaNO3= 85g/mol)
A) 220 B) 440 C) 130
D) 240 E) 200 A) 14,8g B) 11,1g C) 22,2g
D) 13,9g E) 18,5g
4. (UNMSM-2006-II) El compuesto (CH3)2NNH2 se
Profesor: Antonio Huamán Navarrete
usa como combustible para propulsar naves
Lima, Marzo del 2013
espaciales. Tal compuesto reacciona con el N2O4
de acuerdo a la siguiente reacción:
2(CH3)2NNH2 + 4 N2O4 → 4CO2 + 6N2 + 8H2O
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