estequiometria

1. Universidad de La Frontera
Fac. Ing. Cs. y Adm.
Dpto. Cs. Químicas
Estequiometría
Prof. Josefina Canales

2. El Mol
• Es la cantidad de sustancia que contiene el mismo
número de partes elementales (átomos, moléculas,
u otras).
• 12 gramos de carbono -12.
1 Mol = 6.022045 x 1023 partículas

3. Relaciones de elementos Mol – Masa
Elemento Átomo/Molécula-Masa Mol-Masa Número de Átomos
1 átomo de H = 1.008 uma 1 mol de H = 1.008 g = 6.022 x 1023 átomos
1 átomo de Fe = 55.85 uma 1 mol de Fe = 55.85 g = 6.022 x 1023 átomos
1 átomo de S = 32.07 uma 1 mol de S = 32.07 g = 6.022 x 1023 átomos
1 átomo de O = 16.00 uma 1 mol de O = 16.00 g = 6.022 x 1023 átomos
1 molécula de O2 = 32.00 uma 1 mol de O2 = 32.00 g = 6.022 x 1023 moléculas
1 molécula de S8 = 2059.52 uma 1 mol de S8 = 2059.52 g = 6.022 x 1023 moléculas

4. Masa atómica
Es la masa de un átomo en unidades de masa
atómica (uma).
El mundo microscópico: los átomos y las moléculas.
El mundo macroscópico: los gramos.
Por definición:
1 átomo 12C “pesa” 12 uma
En esta escala
1H = 1.008 uma
16O = 16.00 uma

5. Masa molecular – Masa molar ( M )
La masa molecular de un compuesto expresada en uma es
numéricamente la misma que la masa de un mol expresado
en gramos.
Para el agua: H2O
Masa molecular = (2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O
= 2 ( 1.008 uma) + 16.00 uma = 18.02 uma
Masa de una molécula de agua = 18.02 uma
Masa molar = ( 2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O
= 2 ( 1.008 g ) + 16.00 g = 18.02 g
18.02 g H2O = 6.022 x 1023 moléculas de agua = 1 mol H2O

6. Un mol de algunas sustancias conocidas
CaCO3
100.09 g
Oxígeno
32.00 g
Cobre
63.55 g
Agua
18.02 g

7. Información contenida en la fórmula química de
la glucosa C6H12O6 ( M = 180.16 g/mol)
Carbono (C) Hidrógeno (H) Oxígeno (O)
Átomos/molécula
de compuesto
Moles de átomos/
moles de compuesto
Átomos/mol de
compuesto
Masa/molécula
de compuesto
Masa/mol de
compuesto
6 átomos 12 átomos 6 átomos
6 moles de 12 moles de 6 moles de
átomos átomos átomos
6(6.022 x 1023) 12(6.022 x 1023) 6(6.022 x 1023)
átomos átomos átomos
6(12.01 uma) 12(1.008 uma) 6(16.00 uma)
=72.06 uma =12.10 uma =96.00 uma
72.06 g 12.10 g 96.00 g

8. Relaciones masa - mol de un compuesto
Para un elemento Para un compuesto
Masa (g) del
Elemento
Cantidad (mol)
del elemento
Átomos
del elemento
Masa (g)
del compuesto
Cantidad (mol)
del compuesto
Moléculas (o
unidades fórmula)
del compuesto)
Cantidad (mol)
de elementos en
el compuesto

9. Cálculo del número de moles y átomos
en la masa dada de un elemento
Problema: El Tungsteno (W) es el elemento usado como filamento en las
bombillas eléctricas, y tiene el punto de fusión más alto de todos los
elementos, 3680oC. ¿Cuántas moles de tungsteno, y átomos de este
elemento están contenidos en una muestra de 35.0 mg del metal?
Plan: Convierta la masa en moles dividiendo la masa entre el peso atómico
del metal, después calcule el número de átomos multiplicando por el
número de Avogadro.
Solución: Conversión de la masa de W en moles:
1 mol W
183.9 g W
Moles de W = 35.0 mg W x = 0.00019032 mol
=1.90 x 10 - 4 mol
6.022 x 1023
átomos
No. de átomos de W = 1.90 x 10 - 4 mol W x =
1 mol de W
= 1.15 x 1020 átomos de Tungsteno

10. Cálculo de moles y número de unidades
fórmula en la masa dada de un compuesto
Problema: El Trisodio de fosfato es un componente de algunos detergentes.
¿Cuántas moles y unidades fórmula hay en una muestra de 38.6 g?
Plan: Necesitamos determinar la fórmula y la masa molecular de las masas
atómicas de cada elemento multiplicadas por los coeficientes.
Solución: La fórmula es Na3PO4. Cálculo de la masa molar:
M = 3x Sodio + 1 x Fósforo + 4 x oxígeno
= 3 x 22.99 g/mol + 1 x 30.97 g/mol + 4 x 16.00 g/mol
= 68.97 g/mol + 30.97 g/mol + 64.00 g/mol = 163.94 g/mol
Conversion de masa a moles:
Moles Na3PO4 = 38.6 g Na3PO4 x (1 mol Na3PO4)
163.94 g Na3PO4
= 0.23545 mol Na3PO4
Unidades fórmula = 0.23545 mol Na3PO4 x 6.022 x 1023 unidades fórmula
1 mol Na3PO4
= 1.46 x 1023 unidades fórmula

11. Diagrama de flujo para el cálculo del
porcentaje de masa
Moles de X en un
mol de compuesto
Masa (g) de X en un
mol de compuesto
fracción masa de X
% masa de X
Se multiplica por M
(g / mol) de X
Se divide entre la masa (g)
de un mol de compuesto
Se multiplica por 100

12. Cálculo del porcentaje de masa y masa de
elementos en la muestra de un compuesto
Problema: La sucrosa (C12H22O11) es el azúcar de mesa común.
( a) ¿Cuál es el porcentaje de masa de cada elemento en la sucrosa?
( b) ¿Cuántos gramos de carbono hay en 24.35 g de sucrosa?
(a) Determinación del porcentaje de cada elemento:
masa de C = 12 x 12.01 g C/mol = 144.12 g C/mol
masa de H = 22 x 1.008 g H/mol = 22.176 g H/mol
masa de O = 11 x 16.00 g O/mol = 176.00 g O/mol
342.296 g/mol
Determinación de la fracción masa de C en la sucrosa y % C :
Total masa de C 144.12 g C
fracción masa de C = =
masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g del compuesto
= 0.421046 para encontrar % de masa de C = 0.421046x100% = 42.105%

13. Cálculo del porcentaje de masa y masa de
elementos en la muestra de un compuesto
(a) continuacion
% masa de H = x 100% = x 100%
mol H x M de H 22 x 1.008 g H
masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g
= 6.479% de H
mol O x M de O 11 x 16.00 g O
% masa % O = x 100% = x 100%
masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g
= 51.417% de O
(b) Determinación de la masa de carbono:
masa (g) de C = masa de sucrosa x (fracción masa de C en la sucrosa)
0.421046 g C
1 g sucrosa
masa (g) de C = 24.35 g sucrosa x = 10.25 g C

14. Masa molar y composición % de NH4NO3
• 2 mol N x 14.01 g/mol = 28.02 g N
• 4 mol H x 1.008 g/mol = 4.032 g H
• 3 mol O x 15.999 g/mol = 48.00 g O
80.05 g/mol
28.02g N2
80.05g
%N = x 100% = 35.00%
4.032g H2
80.05g
%H = x 100% = 5.037%
48.00g O2
80.05g
%O = x 100% = 59.96%
99.997%

15. Cálculo de la composición porcentual
del ácido sulfúrico H2SO4
Masa molar del ácido sulfúrico =
2(1.008g) + 1(32.07g) + 4(16.00g) = 98.09 g/mol
2(1.008g H2)
%H = x 100% = 2.06% H
98.09g
1(32.07g S)
%S = x 100% = 32.69% S
98.09g
4(16.00g O)
%O = x 100% = 65.25% O
98.09 g
Revision = 100.00%

16. Fórmulas Empíricas y Moleculares
Fórmula empírica – Es la fórmula más simple para un
compuesto de acuerdo con el análisis elemental.
Es el conjunto más pequeño de número de
átomos.
Fórmula molecular – Es la fórmula del compuesto tal como
existe, puede ser un múltiplo de la fórmula
empírica.

17. Pasos para determinar fórmulas empíricas
Masa (g) de cada elemento
Cantidad (moles) de cada elemento
Fórmula preliminar
Fórmula empírica
Dividir entre M (g/mol )
Usar el no. de moles como subíndices
Cambiar a subínices enteros

18. Algunos ejemplos de compuestos con la
misma relación elemental
Fórmula empírica Fórmula molecular
CH2 (Hidrocarbonos no saturados) C2H4 , C3H6 , C4H8
OH o HO H2O2
S S8
P P4
Cl Cl2
CH2O (carbohidratos) C6H12O6

19. Determinación de fórmulas empíricas
a partir de las masas de los elementos
Problema: El análisis elemental de la muestra de un compuesto da los
siguientes resultados: 5.677g Na, 6.420 g Cr, y 7.902 g O. ¿Cuál es la
fórmula empírica y el nombre del compuesto?
Plan: Primero debemos convertir la masa de los elementos a moles de
los elementos usando las masas molares. Después construimos una
fórmula y un nombre preliminar del compuesto.
Solución: Cálculo de los moles de los elementos:
1 mol Na
22.99 g Na
1 mol Cr
52.00 g Cr
1 mol O
16.00 g O
Moles de Na = 5.678 g Na x = 0.2469 mol Na
Moles de Cr = 6.420 g Cr x = 0.12347 mol Cr
Moles de O = 7.902 g O x = 0.4939 mol O

20. Determinación de fórmulas empíricas
a partir de las masas de los elementos
Construcción de la fórmula preliminar:
Na0.2469 Cr0.1235 O0.4939
Conversión a subíndices enteros (dividiendo todos entre el subíndice
más pequeño):
Na1.99 Cr1.00 O4.02
Redondeo de todos los números:
Na2CrO4 Cromato de sodio

21. Determinación de la fórmula molecular a partir
de la composición elemental y la masa molar
Problema: El azúcar quemado por energía en las células del cuerpo es la
glucosa (M = 180.16 g/mol), el análisis elemental muestra que ésta contiene
40.00% de masa de C, 6.719% de masa de H, y 53.27% de masa de O.
(a) Determine la fórmula empírica de la glucosa.
(b) Determine su fórmula molecular.
Plan: Tenemos sólo los porcentajes de masa, y no el peso del compuesto por
lo que asumiremos tener 100g del compuesto, y el % se convierte en gramos,
y podemos seguir el procedimiento realizado previamente con las masas de los
elementos.
Solucion:
masa de carbono = 40.00% x 100g/100% = 40.00 g C
masa de hidrógeno = 6.719% x 100g/100% = 6.719g H
masa de oxígeno = 53.27% x 100g/100% = 53.27 g O
99.989 g del compuesto

22. Determinación de la fórmula molecular a partir
de la composición elemental y la masa molar
Conversión de gramos de elementos a moles:
1 mol C
12.01 g C
1 mol H
1.008 g H
1 mol O
16.00 g O
Moles de C = masa de C x = 3.3306 moles C
Moles de H = masa de H x = 6.6657 moles H
Moles de O = masa de O x = 3.3294 moles O
Construcción de la fórmula preliminar C 3.33 H6.67 O3.33
Conversión a subíndices enteros, dividir todos entre el más pequeño:
C 3.33/3.33 H6.667 / 3.33 O3.33 / 3.33 = CH2O

23. Determinación de la fórmula molecular a partir
de la composición elemental y la masa molar
(b) Determinación de la fórmula molecular:
La masa molar de la fórmula empírica es:
1 x C + 2 x H + 1 x O = 1 x 12.01 + 2 x 1.008 + 1 x 16.00 = 30.03
M de la Glucosa
Múltiplos enteros = =
M de la fórmula empírica
180.16
30.03
= = 6.00 = 6
Por lo tanto la fórmula molecular es:
C 1 x 6 H2 x 6 O1 x 6 = C6H12O6

24. La adrenalina es un compuesto
muy importante en el cuerpo
• El análisis da:
• C = 56.8 %
• H = 6.50 %
• O = 28.4 %
• N = 8.28 %
• Calcule la fórmula
empírica

25. Adrenalina
• Suponer 100g!
• C = 56.8 g C/(12.01 g C/ mol C) = 4.73 mol C
• H = 6.50 g H/( 1.008 g H / mol H) = 6.45 mol H
• O = 28.4 g O/(16.00 g O/ mol O) = 1.78 mol O
• N = 8.28 g N/(14.01 g N/ mol N) = 0.591 mol N (el menor)
• Dividir entre 0.591 =
• C = 8.00 mol C = 8.0 mol C o
• H = 10.9 mol H = 11.0 mol H
• O = 3.01 mol O = 3.0 mol O C8H11O3N
• N = 1.00 mol N = 1.0 mol N

26. Aparato de combustión para la determinación de
la composición química de compuestos
Corriente de O2
Muestra del compuesto
conteniendo C, H y otros
elementos
Horno
Absorbente
de CO2
Absorbente
de H2O
Otras sustancias no
absorbidas
orgánicos
m
2
m
2
CnHm + (n+ ) O2 = n CO(g) + H2O(g)

27. El ácido Ascórbico ( Vitamina C )
Contiene C , H , y O
• Después de una combustión, liberando oxígeno, una
muestra de 6.49 mg produjo 9.74 mg de CO2 y 2.64
mg H2O
• Calcule su fórmula empírica
• C: 9.74 x10-3g CO2 x(12.01 g C/44.01 g CO2)
= 2.65 x 10-3 g C
• H: 2.64 x10-3g H2O x (2.016 g H2/18.02 gH2O)
= 2.92 x 10-4 g H
• masa oxígeno = 6.49 mg - 2.65 mg - 0.30 mg
= 3.54 mg O

28. Combustión de la Vitamina C
• C = 2.65 x 10-3 g C / ( 12.01 g C / mol C ) =
= 2.21 x 10-4 mol C
• H = 0.295 x 10-3 g H / ( 1.008 g H / mol H ) =
= 2.92 x 10-4 mol H
• O = 3.54 x 10-3 g O / ( 16.00 g O / mol O ) =
= 2.21 x 10-4 mol O
• Dividir cada uno entre 2.21 x 10-4
• C = 1.00 Multiplicar cada uno por 3 = 3.00 = 3.0
• H = 1.32 = 3.96 = 4.0
• O = 1.00 = 3.00 = 3.0
C3H4O3

29. Determinación de una fórmula química
a partir del análisis de combustión
Problema: La Eritrosa (M = 120 g/mol) es un compuesto químico
importante como material básico en la síntesis química, y contiene
carbono, hidrógeno, y oxígeno. El análisis de combustión de una
muestra de 700.0 mg produjo 1.027 g de CO2 y 0.4194 g de H2O.
Plan: Encontramos las masas de hidrógeno y carbono usando las
fracciones masa de H en H2O, y C en CO2. La masa de carbono e
hidrógeno se sustrae de la masa de la muestra para obtener la masa
de oxígeno. Entonces podremos calcular las moles, y construir la
fórmula empírica, y a partir de la masa molar dada podremos
construir la fórmula molecular

30. Determinación de una fórmula química
a partir del análisis de combustión
Cálculo de las fracciones masa de los elementos:
mol C x M de C
masa de 1 mol CO2
fracción masa de C en CO2 = =
1 mol C x 12.01 g C/ 1 mol C
= = 0.2729 g C / 1 g CO2
44.01 g CO2
mol H x M de H
masa de 1 mol H2O
fracción masa de H en H2O = =
2 mol H x 1.008 g H / 1 mol H
= = 0.1119 g H / 1 g H2O
18.02 g H2O
Cálculo de las masas de C y H
masa del elemento = masa del compuesto x fracción masa del elemento

31. Determinación de una fórmula química
a partir del análisis de combustión
0.2729 g C
1 g CO2
masa (g) de C = 1.027 g CO2 x = 0.2803 g C
0.1119 g H
1 g H2O
masa (g) de H = 0.4194 g H2O x = 0.04693 g H
Cálculo de la masa de O:
masa (g) de O = Masa de la muestra - ( masa de C + masa de H )
= 0.700 g - 0.2803 g C - 0.04693 g H = 0.37277 g O
Cálculo de la masa de cada elemento:
C = 0.2803 g C / 12.01 g C/ mol C = 0.02334 mol C
H = 0.04693 g H / 1.008 g H / mol H = 0.04656 mol H
O = 0.37277 g O / 16.00 g O / mol O = 0.02330 mol O
C0.02334H0.04656O0.02330 = CH2O masa de la fórmula = 30 g / fórmula
120 g /mol / 30 g / fórmula = 4 unidades de la fórmula / cto.=C4H8O4

32. Algunos compuestos con fórmula empírica
CH2O (Composición en masa 40.0% C, 6.71% H, 53.3%O)
Fórmula M
molecular (g/mol) Nombre Uso o función
CH2O 30.03 Formaldehído Desinfectante; conservador
biológico
C2H4O2 60.05 Ácido acético Polímeros de acetato; vinagre
( 5% solución)
C3H6O3 90.08 Ácido láctico Hace que la leche se agrie; se
forma en el músculo durante
el ejercicio
C4H8O4 120.10 Eritrosa Se forma durante el
metabolismo de la glucosa
C5H10O5 150.13 Ribosa Componente de ácidos
nucleicos y de la vitamina B2
C6H12O6 180.16 Glucosa Nutriente más importante para
la energía de las células

33. Dos compuestos con fórmula
molecular C2H6O
Propiedad Etanol Éter dimetílico
M (g/mol) 46.07 46.07
Color Incoloro Incoloro
Punto de fusión - 117oC - 138.5oC
Punto de ebullición 78.5oC - 25oC
Densidad (a 20oC) 0.789 g/mL 0.00195 g/mL
Uso Intoxicante en las En refrigeracion
H H b e b i d a s a l c o h ó l i c a s H H
H C C O H H C O C H
H H H H

34. Tres puntos de vista de la reacción
química en un flash
electricidad
electricidad

35. Moles
moles
moléculas
Número de
Avogadro
Fórmula
molecular
átomos
6.022 x 1023

36. Ecuaciones químicas
Informacion cualitativa:
Reactivos Productos
Estados de la materia: (s) sólido
(l) líquido
(g) gaseoso
(ac) acuoso
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)

37. Una reacción química es un proceso en el cual una o más
sustancias se cambian en una o más nuevas sustancias.
Una ecuación química usa los símbolos químicos para
mostrar lo que sucede durante una reacción química
Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2 para
formar H2O
Dos moléculas de hidrógeno Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua
reactivos productos

38. Cómo “leer” las ecuaciones químicas
2 Mg + O2 2 MgO
2 átomos Mg + 1 molécula O2 produce 2 unidades de la
fórmula MgO
2 moles Mg + 1 mole O2 produce 2 moles de MgO
48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2 produce 80.6 g de
MgO
NO ES
2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 produce
2 g de MgO

39. Ecuaciones balanceadas
• balance de masa (balance atómico)- mismo número de
cada elemento.
(1) inicie con el elemento más complejo
(2) continúe con los otros elementos
(3) ajuste todos los coeficientes
(4) revise el balance de los átomos
1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + H2O (g)
1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (g)
1 CH4 (g) + 2 O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (g)
• no agregue al balance iones “testigo”
Ca2+ (aq) + 2 OH- (ac) + Na+ Ca(OH)2 (s) + Na+

40. Balanceo de ecuaciones químicas
Problema: El hidrocarburo hexano es un componente de la gasolina
que se quema en el motor de un automóvil para producir dióxido
de carbono y agua así como energía. Escriba la ecuación química
balanceada para la combustión del hexano (C6H14).
Plan: Escriba el esqueleto de la ecuación de acuerdo a la descripción
de los compuestos dejando espacios antes de cada compuesto.
Inicie el balance con el compuesto más complejo, y deje el
oxígeno hasta el final.
Solucion:
C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía
Comience con una molécula de hexano que indica que se obtendrán 6 CO2’s
C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) 1 6 + Energía

41. Balanceo de ecuaciones químicas
Los átomos de H se convertirán en H2O, y tenemos 14 átomos de H, dado
que cada molécula de agua tiene dos átomos de H, obtendremos un total
de 7 moléculas de agua.
1 6 7
C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía
Dado que los átomos de oxígeno se presentan sólo como moléculas
diatómicas (dos átomos de O, O2), debemos tener números pares en los
átomos de oxígeno en el lado de la ecuación donde se encuentra el
producto. No es así porque tenemos 7 moléculas de agua; por tanto,
multiplique el hexano por 2, obteniendo un total de 12 moléculas de CO2,
y 14 moléculas de H2O.
C6H2 14 (l) + O2 (g) 12 CO2 (g) + 1 4 H2O(g) + Energía
Esto da ahora 12 átomos O2 de dióxido de carbono, y 14 átomos de O del
agua, el cual contendrá otras 7 moléculas de O2 para un total de 19 O2
2 19 12 14
C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) +
Energía

42. Información contenida en una ecuación balanceada
Vista en Reactivos Productos
términos de: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) = 4 CO2 (g) + 6 H2O(g) + Energía
Moléculas 2 moléculas de C2H6 + 7 moléculas de O2 =
4 moléculas de CO2 + 6 moléculas de H2O
Cantidad (mol) 2 mol C2H6 + 7 mol O2 = 4 mol CO2 + 6 mol H2O
Masa (uma) 60.14 uma C2H6 + 224.00 uma O2 =
176.04 uma CO2 + 108.10 uma H2O
Masa (g) 60.14 g C2H6 + 224.00 g O2 = 176.04 g CO2 + 108.10 g H2O
Masa total (g) 284.14g = 284.14g

43. Resumen de las relaciones masa-moles-número
en una reacción química
MASA (g) del
compuesto A
MASA (g) del
compuesto B
M (g/mol) del
compuesto A
M (g/mol) del
compuesto B
CANTIDAD (moles)
del compuesto B
CANTIDAD (moles)
del compuesto A
Proporcion molar de la
ecuación balanceada
Número de
Avogadro
(moléculas/mol)
Número de
Avogadro
(moléculas/mol)
MOLÉCULAS
(o unidades fórmula)
del compuesto A
MOLÉCULAS
(o unidades fórmula)
del compuesto B

44. Cálculo de ecuación química
6.02 x 1023
moléculas
Moles
masa
Peso
Molecular g/mol
átomos (moléculas)
Número de
Avogadro
Reactivos Productos

45. Problema muestra: Cálculo de reactivos y
productos en una reacción química
Problema: Dada la siguiente reacción química entre el sulfuro de
aluminio y el agua, si tenemos 65.80 g de Al2S3: a) ¿Cuántas moles de
agua se requieren para la reacción? b) ¿Qué masa de H2S y Al (OH)3 se
formaría?
Al2S3 (s) + 6 H2O(l) 2 Al(OH)3 (s) + 3 H2S(g)
Plan: Calcule los moles de sulfuro de aluminio usando su masa molar;
después, a partir de la ecuación, calcule los moles de agua, y luego los
moles de sulfuro de hidrógeno, y finalmente la masa del sulfuro de
hidrógeno usando su peso molecular.
Solucion:
a) Masa molar del sulfuro de aluminio = 150.17 g / mol
65.80 g Al2S3
moles Al2S3 = = 0.4382 moles Al2S3
150.17 g Al2S3/ mol Al2S3

46. Cálculo de reactivos y productos en una
a) cont.
reacción química
0.4382 moles Al2S3 x = 2.629 moles H2O
6 moles H2O
1 mol Al2S3
3 moles H2S
1 mol Al2S3
b) 0.4382 moles Al2S3 x = 1.314 moles H2S
masa molar de H2S = 34.09 g / mol
masa H2S = 1.314 moles H2S x = 44.81 g H2S
0.4382 moles Al2S3 x = 0.4764 moles Al(OH)3
masa molar de Al(OH)3 = 78.00 g / mol
masa Al(OH)3 = 0.4764 moles Al(OH)3 x =
= 37.16 g Al(OH)3
34.09 g H2S
1 mol H2S
2 moles Al(OH)3
1 mol Al2S3
78.00 g Al(OH)3
1 mol Al(OH)3

47. Cálculo de las cantidades de reactivos y
productos en una reacción secuencial
Problema: El fosfato de calcio podría ser preparado en la siguiente
reacción secuencial:
4 P4 (s) + 10 KClO3 (s) 4 P4O10 (s) + 10 KCl (s)
P4O10 (s) + 6 H2O(l) 4 H3PO4 (ac)
2 H3PO4 (ac) + 3 Ca(OH)2 (ac) 6 H2O(ac) + Ca3(PO4)2 (s)
Dados: 15.5 g P4 y suficiente KClO3 , H2O y Ca (OH)2. ¿qué masa de
fosfato de calcio podría ser formada?
Plan: (1) Calcule los moles de P4.
(2) Use las razones molares para obtener los moles de Ca3(PO4)2.
(3) Convierta los moles de producto nuevamente a masa usando
la masa molar del fosfato de calcio.

48. Cálculo de las cantidades de reactivos y
productos en una reacción secuencial
Solución:
moles de fósforo = 15.50 g P4 x = 0.1251 mol P4
1 mol P4
123.88 g P4
Para reacción #1 [ 4 P4 (s) + 10 KClO4 (s) 4 P4O10 (s) + 10 KCl (s) ]
Para reacción #2 [ 1 P4O10 (s) + 6 H2O(l) 4 H3PO4 (ac) ]
Para reacción #3 [ 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 1 Ca3(PO4)2 + 6 H2O]
4 moles H3PO4
1 mol P4O10
0.1251 moles P4 x x x
= 0.2502 moles Ca3(PO4)2
4 moles P4O10
4 moles P4
1 mol Ca3(PO4)2
2 moles H3PO4

49. Cálculo de las cantidades de reactivos y
productos en una reacción secuencial
Masa molar de Ca3(PO4)2 = 310.18 g mol
masa del producto = 0.2502 moles Ca3(PO4)2 x =
= 77.61 g Ca3(PO4)2
310.18 g Ca3(PO4)2
1 mol Ca3(PO4)2

50. Problemas con reactivo limitante
a A + b B + c C d D + e E + f F
Pasos para resorverlos
1) Identifique que se trata de un problema de reactivo limitante – se
da información de masa, número de moles, número de moléculas,
volumen y molaridad de una solución para más de un reactivo.
2) Calcule los moles de cada reactivo.
3) Divida los moles de cada reactivo entre el coeficiente (a,b,c, etc...)
4) El reactivo más pequeño, es el reactivo limitante.
5) Use el reactivo limitante para calcular los moles del producto
deseado, entonces conviértalos a las unidades necesarias (moles,
masa, volumen, número de átomos, etc....).

51. Problema con reactivo limitante
Problema: Una mezcla de combustible usada en los albores del
lanzamiento de cohetes se compone de dos líquidos, hidrazina (N2H4) y
tetraóxido de dinitrógeno (N2O4), que se encienden al contacto para
formar nitrógeno gaseoso y vapor de agua. ¿Cuántos gramos de
nitrógeno gaseoso se forman cuando se mezclan 1.00 x 102 g de N2H4 y
2.00 x 102 g de N2O4?
Plan: Primero escriba la ecuación balanceada. El hecho de que se den
las cantidades de los dos reactivos indica que éste es un problema con
reactivo limitante. Calcule las moles de cada reactivo, después divida
entre el coeficiente de la ecuación para encontrar cuál es el limitante y
usarlo para calcular los moles de nitrógeno gaseoso, después calcule la
masa usando el peso molecular del nitrógeno gaseoso.
Solucion:
2 N2H4 (l) + N2O4 (l) 3 N2 (g) + 4 H2O (g) + Energía

52. Problema con reactivo limitante
Masa molar N2H4 = ( 2 x 14.01 + 4 x 1.008 ) = 32.05 g/mol
Masa molar H2O4 = ( 2 x 14.01 + 4 x 16.00 ) = 92.02 g/mol
1.00 x 102 g
32.05 g/mol
Moles N2H4 = = 3.12 moles N2H4
2.00 x 102 g
92.02 g/mol
Moles N2O4 = = 2.17 moles N2O4
Dividiendo entre los coeficientes 3.12 mol / 2 = 1.56 mol N2H4
2.17 mol / 1 = 2.17 mol N2O4
Limitante
3 mol N2
2 mol N2H4
Nitrógeno producido = 3.12 mol N2H4 = = 4.68 moles N2
Masa de Nitrógeno = 4.68 moles N2 x 28.02 g N2 / mol = 131 g N2

53. Reactivo limitante ácido-metal
• 2Al(s) + 6HCl(g) 2AlCl3(s) + 3H2(g)
• Dados 30.0g Al y 20.0g HCl, ¿Cuántos moles de cloruro de
aluminio se formarán?
• 30.0g Al / 26.98g Al/mol Al = 1.11 mol Al
• 1.11 mol Al / 2 = 0.555
• 20.0g HCl / 36.5g HCl/mol HCl = 0.548 mol HCl
• 0.548 mol HCl / 6 = 0.0913
• HCl es más pequeño por lo que es el reactivo limitante

54. Reactivo limitante ácido-metal
• Dado que 6 moles de HCl producen 2 moles de AlCl3
• 0.548 moles de HCl producirán:
• 0.548 mol HCl / 6 mol HCl x 2 moles de
AlCl3 = 0.183 mol de AlCl3

55. Problema con reactivo limitante del proceso
de Ostwald
• ¿Qué masa de NO podría formase mediante la reacción de
30.0g de amonio gaseoso y 40.0g de oxígeno gaseoso?
• 4NH3 (g) + 5 O2 (g) 4NO(g) + 6 H2O(g)
• 30.0g NH3 / 17.0g NH3/mol NH3 = 1.76 mol NH3
1.76 mol NH3 / 4 = 0.44 mol NH3
• 40.0g O2 / 32.0g O2 /mol O2 = 1.25 mol O2
1.25 mol O2 / 5 = 0.25 mol O2
• Por tanto, el oxígeno es el reactivo limitante
4 mol NO
5 mol O2
• 1.25 mol O2 x = 1.00 mol NO
30.0 g NO
1 mol NO
• Masa NO = 1.00 mol NO x = 30.0 g NO

56. Problema rendimiento porcentual / reactivo limitante
Problema: El amoniaco se produce mediante el proceso de Haber con
gas hidrógeno y nitrógeno. Si 85.90g de nitrógeno reaccionan con
21.66 g de hidrógeno y la reacción rinde 98.67 g de amoniaco, ¿cuál es
el rendimiento porcentual de la reacción?
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Plan: Puesto que se tienen las masas de ambos reactivos, se trata de un
problema de reactivo limitante. Primero se determina cuál es el reativo
limitante, después se calcula el rendimiento teórico y finalmente el
rendimiento porcentual.
Solución: Moles de nitrógeno e hidrógeno:
85.90 g N2
28.02 g N2
1 mol N2
moles N2 = = 3.066 mol
N2
21.66 g H2
2.016 g H2
1 mol H2
moles H2 = = 10.74 mol H2
Se dividen por el
coeficiente para
obtener el limitante:
3.066 g N2
1
10.74 g H2
3
= 3.066
= 3.582

57. Rendimiento porcentual /Reactivo limitante
Solución (cont.) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Se tienen 3.066 moles de nitrógeno, y es limitante, por tanto el
rendimiento teórico de amoniaco es:
3.066 mol N2 x = 6.132 mol NH3
(Rendimiento teórico)
6.132 mol NH3 x = 104.427 g NH3
(Rendimiento teórico)
2 mol NH3
1 mol N2
17.03 g NH3
1 mol NH3
rendimiento real
rendimiento teórico
Rendimiento
porcentual = x 100%
98.67 g NH3
104.427 g NH3
Rendimiento
porcentual = x 100% = 94.49 %

58. Molaridad (Concentración de
soluciones)= M
M = m o l e s d e s o l u t o = Moles
litros de solución L
soluto = material disuelto en un solvente
En el aire, el nitrógeno es el solvente y el oxígeno, dióxido de carbono,
etc., son los solutos.
En agua de mar, el agua es el solvente, y la sal, el cloruro de magnesio,
etc., son los solutos.
En el latón , el cobre es el solvente (90%), y el inc es el soluto(10%).

59. Resumen de las
relaciones entre masa-mol-
número de
partículas- volumen en
soluciones
MASA (g) del
compuesto en
solución
M(g/mol)
CANTIDAD (mol)
del compuesto en
solución
Número de Avogadro M (mol/L)
MASA (g) del
compuesto en
solución
MASA (g) del
compuesto en
solución
(moléculas/mol)

60. Preparación de soluciones
• ¡Preparar una solución de fosfato de sodio
disolviendo 3.95 g de fosfato de sodio en agua y
diluyéndola en 300.0 ml o 0.300 l!
• ¿Cuál es la molaridad de la sal y cada uno de los
iones?
• Na3PO4 (s) + H2O(solvent) = 3 Na+
(aq) + PO4
-3
(aq)

61. Preparación de soluciones
• Mol wt de Na3PO4 = 163.94 g / mol
• 3.95 g / 163.94 g/mol = 0.0241 mol Na3PO4
• disolver y diluir en 300.0 ml
• M = 0.0241 mol Na3PO4 / 0.300 l = 0.0803 M
Na3PO4
-3 iones = 0.0803 M
• para PO4
• para Na+ iones = 3 x 0.0803 M = 0.241 M

62. Preparación de soluciones molares en
laboratorio

63. Preparación de una solución de Permanganato de
Potasio
Permanganato de potasio es KMnO4 y tiene una masa molecular
de 158.04 g / mol.
Problema: Preparar una solución disolviendo 1.58 gramos de KMnO4
en agua suficiente para hacer 250.00 ml de solución.
1 mol KMnO4
158.04 g KMnO4
1.58 g KMnO4 x = 0.0100 moles KMnO4
0.0100 moles KMnO4
Molaridad = = 0.0400 M
0.250 litros
Molaridad de K+ ion = [K+] ion = [MnO4
-] ion = 0.0400 M

64. Disolucion de soluciones
• Tomar 25.00 ml de 0.0400 M KMnO4
• Diluir los 25.00 ml en 1.000 l - ¿Cuál es la
molaridad resultante de la solución diluida?
• # moles = Vol x M
• 0.0250 l x 0.0400 M = 0.00100 Moles
• 0.00100 Mol / 1.00 l = 0.00100 M

65. Conversión de una solución concentrada en una solución
Agregar
disolvente
Solucion concentrada: más
partículas de soluto por
unidades de volumen
Solucion diluída: menos
partículas de soluto por
unidad de volumen
diluída

66. Cálculo de la ecuación química
Peso
molecular g/mol
6.02 x 1023
moléculas
Moles
masa
átomos (moléculas)
Número de
Avogadro
Reactivos Productos
Molaridad
moles / litro
Soluciones

67. Cálculo de la masa de un soluto de un
volumen dado de solución
Volumen (L) de la solución
Molaridad M = (soluto mol / litros de solución) = M/L
Moles de soluto
Masa molar (M) = ( masa / mol) = g/mol
Masa (g) de soluto

68. Cálculo de la cantidad de reactivos y
productos de una reacción en una solución
Al(OH)3 (s) + 3 HCl (aq) 3 H2O(l) + AlCl3 (aq)
Masa (g) de Al(OH)3
M (g/mol)
Moles de Al(OH)3
molar ratio
Moles de HCl
M ( mol/L)
Volumen (L) de HCl
Dado 10.0 g Al(OH)3, ¿qué volumen de
1.50 M HCl se requiere para neutralizar
la base?
10.0 g Al(OH)3
78.00 g/mol
= 0.128 mol Al(OH)3
0.128 mol Al(OH)3 x
3 moles HCl
moles Al(OH)3
=
0.385 Moles HCl
1.00 L HCl
1.50 Moles HCl
Vol HCl = x 0.385 Moles HCl
Vol HCl = 0.256 L = 256 ml

69. Problemas de reactivo limitante en ejercicios
de precipitación – solución
Problema: El plomo ha sido utilizado por años como un barniz para
artesanías, lo que puede ser un problema si éstas no son horneadas
adecuadamente pues el plomo puede lixiviarse de la artesanía. El vinagre
se usa en pruebas de lixiviación, seguido de un precipitado de plomo
como un sulfuro. Si 257.8 ml de una solución 0.0468 M de nitrato de
plomo se agregan a 156.00 ml de una solución 0.095 M de sulfuro de
sodio, ¿qué masa de sulfuro de plomo sólido se formará?
Plan: Éste es un problema de reactivo limitante porque se dan las
cantidades de los dos reactivos. Después de escribir la ecuación
balanceada, determine el reactivo limitante, después calcule los moles de
producto. Convierta los moles de producto a masa del producto usando
masa molar.
Solucion: Escritura de la ecuación balanceada:
Pb(NO3)2 (ac) + Na2S (ac) 2 NaNO3 (ac) + PbS (s)

70. Volumen (L)
de la solución
de Pb(NO3)2
masa (g) de PbS
Cantidad (mol)
de Pb(NO3)2
Volumen (L)
de la solución
de Na2S
Cantidad (mol)
de Na2S
Cantidad (mol)
de PbS
Cantidad (mol)
de PbS
Multiplicar por
M (mol/L)
Relación molar
Seleccionar el menor número
de moles de PbS y multiplicar
por M (g/mol)
Multiplicar por
M (mol/L)
Relación molar

71. Volumen (L)
de la solución
de Pb(NO3)2
Dividir entre
el coeficiente
de la ecuación Menor
relación
molar
Volumen (L)
de la solución
de Na2S
Multiplicar por
M (mol/L)
Multiplicar por
M (mol/L)
Cantidad (mol)
de Pb(NO3)2
Cantidad (mol)
de Na2S
Dividir entre
el coeficiente
de la ecuación
Cantidad (mol)
de PbS
masa (g) de PbS

72. Problemas de reactivo limitante en ejercicios
de precipitación – solución
Moles Pb(NO3)2 = V x M = 0.2578 L x (0.0468 Mol/L) =
= 0.012065 Mol Pb+2
Moles Na2S = V x M = 0.156 L x (0.095 Mol/L) = 0.01482 mol S -2
Por lo tanto, el nitrato de plomo es el reactivo limitante
Cálculo de la generación de producto:
Moles PbS = 0.012065 Mol Pb+2x = 0.012065 Mol Pb 1 mol PbS +2
1 mol Pb(NO3)2
0.012065 Mol Pb+2 = 0.012065 Mol PbS
0.012065 Mol PbS x 2 3 9 . 3 g P b S = 2.89 g PbS
1 Mol PbS

73. Relaciones estequiométricas clave entre
moles-masa-número
MASA (g)
del elemento
MASA (g) del
compuesto A
MASA (g) del
compuesto B
MASA (g)
del elemento
M (g/mol) M (g/mol) M (g/mol) M (g/mol)
CANTIDAD (mol)
del elemento en el
compuesto A
CANTIDAD (mol)
del compuesto A
CANTIDAD (mol)
del compuesto B
CANTIDAD (mol)
del elemento en el
compuesto B
fórmula
química
relación
molar
fórmula
química
Número de
Avogadro
M(mol/L) de
la solución de
A
Número de
Avogadro
M(mol/L) de
la solución de
B
Número de
Avogadro
ÁTOMOS del
elemento
MOLÉCULAS
(unidades
fórmula) del
compuesto A
MOLÉCULAS
(unidades
fórmula) del
compuesto B
ÁTOMOS del
elemento
VOLUMEN (L)
de la solución A
VOLUMEN (L)
de la solución B

74. FIN