2. MolUnidad
relacionado
Número de
Avogadro
Masa Molar Volumen Molar
Fórmula
Molecular
Fórmula
Composición
porcentual
Gases
TPN
Átomos Moléculas Iones
es
Corresponde a Se aplica en
Puede ser
Relacionado
con

3. El Mol y otras constantes de importancia…
Mol: es la cantidad de una sustancia que contiene tantas
entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas)
cómo átomos hay en exactamente 12g del isótopo carbono 12.
Número de Avogadro: es el número real de átomos que hay en
12g del isótopo carbono 12. Es decir: 1 mol = 6.022x1023

4. El Mol y otras constantes de importancia…
Masa molar: es la masa en gramos (o Kg) de 1 mol de
unidades (átomos o moléculas) de una sustancia. Si
conocemos la masa atómica o molecular de un elemento o
compuesto conocemos su masa molar.
Volumen molecular gramo: se define como el volumen que
ocupa un mol de cualquier gas a 0ºC y 1 atm. Es decir 22.4
Lts.

6. Determinando la masa molecular…
Para cada uno de los siguientes compuestos determina su
masa molecular:
a) H2SO4 =
El ácido sulfúrico tiene dos átomos de hidrógeno, uno de
azufre y cuatro de oxígeno. Para determinar su masa
molecular debemos conocer la masa atómica de cada uno de
estos elementos y multiplicarlos por sus respectivas cantidades
de átomos. La suma de estos nos dará su masa molecular.
H= 1 x 2 = 2
S= 32 x 1= 32
O= 16 X 4 = 64
98g/mol
98g/mol

7. Determinando la masa molecular…
b) HNO3 =
c) Na2SO4 =
d) NaOH =
e) (NH2)2CO =
f) C6H12O6 =
g) HCl =
h) H3PO4=
i) NH4 =
j) CHCl3 =
63g/mol
142 g/mol
40 g/mol
60 g/mol
180 g/mol
36g/mol
98g/mol
18 g/mol
119 g/mol
k) Fe(OH)3 =
l) CO2 =
m) H2O =
n) NaCl=
ñ) KMnO4=
o) KI =
p) AgNO3=
q) H2O2 =
r) KClO3=
106.8 g/mol
44 g/mol
18 g/mol
58.44 g/mol
158 g/mol
116 g/mol
169.87 g/mol
34 g/mol
122.55 g/mol

8. Determinando la masa molecular…
s) AgNO3 =
t) Al2O3 =
u) CaCl2 =
v) CaCO3 =
w) CuSO4=
x) H2S =
y) HF=
z) NaClO =
169.87 g/mol
101.96 g/mol
110.98 g/mol
100 g/mol
159.60 g/mol
34 g/mol
20 g/mol
74.44 g/mol

9. a) C21H23NO5 =
b) C20H25N3O =
c) C21H30O2 =
d) C43H66N12O12S2 =
e) C10H15N =
f) C8H10N4O2 =
g) CH3-CH2- OH=
h) C17H21NO4 =
i) C12H22O6 =
j) C9H8O4 =
369.42g Heroína
323.4 g Dietilamida de ácido lisérgico (LSD)
314.47 g Tetrahidrocarbocannabinol
1006 g Oxitocina
149.23 g desoxiefedrina (metanfetamina)
194.19 Cafeína
46 g Alcohol etílico
303.36 Benzoilmetilecgonina (cocaína)
262.30 Sacarosa
180.16 Aspirina

10. Acordeón químico

11. Determinando los moles de un compuesto
a) Calcule el número de moles de cloroformo (CHCl3) que hay
en 198g de cloroformo.
Hay varias formas de razonar lo anterior, pero la forma más
sencilla es realizar una regla de tres. Es decir: si 1 mol de
cloroformo es igual a 119 g/mol de cloroformo… 198g serán
igual a… (Nota: los 119g/mol corresponden a la masa
molecular de este compuesto, y lo tienes que determinar tú,
como aprendiste en los anteriores ejercicios).
1mol - 119 g/mol de cloroformo
X - 198 g
X= 1.66 moles de cloroformo

12. De gramos a moles…
Multiejercicio:
Calcule el número de moles de _________ que hay en
__________ de ese mismo compuesto.
1) KMnO4 - 24g. =
2) AgNO3 - 725g. =
3) HCl - 15g. =
4) Fe(OH)3 - 278g. =
5) H3PO4 - 110g =
6) CO2 - 12g =
7) Na2SO4 - 256g =
0.15 moles
4.26 moles
0.41 moles
2.60 moles
1.12 moles
0.27 moles
1.80 moles

13. De moles a gramos
a) Calcule el número de gramos de cloroformo (CHCl3) que
hay en 1.66 moles de cloroformo.
Es el razonamiento inverso al anterior… en este problema se
te da la cantidad de moles y se te pide el número de gramos.
Por tal motivo: si un mol de cloroformo es a 119g/mol de
cloroformo 1.66 moles es a equis.
1mol - 119 g/mol de cloroformo
1.66 moles - X
X= 197.54 g

14. De moles a gramos…
Multiejercicio:
Calcule el número de gramos de _________ que hay en
__________ de ese mismo compuesto.
1) KMnO4 - 0.15 moles. =
2) AgNO3 - 4.26 moles. =
3) HCl - 0.41 moles. =
4) Fe(OH)3 - 2.60 moles =
5) H3PO4 - 1.12 moles =
6) CO2 - 0.27 moles =
7) Na2SO4 - 1.80 moles =
23.7g.
723.64g
14.76g
277.6g
109.76g
11.88g
255.8g

15. Determinando las moléculas de un compuesto
a) Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en
0.334g de etano.
Cuando te piden el número de átomos, moléculas o isótopos;
ten por seguro que en la mayoría de los casos tendrás que
utilizar el número de Avogadro (6.022X1023) para hacer dicho
cálculo. En este caso te dan los gramos… y ya que el número
de Avogadro es igual a 1 mol… puedes decir que:
6.022X1023moléculas de etano - 30 g/mol de etano
X - 0.334g
X= 6.70X1021 moléculas de etano
Si te das cuenta en vez de igualar 1 mol a tanta masa
molecular utilizamos el número de avogadro… ya que lo que
nos interesa saber no es el número de moles… sino el número
de moléculas=)

16. Multiejercicio:
Calcule el número de moléculas de _________ que hay en
__________ de ese mismo compuesto.
1) HNO3 - 2.5 moles =
2) H2SO4 - 5 g =
3) NaCl - 0.1g =
4) C6H12O6 - 1.5 moles =
5) (NH2)2CO - 30 g =
6) NaOH - 0.27 moles =
7) C21H30O2 - 100g =
1.50X1024 moléculas
3.07X1022 moléculas
1.03X1021 moléculas
9.033X1023 moléculas
3.01X1023 moléculas
1.62X1023 moléculas
1.91X1023 moléculas
Determinando las moléculas de un compuesto

17. Determinando el volumen de un compuesto
a) Calcule cuántos litros de CO2 hay en 9.85 g de esta
sustancia a TPN.
Ya que se encuentra este compuesto a TPN, podemos utilizar la
constante 22.4 lts. Así :
22.4 lts - 44 g/mol de CO2
X - 9.85 g
X= 5 lts de CO2
b) Calcule la masa molecular de un gas si 5 lts medidos a TPN
tienen una masa de 9.85 g.
Es el mismo problema anterior pero a la inversa. Así:
5 lts - 9.85 g
22.4 lts - X
X= 44.12 g

18. Multiejercicio:
Calcule el(o la) ___________ de _________ que hay en
__________ de ese mismo compuesto. En condiciones TPN
1) Volumen - N2 - 9 g =
2) Volumen - Cl2 - 4.60 g =
3) Masa - O3 - 3 lts =
4) Volumen – HCl - 8.40 lts =
5) Volumen - CO - 30 g =
6) Volumen – N2O - 6.30 g =
7.20 lts
1.45 lts
6.42 g
5.16 g
24 lts
3.21 lts
Problemas volumen masa y viceversa

19. Otros problemas relacionados a moléculas y masa
a) Cuántas átomos de Hidrógeno están presentes en 25.6g de
urea (NH2)2CO que se utiliza como fertilizante, como alimento
para animales y en la elaboración de polímeros.
Hay varias formas de hacerlo, de acuerdo al razonamiento
puede ser desde muy complicado a muy sencillo.
Como yo lo hice:
1. Pregúntate cuántos moles de H tiene la urea: 4
2. Entonces si multiplicas 4 por 6.022X1023 para obtener
una razón de cuatro veces esa cantidad.
3. Obtendrás 2.40X1024 pero debes tener en cuenta la masa
molecular de la urea y el peso problema. Esto lo resuelves
con una simple regla de tres.
2.40X1024 átomos de H - 60.06 g/mol de CO2
X - 25.6 g
X= 1.02X1024 átomos de H

20. Otros problemas relacionados a moléculas y masa
b) Cuántas átomos de Hidrógeno hay en 72.5 g de isopropanol
C3H8O.
4.81X1024 átomos de H - 60.09 g/mol de isopropanol
X - 72.5 g
X= 5.81X1024 átomos de H
c) En 108.2 g de disulfuro de carbono CS2 ¿cuántas moléculas
de CS2 hay? ¿cuántos átomos de azufre hay?
6.022X1023 moléculas de CS2 - 76.13 g/mol de CS2
X - 108.2 g
X= 8.55X1023 moléculas de CS2
1.20X1024 átomos de azufre - 76.13 g/mol de CS2
X - 108.2 g
X= 1.71X1024 moléculas de S2

21. Composición porcentual de un compuesto
La composición porcentual es el porcentaje en masa de cada
elemento presente en un compuesto.
Es decir, para el peróxido de hidrógeno H2O2 hay 2 moles de
Hidrógeno y 2 moles de Oxígeno. La masa del Oxígeno es de
16 g, y la del Hidrógeno de 1.008 g; y la masa molar del
compuesto sería entonces de 34. Entonces:
%
Donde n es el número de moles del elemento contenidos en 1
mol de compuesto.

22. Determinando la composición porcentual de un
compuesto
a) El ácido fosfórico H3PO4 es un líquido incoloro y viscoso
que se utiliza en detergentes, fertilizantes, dentífricos y en
bebidas gaseosas para “resaltar” el sabor. Calcule la
composición porcentual en masa de este ácido.
%𝐻 =
3(1)
97.99
× 100=
%𝑃 =
1(30.9)
97.99
× 100=
%𝑃 =
4(16)
97.99
× 100=
3.06%
31.53%
65.31%
La suma de todos los porcentajes obtenidos es igual (o muy
cercano a 100%.

23. Determinando la composición porcentual de un
compuesto
Multiejercicio:
Calcule la composición porcentual en masa de cada uno de los
elementos del compuesto _____________.
b) H2SO4: H= 2.055%, S= 32.69%, O=65.25%.
c) C2H5Cl: C= 37.2%, H= 7.8%, Cl= 55%.
d) NaCl:
c) H2S:
c) C2H6O:
c) Ca3(PO4)2:
c) BaCO3:
c) Fe(C2H3O2)3:
Na= 39.3%, Cl= 60.7%.
H= 5.9%, S= 94.1%.
Ba= 69.6%, C= 6.09%, O= 24.3%.
Ca= 38.7%, P= 20%, O= 41.3%.
C= 52.2%, H= 13%, O= 34.8%.
Fe= 24%, C= 30.9%, H= 3.9%, O= 41.2%

24. La masa de un elemento en un compuesto
a) La calcoprita (CuFeS2) es un mineral importante de cobre.
Calcule los kilogramos de Cu en 3.71x103 kg de calcoprita.
En realidad es un problema muy sencillo. Conocemos la masa
problema de calcoprita, y nos dan su fórmula química. La
masa molecular de calcoprita es de 183.52gr/mol, y la del Cu
es de 63.54 gr/mol (por 1, porque sólo tenemos 1 átomo de
Cu), con estos datos podemos hacer una regla de tres
convirtiendo los kg problema a gramos para que haya
concordancia.
63.54 gr/mol de Cu - 183.52 g/mol de Calcoprita
X - 3.71X106 g de Calcoprita
X= 1.28X106 g de Cu ó convertido
1.28X103 Kg de Cu

25. La masa de un elemento en un compuesto
b) Calcule el número de gramos de Al en 371 gramos de Al2O3
53.96 gr/mol de Al - 101.96 g/mol de Al2O3
X - 371 g de Al2O3
X= 196.34 g de Al
La masa atómica del Al es de 26.98 pero la multiplicamos por
2 porque hay 2 átomos de Al= 53.96 gr/mol

26. Fórmula empírica y fórmula molecular de un
compuesto.
F. Empírica: (la más sencilla), es la fórmula que tiene la
menor proporción en números enteros de los átomos que hay
en una molécula .
F. Molecular: es la que contiene la cantidad real de átomos de
cada elemento presente en la molécula del compuesto.
En analogía: En una escuela la proporción de mujeres y
hombres puede ser 2:1 (empírica); pero la cantidad real es de
800 mujeres y 400 hombres (f. molecular).
Composición
porcentual o
masa de cada
elemento
Fórmula empírica Fórmula empírica

27. Fórmula empírica.
El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto. Está
formado por 40.92% de carbono; 4.58% de hidrógeno; y
54.50% de oxígeno en masa. Determine su fórmula empírica.
Suponiendo que tenemos 100 g de ácido ascórbico entonces
cada porcentaje puede convertirse directamente a gramos: es
decir: C = 40.92 g; H= 4.58 g; y O= 54.50 g.
1 mol de C - 12 g/mol de C
X - 40.92 g
X= 3.41 moles de C
Debido a que los subíndices en la fórmula representan una
relación de moles, es necesario convertir los gramos de cada
elemento en moles. La masa molar de cada elemento es el
factor de conversión que necesitamos para encontrar a “n”.
1 mol de H - 1 g/mol de H
X - 4.58 g
X= 4.58 moles de H
1 mol de O - 16 g/mol de O
X - 54.50 g
X= 3.40 moles de O

28. De este modo llegamos a la fórmula C3.41H4.54O3.40 que indica
la identidad de moles de los átomos presentes. Sin embargo,
las fórmulas químicas se escribe con números enteros.
Podemos razonar esto a números enteros dividiendo cada uno
entre el valor más bajo.
El H sin embargo sigue sin darnos un valor entero así que a
través de un procedimiento de prueba y erros podremos
obtener el entero que estamos buscando.

29. Fórmula empírica.
Determine la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente
composición porcentual en masa: K= 24.75%, Mn=34.77%, O=40.51%.
1 mol de K - 39.09 g/mol de K
X - 24.75 g
X= 0.61 moles de K
1 mol de Mn - 54.93 g/mol de Mn
X - 34.77 g
X= 0.63 moles de Mn
1 mol de O - 15.99 g/mol de O
X - 40.51g
X= 2.53 moles de O

30. Fórmula empírica.
K =
0.61
0.61
= 1 Mn =
0.63
0.61
= 1 O =
2.53
0.61
= 4
De esta forma la fórmula empírica sería:
KMnO4

31. Procedimiento para
calcular la fórmula
empírica de un compuesto
a partir de su composición
porcentual.

32. Fórmula empírica
Multiejercicio:
Determine la fórmula empírica de cada uno de los siguientes
compuestos:
a) 48% de Zn y 52% de Cl
b) 19% de Sn y 81% de I
c) 62.6% de Pb, 8.5% de N y 29% de O
d) 28.8% de Mg, 14.2% de C y 57% de O
e) 24.75% de Potasio, 34.77% de Manganeso y 40.51% de O.
KMnO4KMnO4
ZnCl2
SnI4
Pb(NO3)2
MgCO3

33. Fórmula empírica
Multiejercicio:
Determine la fórmula empírica de cada uno de los siguientes
compuestos:
f) 1.99g de alumino se combinan con 1.76g de Oxígeno.
g) 1.07g de carbono se combinan con 1.43g de oxígeno.
h) 2.95g de sodio se combinan con 2.05g de azufre.
i) 0.500g de azufre se combinan con 0.500g de oxígeno.
Al2O2
CO
Na2S
SO2

34. Fórmula Molecular.
Una muestra de un compuesto contiene 1.52g de nitrógeno y
3.47 g de oxígeno. Se sabe que la masa molar de este
compuesto es de 92 g. Determine la fórmula molecular y la
masa molar del compuesto.
Se sigue el mismo procedimiento que el anterior hasta llegar a
la fórmula empírica.
1 mol de N - 14 g/mol de N
X - 1.52 g
X= 0.10 moles de N
1 mol de H - 16 g/mol de O
X - 3.47 g O
X= 0.21 moles de O
N= 0.10/0.10= 1
O= 0.21/0.10= 2
NO2
Continua…

35. El NO2 tiene una masa molecular de 46 uma; lo cuál no coincide con la masa
del compuesto problema. Así que al DIVIDIR la masa problema entre la masa
de la fórmula empírica.
N2O4 = 92g
92/46 = 2
Entonces multiplica todos los subíndices de la fórmula empírica por 2.

36. Fórmula Molecular
Multiejercicio:
Determine la fórmula molecular de cada uno de los siguientes
compuestos:
a) 80% C, 20% H, y una masa molecular de 30 uma
b) 83.7% C, 16.3% H, y una masa molecular de 86 uma.
c) 92.3% C, 7.7% H, y una masa molecular de 26 uma.
d) 41.4% C, 3.5% H, 55.1% O, y una masa molecular de 116
uma.
a) 37.8% C, 6.3% H, 55.8% Cl y una masa molecular de 127
uma. C4H8Cl2
C2H6
C6H14
C2H2
C4H4O4

38. Principios de estequiometría
Profesor Cristian Omar Alvarez De La Cruz
Estequiometría by Cristian Omar Alvarez De La Cruz is licensed under a Creative Commons Reconocimiento-
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