Estequiometría pArte 1

1. TEMA 1 – LEYES
FUNDAMENTALES
ESTEQUIOMETRÍA
QUÍMICA GENERAL
QMC011 – INA014
2023

2. LEYES FUNDAMENTALES
ESTEQUIOMETRÍA
OBJETIVOS.-
•Caracterizar la materia en las diferentes formas en que se encuentra y sus
estados fundamentales.
•Describir claramente los conceptos de àtomo, molécula, mol, Pa y Pm y
aplicarlos en cálculos químicos básicos.
•Interpretar y resolver problemas básicos de composición estequiométrica,
y manejo de porcentajes.
•Determinar las relaciones cuantitativas en una reacción química y los
diferentes rendimientos asociados con la misma.
•Aplicar las leyes fundamentales de la química en la resolución de
problemas de estequiometría

3. LEYES FUNDAMENTALES
ESTEQUIOMETRÍA
CONTENIDOS.-
•La Química y su Relación con otras ciencias – Definiciones básicas - La
química como una ciencia experimental - División de la Química - Relación
con otras ciencias.
•Naturaleza de la materia - Estados de la Materia - Propiedades (físicas -
químicas, Intensivas - Extensivas) - Formas en que se presenta (Mezclas,
elementos, compuestos, átomos, moléculas) - Métodos físicos de
separación (Destilación, filtración, cromatografía, otros).

4. LEYES FUNDAMENTALES
ESTEQUIOMETRÍA
CONTENIDOS.-
•Unidades Químicas Fundamentales - El MOL y átomo gramo - Número de
avogadro - Peso atómico y Peso molecular - Expresiones y ecuaciones
químicas - Relaciones entre diferentes unidades.
•Leyes Fundamentales de la Química - Leyes de: Conservación de la
materia, conservación de la energía, ley combinada, proporciones
definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas - Peso
equivalente y equivalente gramo - Ley de avogadro.

5. LEYES FUNDAMENTALES
ESTEQUIOMETRÍA
CONTENIDOS.-
•Estequiometría - Definición - Manejo de porcentajes - Estequiometría de
composición: Composición centesimal, determinación de fórmulas
empíricas y moleculares, cálculos en un compuesto, ensayo de combustión
- Estequiometría de Reacción: Relaciones cuantitativas en una reacción
química, reactivo limitante y reactivo en exceso, rendimientos en una
reacción química.
•Clasificación de las reacciones químicas - Diferentes criterios de
clasificación - ejemplos y consideraciones especiales - problemas de
aplicación.

6. DEFINICIONES
“QUIMICA: .- La Química es una ciencia que estudia la materia, sus
propiedades físicas y químicas, los cambios que experimenta y las
variaciones de energía que acompañan a dichos procesos
• Materia.
• Masa – Peso
• Cuerpo - Sustancia
• Energía

7. LAS CIENCIAS QUÍMICAS
“QUIMICA es la ciencia de las moléculas y sus transformacio
nes. Es la ciencia de no más de un ciento de elementos, pero
también de una variedad infinita de moléculas que de ellos se
pueden derivar” Dr. Roald Hoffmann (Nobel, 1981; Priestley, 1990)
• La química es una ciencia eminentemente experimental:
• La química es una ciencia interdisciplinaria:
• Ingenierias (tecnología y desarrollo industrial),
• Biología (bioquímica, medicamentos …),
• Agricultura (fertilizantes, pesticidas, …), etc.
Observación Representación Interpretación

8. LAS CIENCIAS QUÍMICAS
MATEMÁTICAS FÍSICA
QUIMICA
INGENIERÍA
QUÍMICA
BIOLOGÍA
INGENIERÍA
BIOQUÍMICA
MEDICINA
AGRONOMÍA
FISICO -
QUÍMICA
MICROBIOLOGÍA
BOTÁNICA
ZOOLOGÍA
ASTRONOMÍA
GEOQUÍMICA
GEOLOGÍA
BIOTECNOLOGÍA

9. LA INDUSTRIA QUÍMICA
La química es única entre las ciencias en su estrecha vinculación con la ingeniería
y la industria. No hay una industria física, o una industria biológica, pero hay una
enorme y bien establecida industria química. Los productos de la investigación
química son una parte vital tanto de las economías nacionales como del mercado
internacional.
1989 ventas/billones USD
Estados Unidos
Du Pont
Dow Chemical
Exxon
15.2
14.2
10.6
Europa Occidental
BASF
Hoechst
Bayer
25.3
24.4
23.3
Japon
Asahi
Mitsubishi Kasei
Sumitomo
6.4
5.3
4.4

10. LA QUÍMICA Y SUS VINCULACIONES
agroquímica
microelectrónica
Las principales revoluciones científicas de la actualidad
biotecnología
Ruptura DNA
Bacteria E. Coli
DNA con gen
de insulina
insertado
E.coli reproducidas por
clonación, compiando el
DNA recombinante
Unión de extremos
Corte de gen
de insulina
Bacteria con
DNA recombi-
nante insertado
plasmido

11. Fibras sintéticas
investigación
Productos domésticos polímeros
minerales

12. Superconductores
(YBa2Cu3O7 ; 1986)
Nanotubos
(C, 1998)
M
A
T
E
R
I
A
L
E
S
D
E
L
F
U
T
U
R
O

13. LA QUÍMICA Y EL MÉTODO
CIENTÍFICO
• Hipótesis.- Es usada para describir una posible
explicación de un evento aún cuando no se ha
comprobado la misma
• Ley.- Surge cuando se puede relacionar los resultados
de un gran número de observaciones de un evento
dado con una oración o una ecuación. Una ley relaciona
correctamente las observaciones, pero no da ninguna
explicación del porqué ocurren las mismas.
• Teoría.- Se formulan para explicar las leyes de la
naturaleza. Una teoría puede dar explicación
simultáneamente a varias leyes.

14. LA QUÍMICA Y EL MÉTODO
CIENTÍFICO

15. ESTADOS DE LA MATERIA

16. gas
sólido
líquido
Niveles de observación
Los átomos
La molécula
O H
H2O

17. PROPIEDADES DE LA
MATERIA
• Propiedades Físicas.- Son aquellas cuya
determinación no afecta la estructura íntima o
composición de la materia. Ej, Estado físico,
forma, dureza, punto de fusión, densidad, etc.
• Propiedades Químicas.- Son aquellas que para
ser medidas, se debe implicar una cambio en la
estructura íntima de la materia,
transformándola en otro tipo de materia
mediante una reacción química. Ej: Reactividad,
Inflamabilidad, tendencia a la corrosión, et.

18. PROPIEDADES DE LA
MATERIA
• Propiedades Intensivas.- Son las que no
dependen de la cantidad de materia que se
considera. Ej, : Color, forma, temperatura,
presión, etc.
• Propiedades Extensivas.- Son las que dependen
de la cantidad de materia que se considera en
la muestra. Ej: Volumen, masa, número de
moles, etc.

19. CLASIFICACIÓN DE LA
MATERIA
• Mezclas .- Aquellas que pueden dividirse en dos o más
componentes más simples empleando métodos físicos
de separación. Estas a su vez se clasifican en:
• Mezclas Heterogéneas.- Cuando no son uniformes, o
sea no tienen la misma composición en todas las partes
de la muestra. Ej: Arena, harina, pólvora, etc.
• Mezclas Homogéneas.- Cuando son uniformes, o sea
tienen la misma composición en todas las partes de la
muestra. Ej: Agua endulzada, Aire, Amalgama, etc.

20. CLASIFICACIÓN DE LA
MATERIA
• Sustancias puras.- Son las que no pueden separarse en
componentes más simples empleando métodos físicos.
Se clasifican a su vez en:
• Compuestos.- Aquellos que pueden separarse en
componentes más simples empleando métodos
químicos. Ej: Agua, Azúcar, Sal, Salitre, etc.
• Elementos.- Todos los que no pueden separarse en
componentes más simples empleando métodos
químicos. Ej: Oro, Hierro, Cobre, Carbono, etc.

21. Materia homogénea:
Composición uniforme a
los límites de detección.
Materia heterogénea:
No hay composición
uniforme.
Sustancia pura:
Composición fija y sin
purificación ulterior.
Soluciones:mezclas homo-
géneas con variaciones
posibles de composición
Compuestos:
Elementos unidos en
relaciones fijas
Elementos:
Unidades indivisibles
por cambios físicos o
químicos.
Fisicamente separable en
Físicamente separable en
Combinados quimi-
camente para formar
Químicamente
separable en
MATERIA (sólido, líquido, gas)
Cualquier cosa que ocupa espacio y tiene masa

22. Cinc en polvo (Zn) Azufre en polvo (S)
Mezcla de ambos polvos (Zn+S) Compuesto de sulfuro de cinc (ZnS)
Sustancias puras

23. azufre
cinc
mezcla
imán
Zn
S
La mezcla de S y Zn ilustra el concepto de mezcla heterogénea.
Las propiedades magnéticas de Zn permiten la separación física
de ambas sustancias puras.
Varias otras propiedades fisico-químicas de las sustancias puras
se pueden usar para separarlas de sus mezclas por métodos físicos.

25. METODOS FÍSICOS DE
SEPARACIÓN
• FILTRACIÓN
Es un método de separación empleado para
remover partículas sólidas del seno de fluidos,
ya sean líquidos o gaseosos, haciendo pasar el
conjunto a través de un medio filtrante, que
posee poros u orificios menores que el
diámetro de las partículas. Como resultado, las
partículas son retenidas, atravesando el medio
filtrante solamente el fluido, al que se llama
filtrado

26. METODOS FÍSICOS DE
SEPARACIÓN

27. METODOS FÍSICOS DE
SEPARACIÓN

30. DESTILACIÓN
• Es un método de separación empleado para separar mezclas
de dos o más líquidos volátiles de diferentes puntos de
ebullición.

31. condensador
Torre de
destilación
caldera
chimenea
Platos de
destilación
agua fria
agua caliente
matráz
mechero
agua
pura
solución
salina

32. CROMATOGRAFÍA
• Consiste en la separación de los componentes de
una mezcla por su diferencia de distribución entre
una fase estacionaria (generalmente sólida) y una
fase móvil (fluída). El sólido estacionario atrae
algunos de los componentes de la mezcla con
mayor fuerza que otros, disminuyendo su
velocidad de paso a través de la misma. La división
de los componentes entre ambas fases es la base
para la cromatografía. Existen diferentes tipos de
cromatografía, como ser: Cromatografía de papel,
de capa fina, de intercambio iónico, de exclusión,
cromatografía de gases, etc.

33. CROMATOGRAFÍA

34. CROMATOGRAFÍA

35. Corteza terrestre Cuerpo humano
calcio
hierro aluminio
otros otros
hidrógeno
Representación molecular de compuestos
H2 O2 O3
H2O NH3 CH4
Gas
oxígeno
Gas
hidrógeno
agua
electrodos
Fuente de poder
oxígeno
oxígeno
silicio
¿separación o
descomposición?

36. Un cambio físico Una flor puesta en contacto con N2 líquido (-196o C). La flor se
congela y se hace quebradiza, pero sigue siendo una flor desde el punto de vista
químico ya que su composición química no cambia.
Un cambio químico La reacción de aluminio con bromo produce una nueva
especie,bromuro de aluminio (AlBr3). La composición química ahora ha cambiado.
N2
Al
Br2 2Al + 3Br2  2AlBr3

37. PRE-EVALUACIÓN 1
• Diga, en cada caso, si la propiedad indicada es física o química.
• El color normal del bromo es pardo profundo.
• El hierro se transforma en herrumbre en presencia de aire y humedad.
• La dinamita puede explotar cuando interactua con el oxígeno.
• La densidad del metal uranio es de 19.07 g/cm3.
• Decida si cada enunciado refleja una teoría o una ley.
• El comienzo del universo ocurrió como un gran estallido.
• En todo proceso químico, la materia nunca se pierde, ésta se conserva.
• Señale, en cada caso, cual es información cualitativa y cual cuantitativa
• Un sólido purpura tiene una masa de 1.25 g.
• 25 mL de una solución azul reacciona con 25 mL de una incolora.
• Indique si cada propiedad señalada es intensiva o extensiva.
• El punto de fusión del sodio metálico es de 98ºC.
• Un experimento químico requiere 250 mL de agua.
• La densidad del oro es de 19.3 g/cm3.

38. ÁTOMOS Y
MOLÉCULAS

39. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• Hace más de 2300 años, los filósofos griegos se
preguntaban si una muestra de materia al ser
dividida en partes cada vez más pequeñas
retendría las propiedades características de la
sustancia; en otras palabras… si la materia era
continua.
• Demócrito (460 – 370 a.c.) quién primero
propuso que la materia era discontinua y que
estaba formada por pequeñas partículas
llamadas átomo.

40. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• J. Dalton (1766 – 1844) formuló su teoría
atómica que postulaba lo siguiente:
1. La materia está constituida por pequeñas
partículas indivisibles llamadas átomos.
2. Un elemento está compuesto por una sola
clase de átomos que son característicos para
dicho elemento y diferentes de los de
cualquier otro elemento.

41. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• J. Dalton (1766 – 1844) formuló su teoría
atómica que postulaba lo siguiente:
3. Un compuesto contiene átomos de dos o más
elementos diferentes, cuyo número relativo se
mantiene constante para un mismo
compuesto.
4. Los átomos de un elemento no pueden
transformarse en átomos de otro elemento
diferente.

42. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• De los cuatro postulados anteriores, quedaron
sin efecto el primero y el cuarto
• El primero porque se descubrió que el átomo
en realidad está constituido por partículas
subatómicas (no es indivisible)
• El cuarto, puesto que mediante reacciones
nucleares, se puede transformar un elemento
en otro diferente.

43. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
 Surgen como consecuencia las siguientes
definiciones:
 El átomo es la parte más pequeña en que puede subdividirse
un elemento, sin que el mismo pierda las propiedades
particulares que lo caracterizan como tal.
 Una molécula es la parte más pequeña en que se puede
subdividir un compuesto sin que este pierda sus
propiedades características. Las moléculas se forman por la
unión de dos o más átomos iguales o diferentes.

44. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• Partículas subatómicas básicas:
• electrones: partículas con carga negativa.
• protones: partículas con carga positiva.
• neutrones: partículas sin carga
PARTÍCULA SÍMBOLO MASA RELATIVA CARGA
RELATIVA
Protón p 1 +1
Neutrón n 1 0
Electrón e- 0 -1

45. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• Representación del Átomo:
• Nueva Definición: Se conoce con el nombre de
elemento a toda porción de materia formada
por átomos iguales.

46. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• Representación de elementos y compuestos:
Para los Elementos se usan símbolos y para los compuestos
Fórmulas.
Una representación más completa de un elemento:
• donde:
• Z = #p A = #p + #n

47. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• Variación de #p, #n y #e:
Un cambio en el número de protones, transforma inmediatamente
al elemento en otro elemento diferente de la tabla periódica,
perdiendo por completo las características originales y
adquiriendo las nuevas que le corresponden al elemento en que
se transformó:
Ej:
14
6C + p -----> 14
7N

48. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• Variación de #p, #n y #e:
Un cambio en el número de neutrones, produce la
transformación, solamente en la masa atómica, por lo tanto se
sigue tratando del mismo elemento, pero de masa atómica
diferente. Los átomos de un mismo elemento con diferente
masa atómica se conocen como Isótopos.
Ej:
12
6C + 2n -----> 14
7C

49. LA CONCEPCIÓN DEL
ÁTOMO
• Variación de #p, #n y #e:
Si se cambia solamente el número de electrones de un átomo
neutro, el número de cargas negativas (provenientes de los
electrones), dejará de ser igual al número de cargas positivas
(que aportan los protones), por lo que el átomo adquiere una
carga transformándose en un ión. Si el átomo perdió
electrones y se cargó positivamente se llamará catión,
mientras que si ganó electrones cargándose negativamente, se
le denomina anión.
Ej:
Na - 1e ------> Na+
Cl + 1e --------> Cl -

50. ECUACIONES Y
EXPRESIONES
QUÍMICAS

51. ECUACIONES Y
EXPRESIONES QUÍMICAS
• Para representar las reacciones químicas que se producen
durante la transformación de la materia, se pueden utilizar
ecuaciones y expresiones químicas.
• Una expresión química representación de las fórmulas de
los reactantes en forma aditiva a la izquierda de una flecha
de simple sentido y las fórmulas de los productos a la
derecha de la misma, la misma solamente identifica a todos
los compuestos que participan en la reacción, sin igualar en
absoluto el número de átomos de cada elemento a ambos
lados

52. ECUACIONES Y
EXPRESIONES QUÍMICAS
• Eventualmente una expresión química puede brindar
información del estado físico en el que se encuentra cada
una de las especies que participa en una reacción. Ej:
H2 (g) + O2 (g) -----> H2O (l)

53. ECUACIONES Y
EXPRESIONES QUÍMICAS
• Cuando se balancea (iguala) mediante la asignación de
coeficientes apropiados los elementos presentes a ambos
lados de una expresión química, la misma se transforma en
una ecuación química. La misma proporciona información
de las cantidades relativas de reactantes y productos que
participan en la reacción. Ej:
2 H2 çg) + O2 (g) -----> 2 H2O (l)
[A + B -----> C + D] ====> [aA + bB -----> cC + dD]
Expresión Química balanceo Ecuación Química

54. ECUACIONES Y
EXPRESIONES QUÍMICAS
REGLAS PARA BALANCEAR UNA ECUACIÓN.
• Considerar una sola vez el compuesto más complejo que
participa en la reacción
• Igualar primero aquellos elementos que se encuentran una
sola vez a ambos lados de la reacción.
• Continuar igualando por tanteo el resto de los elementos.
• Si al terminar de igualar la ecuación, se observan
coeficientes fraccionarios, multiplicar toda la ecuación por
un número adecuado para hacer desaparecer todas las
fracciones.

55. ECUACIONES Y
EXPRESIONES QUÍMICAS
Ejemplo 1.- Igualar la siguiente expresión química, que representa la combustión completa
del propano (componente del Gas Licuado de Petróleo y del Gas Natural):
C3H8 + O2 -----> CO2 + H2O
Paso 1: Se toma una sola vez el compuesto de mayor complejidad, en este caso el propano.
C3H8 + O2 -----> CO2 + H2O
Paso 2: Se iguala mediante la asignación de coeficientes los elementos que se encuentran
una sola vez a ambos lados de la reacción, en este caso el carbono y el hidrógeno:
C3H8 + O2 -----> 3CO2 + 4 H2O
Paso 3: Se iguala el oxígeno, que se encuentra en dos compuestos diferentes a la derecha de
la reacción:
C3H8 + 5 O2 -----> 3 CO2 + 4 H2O

56. PESOS ATÓMICOS Y
PESOS MOLECULARES

57. PESOS ATOMICOS Y MOLECULARES
Una fórmula química no es solamente una simbología para
representar una especie química, su utilidad cuantitativa
trasciende más allá de esto, pues si conocemos las masas
atómica y moleculares podremos determinar,
indirectamente, los números reales de átomos y/o moléculas
que participan en la reacción química.
La escala de masas atómicas
Hoy en dia se pueden medir las masas atómicas con
suficiente exactitud. Por ej.:
m (1H) = 1.6736x10-24 g
m (16O) = 2.6561x10-23 g

58. Más comodo y práctico es el uso de la unidad anteriormente
definida para estos valores tan pequeños: unidad de masa
atómica (uma) :
1 uma = 1.66056 x 10-24 g
La cual fue definida asignando una masa de exactamente 12
uma al isótopo de carbono-12, 12C. De esta forma, las masa
anteriores son:
m (1H) = 1.6736x10-24 g = 1.0080 uma
m (16O) = 2.6561x10-23 g = 15.995 uma

59. MASAS ATÓMICAS PROMEDIO (MAP)
Se determinan utilizando las masas de los diversos isótopos de un elemento
y su abundancia relativa. Por ej., para el carbono:
Isótopo 12C 13C 14C
Masas (uma) 12 (def) 13.00335 14.00317
Abundancia (%) 98.892 1.108 2x10-10
Se aplica la fórmula:
(0.98892)(12) + (0.01108)(13.00335) + (2x10-12)(14.00317) = 12.011 uma
La map de cada elemento (uma) se conoce como:
peso atómico (PA)
.
(% )
100
1
( )
isót i
n
ab
Atabla i
i
P A

 


60. CÁLCULOS DE PESOS MOLECULARES
• El cloro en su forma natural tiene 75.53 % de 35Cl, cuya masa atómica es
34.969 uma, y 24.47 % de 37Cl, de masa atómica 36.966 uma. Calcule el peso
atómico del cloro.
• Peso fórmula (PF) y peso molecular (PM)
El peso fórmula de una sustancia es simplemente la suma de los pesos
atómicos de cada átomo en su fórmula química. Por ej.:
PF (H2SO4) = 2 (PA 1H) + (PA 32S) + 4 (PA 16O)
= 2 (1.0 uma) + 32.0 uma + 4 (16.0 uma) = 98.0 uma
Los pesos atómicos han sido redondeados, como será común hacer en la
mayoría de cálculos químicos.

61. CÁLCULOS DE PESOS MOLECULARES
Si la fórmula química de una sustancia es su fórmula molecular, entonces, el
peso formular se llama peso molecular. Por ej.:
PM (C6H12O6) = 6 (PA 12C) + 12 (PA 1H) + 6 (PA 16O)
= 6 (12.0 uma) + 12 (32.0 uma) + 6 (16.0uma)
= 180.0 uma
Con las sustancias iónicas, como el NaCl (arreglos tridimensiona-les de iones) ,
no es apropiado hablar de moléculas. Por tanto, no podemos escribir fórmulas
moleculares y pesos moleculares para tales sustancias, y se emplea, entonces, la
descripción formular.
PF (NaCl) = 23.0 uma + 35.5 uma = 58.5 uma

62. DETERMINACIÓN DE PESOS MOLECULARES
La forma más directa y exacta
para determinar los pesos
atómicos y moleculares la da
el espectrómetro de masas.
La base es formar iónes por
impacto electrónico, y analizar
la relación masa/carga para
cada fragmento. Una gráfica
de la intesidad de la señal del
detector vs. la masa del ion se
llama espectro de masas.
Este equipo proporcionó la
primera evidencia de la
existencia de isótopos.
Espectrómetro de Masa
aceleradores
haz de iones
filamento
Pantalla detectora
magneto
haz de e-
muestra de gas

63. DETERMINACIÓN DE PESOS MOLECULARES
Los espectros de masas son
una evidencia irrefutable de la
existencia de isótopos del Ne:
20Ne (19.9924/90.92 %) y 22Ne
(21.9914/8.82%).
Más aún, ha permitido descubrir
la existencia de un tercer
isótopo estable del Ne: 21Ne
(20.9940/ 0.257 %).
El espectrómetro de masas es
ahora también usado para
identificar sustancias químicas.
Espectro de masas de los tres isótopos del Neón
Masa atómica (uma)
i
n
t
e
n
s
i
d
a
d

64. UNIDADES
QUÍMICAS
EL MOL

65. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
• Aún la más pequeña cantidad de materia con que tratamos contiene
un gran número de partículas (átomos, iónes o moléculas), p.ej., una
cucharadita de agua (~5 ml) contiene tantas como 2x1023 moléculas
de agua.
• La unidad química para contar partículas es el mol.
• El mol es la cantidad de materia que contiene tantas partículas como
el número de átomos en exáctamente 12 g de 12C. Por experimentos
se encontró que dicho número es:
6.0221367x1023
que se denomina Número de Avogadro (Na).

66. UNIDADES QUÍMICAS - EL
MOL
• Un mol de iónes, un mol de moléculas o un mol de cualquier otra cosa
contendrá el número de Avogadro de estos objetos:
1 mol de átomos de 12C = 6.02x1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de agua = 6.02x1023 moléculas de H2O
1 mol de iónes nitrato = 6.02x1023 iónes NO3
-
1 mol de electrones = 6.02x1023 electrones
1 mol de granos de arena = 6.02x1023 granos de arena
El número de Avogadro proporciona el factor de conversión entre el
número de moles y el número de partículas.

67. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
• Calcular el número de átomos de C en 0.350 moles de C6H12O6.
Factores de conversión:
1 mol de C6H12O6 = 6.02x1023 moléculas de C6H12O6.
1 molécula de C6H12O6 = 6 átomos de C
átomos de C = (0.350 moles de C6H12O6 )
• Calcular el número de átomos de O en 0.25 moles de Ca (NO3)2.

68. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
• La masa de un solo átomo de 12C es de 12 uma, pero la de un solo
átomo de 24Mg es de 24 uma, es decir el doble.
• Como un mol siempre es el mismo número de partículas, un mol de
24Mg deberá tener el doble de masa que un mol de 12C.
• Un mol de 12C pesa 12 g (por definición), por tanto, un mol de 24Mg
debe pesar 24 g.
• La masa de un solo átomo de un elemento (uma) es numéricamente
igual a la masa (g) de un mol de átomos de ese elemento.
1 átomo de 12C pesa 12 uma; 1 mol de 12C pesa 12 g
1 átomo de 24Mg pesa 24 uma; 1 mol de 24Mg pesa 24 g
1 átomo de 197Au pesa 197 uma; 1 mol de 197Au pesa 197 g.

69. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
• La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se denomina masa molar. La masa
molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su
peso formular (en uma).
Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H2O pesa 18.0 g
Un ión de NO3
- pesa 62.0 uma; 1 mol de NO3
- pesa 62.0 g
Una unidad de NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 g.
Especie Peso Fórmula (uma) Masa molar (g) No. partículas
N 14.0 14.0 6.02x1023 át. N
N2 28.0 28.0 6.02x1023 moléc. N2
2(6.02x1023) át. N
Ag 107.9 107.9 6.02x1023 át. Ag
BaCl2 208.2 208.2 6.02x1023 ud’s BaCl2
6.02x1023 iónes de Ba2+
2(6.02x1023) iónes de Cl-

70. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL

71. Hg
Fe
Cu
Br2
S
Al
Cd
Un mol de sustancia en todos los casos
UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL

72. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
12 g 12
C 1 mol de 12
C 6,02·1023
átomos de 12
C

73. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
18 gr H2O 1 mol de H2O 6,02·1023
moléculas de
H2O
6,02·1023
átomos de O
+
2*(6,02·1023
)
=
1.204·1024
átomos de H
Como en cada molécula
de agua hay 2 átomos
de hidrógeno y un
átomo de oxígeno:

74. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
1. La masa del compuesto con el número de moles del compuesto:
2. El número de moles del compuesto con el número de moléculas del compuesto
3. El número de moléculas del compuesto con el número de átomos de cada uno
de sus elementos constituyentes.
#molec #at. i
#at. i = si*#molec
n #molec
#molec = n*NA
m n n = m/PM

75. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
m n = m/PM n #molec = n*NA #molec #at. i = si*#molec #at. i

76. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
Interconversión de masas, moles y número de partículas.
Este es el tipo de trabajo más frecuente en los Cálculos Químicos,
que se puede hacer fácilmente a través del Análisis Dimensional.
• ¿Cuántos moles de glucosa, C6H12O6, hay en 538 g ?
• ¿Cuántos moles de NaHCO3 hay en 5.08 g?

77. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
• ¿Cuál es la masa, en gramos, de 0.433 moles de C6H12O6?
• ¿Cuál es la masa, en gramos, de 3.0x10-5 moles de H2SO4?
• ¿Cuántas moléculas de glucosa hay en 5.23 g de C6H12O6?

78. CONVERSIÓN DE
UNIDADES

79. UNIDADES DE MEDIDA
• Muchas propiedades de la materia son cuantitativas, esto es,
están asociadas con las cifras.
• Cuando una cifra representa una cantidad medida, las
unidades de esa cantidad deben estar especificadas.
• Las unidades que se utilizan para las mediciones son las del
sistema métrico, originalmente desarrollado en Francia a
fines del siglo XVIII.
• En 1960 se aprobó un acuerdo internacional de estandariza
ción que especifica las unidades métricas básicas a utilizar
por toda la comunidad científica mundial.
• Las unidades bajo este sistema se denominan unidades SI.

80. Magnitud física Nombre de la unidad Abreviación
Unidades Básicas del Sistema Internacional (SI)
Masa kilogramo kg
Longitud metro m
Tiempo segundo s
Temperatura Kelvin K
Cantidad de sustancia mol mol
Corriente eléctrica amperio A
Intensidad luminosa candela cd

81. Prefijo Abrev Signif. Ejemplo
Prefijos Utilizados en el Sistema Métrico
Mega- M 106 1 megaton = 1x106 tons
Kilo- k 103 1 kilogramo (kg) = 1x103 g
Deci-
d 10-1 1 decímetro (dm) = 0.1 m
Centi- c 10-2 1 centímetro (cm) = 0.01 m
Mili- m 10-3 1 milímetro (mm) = 0.001m
Micro-  10-6 1 micrómetro (m)=1x10-6 m
Nano- n 10-9 1 nanómetro (nm) = 1x10-9
m
Pico- p 10-12 1 picómetro (pm) = 1x10-12
m
Nota: las unidades en azul son las más frecuentes en química.

82. CONVERSIÓN DE UNIDADES DE
LONGITUD
• Centímetros a metros:
consideremos un tiro de bala de 585 cm, ¿qué longitud es ésta en metros?
¿cuál será su equivalencia en pies (feet)?.
necesitamos establecer la relación entre centímetros y metros,1m =100cm
Por tanto:
factor de conversión
De tablas sólo se encuentran las relaciones: 1 in = 2.54 cm y 1 ft = 12 in,
así que:
o bien:
585 cm
1 m
100 cm





 = 5.85 m
585 cm
1 in
2.54 cm





 = 230 in; 230 in 
1 ft
12 in





 = 19.2 ft
585 cm
1 in
2.54 cm






1 ft
12 in





 = 19.2 ft

83. CONVERSIÓN DE UNIDADES DE
LONGITUD
• Distancias a nivel molecular:
La distancia entre el átomo de oxígeno y un átomo de hidrógeno en la
molécula de agua es de 95.7 pm. ¿A qué equivale esta distancia en metros
y en nanómetros?.
En cada caso necesitamos los factores de conversión de picómetros a la
unidad deseada:
La conversión a nanómetros será:
95.7 pm 
10-12
m
1 pm







 = 95.7x10-12
m = 9.57x10-11
m
9.57x10-11
m
1 nm
10-9 m





 = 9.57x10-2
m
O
H H
95.7 pm

84. Area metro cuadrado m2
Volumen metro cúbico m3
Densidad kilogramo sobre
metro cúbico
kg/m3
Fuerza newton N kg·m/s2
Presión pascal Pa N/m2
Energía joule J kg·m2
/s2
Carga eléctrica coulombio C A·s
Potencial eléctrico voltio V J/(A·s)
Magnitud Unidad Símbolo Definición
Unidades Comúnmente Usadas Derivadas del SI

85. Area y Volumen.- Son unidades derivadas de longitud
volumen :
volumen
Area : 10 cm x 10 cm
100 cm2
1 d2
1000 cm3
1 L





 o bien
1 L
1000 cm3




1000 mL
1 L




o bien
1 L
1000 mL





86. Algunos Equipos Comunes de Laboratorio
Bureta pipeta probeta matráz aforado

87. PRE-EVALUACIÓN 2
• El tamaño de una hoja estándar de papel bond es de 81/2 x11 in, ¿cuáles son las
dimensiones en cm?.
• Para un experimento cromatográfico, usted requiere una columna de 30 pies de
longitud y 1/16 de pulgada de diámetro, ¿qué medidas son éstas en m y mm?.
• Un automovil Saab tiene un compartimiento de equipaje de dimensiones 100cm x
100cm x 150cm, ¿cuál es su volumen en cm3 y en litros?.
• Complete la tabla siguiente.
Miligramos gramos kilogramos
--- 0.693 ---
156 --- ---
--- --- 2.23
• Un vaso de precipitados típico tiene un volumen de 800 mL, ¿cuál es su volumen
en litros, en cm3 y en m3?.
• Si usted requiere utilizar 26.37 cm3 de una solución, ¿qué volumen en mL debe
medir?, ¿qué tipo de material usaría para medirlo, y por qué?.

88. MASA Y PESO. TÉRMINOS USADOS INDISTINTAMENTE PARA UN
MISMO PROPÓSITO, PERO QUE DIFIEREN EN UN SIGNIFICADO
FÍSICO ESTRICTO:
MASA DE UN CUERPO - MEDIDA FUNDAMENTAL DE LA
CANTIDAD DE MATERIA EN EL CUERPO.
PESO DEL CUERPO - FUERZA EJERCIDA (GRAVITACIONAL)
SOBRE UN CUERPO POR OTRO Y QUE DEPENDE DE
LA CANTIDAD DE MATERIA EN LOS DOS
CUERPOS.
LA UNIDAD DE MASA EN EL SISTEMA SI ES EL KILOGRAMO
(KG), PERO EN QUÍMICA LA MÁS USUAL ES EL GRAMO (G), POR
LO QUE EL FACTOR SERÁ:
1 KG = 1000 G Y TAMBIÉN 1G = 1000 MG
DENSIDAD - ES LA RELACIÓN DE LA MASA DE UN OBJETO (G) A
SU VOLUMEN (CM3):
Densidad = masa
volumen

89. La masa de un cuerpo se determina balanceando
su peso (wo = mog) frente al peso de una masa de
referencia conocida (wr = mrg).
picnómetro
balanza
Determina la masa
contenida en un
volumen definido:
la densidad.
termómetro
aforo
volumen
tapón
muestra
platillo
lector digital
panel control
Sustancia g/cm3
aire 0.001
madera 0.16
agua 1.00
sal 2.16
hierro 7.9
oro 19.32
A
C
C
E
S
O
S

90. Temperatura. Propiedad de la materia que determina la transferencia de energía en
forma de calor de un cuerpo a otro y la dirección de la transferencia.
Punto de
ebullición del
agua
Punto de
congelación del
agua
Temperatura
ambiente
Temperatura
corporal
o
C =
5 o
C
9 o
F
o
F - 32
o
F
 
T(K) = t(o
C) + 273.15
T = 25 0C
T = 25 K
T = 45 0F

91. PRE-EVALUACIÓN 3
• Un químico necesita 2.00 g de un compuesto líquido. (a) ¿Qué volumen del compuesto
es necesario si la densidad del líquido es de 0.718 g/cm3? (b) Si el costo del compuesto
es de $2.41/mL, ¿cuál es el costo del reactivo?.
• La densidad de una solución de ácido sulfúrico (H2SO4) al 38.08% es de 1.285 g/cm3.
¿Cuántos gramos de ácido hay en 500 mL de la solución ácida?.
• Suponga que a 20ºC la densidad del mercurio (Hg) es 13.1 g/cm3 y la del agua (H2O) de
0.98 g/cm3. ¿Cuántos mL de agua tienen un peso equivalente de Hg?
• El titanio (Ti) es usado en aplicaciones industriales en donde es importante un punto de
fusión elevado. El del Ti es de 3020ºF, ¿a cuánto equivale en ºC y K?.
• El neón es un elemento usado en anuncios luminosos, tiene un punto de fusión de -
248.6ºC y uno de ebullución de -246.1ºC. Exprese estos valores en ºF y K.
• Complete la tabla siguiente:
ºF ºC K
57
37
77

92. INCERTIDUMBRE EN LA MEDICIÓN
En el trabajo científico se reconocen dos clases de números:
Números exactos: sus valores se conocen exactamente; y
Números inexactos: sus valores tienen alguna incertidumbre.
Los números obtenidos por medición siempre son inexactos,
debido a errores de equipo o a errores humanos.
Dos términos se usan para expresar la incertidumbre:
Precisión: es una medida de qué tan cerca concuerda una
medición con cada una de las otras.
Exactitud: qué tan cerca concuerdan las mediciones
individuales con el valor real o verdadero.
En general, cuanto más precisa sea una medición, más exacta
será.
Buena exactitud
Buena precisión
Pobre exactitud
Buena precisión
Pobre exactitud
Pobre precisión

93. CIFRAS SIGNIFICATIVAS
En el laboratorio nos preocupamos por obtener resultados que sean
razonables . Algunos datos colectados suelen ser más precisos que
otros. Es un hecho de sentido común que, la respuesta a un cálculo
no se puede conocer con más precisión que el último dígito preciso
de información . De aquí viene el concepto de cifra significativa.
Todos lo dígitos, incluido el incierto, se llaman cifras significativas y
su número indica la precisión de una medición
¿Cuál es la diferencia entre 4.0 y 4.00?

94. REGLAS PARA EL MANEJO CORRECTO DE CIFRAS
SIGNIFICATIVAS.
1 Todos los dígitos que no sea cero son significativos:
457 cm (tres c.s.); 0.25 g (dos c.s.).
2 Los ceros entre dígitos diferentes de cero son significativos:
1005 kg (cuatro c.s.); 1.03 lb (tres c.s.).
3 Los ceros a la izq. del 1er dígito diferente de cero en un número,
no son significativos y sólo indican la posición del punto decimal:
0.02 mm (una c.s.); 0.0026 m (dos c.s.).
4 Los ceros que están tanto al final de un número como a la derecha
del punto decimal, son significativos:
0.0200 ml (tres c.s. ¡¡¡3!!!); 3.0 km (dos c.s.).
5 Cuando un número termina en ceros y no están a la derecha de un
punto decimal, los ceros no son necesariamente significativos:
130 pesos (dos o tres c.s.); 10,300 usd (tres, cuatro o cinco c.s.).

95. REGLAS PARA EL MANEJO CORRECTO DE CIFRAS
SIGNIFICATIVAS.
• La notación exponencial evita la ambigüedad de la regla 5:
1.03 x 104 usd (tres c.s.)
10,300 usd 1.030 x 104 uds (cuatro c.s.)
1.0300 x 104 usd (cinco c.s.)
Todas las c.s. se escriben antes del exp., el cuál no aumenta el núm. de c.s.
• En los cálculos, la precisión del resultado está limitada por la
medición menos precisa.
• En la multiplicación y en la división, el resultado se debe reportar
con el número de c.s. de la medición con el menor núm de ellas.
• Cuando el resultado contiene más cifras que el número correcto de
cifras significativas, se debe redondear.
Area = (6.221 cm)(5.2 cm) = 32.3492 cm2 32 cm2.
se redondea a

96. PRE-EVALUACIÓN 4
• ¿Cuál es la masa promedio de tres muestras cuyas masas individuales son 10.3 g,
9.334 g y 9.25 g?.
• Haga el cálculo siguiente y de el resultado con el número correcto de cifras
significativas:
• Resuelva la siguiente ecuación para n y reporte el resultado con las cifras
significativas correctas:
• Una moneda antigua de oro (Au) tiene un diámetro de 2.2 cm y un espesor de
3.00 mm. Si la densidad del Au es de 19.3 g/cm3, ¿cuál es la masa en gramos de la
moneda?. Si suponemos que el precio del Au es de 410 uds por onza troy (1 oz-
troy = 31.10 g), ¿cuál sería el costo de la moneda?.
(0.0345)
(35.45 1.2)
1.000x103





 ?
11.2
760.0





(123.4)  n(0.0821)(298.3)