Cálculos estequiométricos y unidades químicas

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OCTAVA PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM
TEMA: CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
Es el conjunto de unidades planteadas con la
finalidad de expresar la masa de las sustancias y su
relación con el número de partículas contenidas en
ella (átomos, iones, moléculas, etc.).
Se define como la doceava parte de la masa de un
átomo del isótopo de Carbono – 12, el cual es
denominado átomo patrón, ya que es el átomo muy
estable y el más abundante de los isótopos del
carbono.
Equivalencia:
24 27
1uma 1,66 x 10 g 1,66 x 10 Kg− −
= =
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
de los isótopos (Masa isotópicas) y de sus
correspondientes abundancias reactivas.
Según el espectrómetro de masas:
( )
( )( ) ( )( )34,969 75,77 36,996 24,23
M.A. C
100
+
=l
( )M.A. C 35,453 uma=l
Significa: 1 átomo de Cloro (Cl ) tiene una masa en
promedio 35,453 uma.
NOTA:
La masa atómica se encuentra en la tabla
periódica y generalmente en un problema es
dato.
A continuación presentamos algunas masas
atómicas aproximadas de los elementos más
importantes:
Se define como la masa relativa de las moléculas de
una sustancia. Se puede determinar sumando las
masas atómicas relativas de los átomos que
constituyen la molécula
Ejemplos:
( ) ( )2H OM 1 16 2 1 18∴ = + =
( )M M.A. E= ∑
Algunos ejemplos:
( ) ( )2H SM 2 1 1 32 34= + =
( ) ( ) ( )3HNOM 1 1 1 14 3 16 63= + + =
( )2NM 2 14 28= =
( ) ( ) ( )6 12 6C H OM 6 12 12 1 6 16 180= + + =
( ) ( ) ( )3CaCOMF 1 40 1 12 3 16 100= + + =
( ) ( ) ( )2 4 3Fe (SO )MF 2 56 3 32 12 16 400= + + =
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:
Isótopo A
Masa
isotópica
(uma)
% Abundancia
35
17
Cl 35 34, 969 75, 77 %
37
17
Cl 37 36, 996 24,23 %
Elemento M.A Elemento M.A
Si
P
S
Cl
28
31
32
35,5
H
Li
C
N
1
7
12
14Unidad de Masa Atómica (uma)
Nota: Para compuestos iónicos se emplea la
masa o peso formula (P.F). Los compuestos
iónicos no forman moléculas, se representan
por su unidad fórmula.
Masa Atómica Promedio de un Elemento
Masa o Peso Molecular ( )
Concepto de Mol

“Año de la Promoción de la Industria Responsable y del Compromiso Climático”
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*1mol 6,022045 10 particulas=
Este número se denomina número de Avogadro, en
honor del científico italiano Amadeo Avogadro. Por
lo general, el número de Avogadro se redondea a
6.022. 1023
Ejemplo:
1 mol de átomos Fe < > 6,022 x 1023
átomos de Fe
1 mol de molécula de H2O < > 6,022 x 1023
moléculas de H2O
1 mol de electrones < > 6,022 x 1023
electrones
En forma práctica:
NA: Número de Avogadro
Es aquella cantidad de un elemento, que contiene
exactamente 1 mol de átomos y su masa equivale
numéricamente a su masa atómica, expresado en
gramos
Ejemplos:
1 at-g (C) = 12g
1 at-g (Na) = 23g
2 at-g (Fe) = 112 g
3 at-g (S) = 96 g
Es aquella cantidad de una sustancia covalente, que
contiene exactamente 1 mol de moléculas y su masa
equivale numéricamente a su masa molecular
expresado en gramos.
Ejemplos:
Número de molécula gramo de una sustancia
A
Masa(Sust) #moléculas(Sust)
#mol g n
NM(Sust)
− = = =
Toda fórmula química nos brinda información tanto
en forma cualitativa como cuantitativa
1. Información Cualitativa: Nos da a conocer los
elementos que constituyen dicho compuesto y
sus características importantes.
Ejemplo:
Elementos: H, S y O
Compuesto ternario
Es un ácido, tiene la propiedad de liberar H+
2. Información Cuantitativa: Nos da a conocer la
cantidad de átomos de los elementos que
constituyen un compuesto, esta información
puede ser en forma de: #atg – g, mol – g, masa y
composición centesimal.
A. Para una molécula:
Ejemplo:
3 4
3 átomos"H"
1 molecula
1átomo "P"
de H PO
4 átomos"O "
Atomicidad 8 átomos
−−−−−−−−−−−−−





=
B. Para una mol de moléculas
( )M 98
2 4
TOTAL
2 at g (H) 2g
1mol g H SO 1at g (S) 32g
4 at g (O) 64g
m 98 g
=
−−−−−−−−−−−−−
− =

− − =
 − =
=
ESTEQUIOMETRÍA
CONCEPTO
Es aquella parte de la química que estudia las
relaciones cuantitativas (masa, volumen, moles) de
los componentes puros de una reacción química.
Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas
pueden ser ponderales y / o volumétricas.
Relaciona la masa de una sustancia con la masa de
otras sustancias.
1 mol de sustancia = 6 x 1023
partículas = 1 NA
partícula
Átomo gramo (at-g)
Molécula gramo (mol-g)
Interpretación de una Fórmula Química
Leyes Ponderales

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1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA
MASA
Fue planteada por el químico Francés Antoine
Lavoisier (1743 – 1794) considerado el padre de
la química moderna; nos indica que en toda
reacción química completa y balanceada la masa
total de las sustancias reactantes es igual a la masa
total de las sustancias de los productos.
Ejemplo:
48476 40.A.P
Ca2
=
+
48476 32M
)g(2O1
=
→
48476 56M
CaO2
=
Relación
Molar
2 mol – g 1 mol–g 2mol–g
Relación
en Masa
80g 32g 112g
∑ Masa (Reactantes) = ∑ Masa (Productos) = 112g
2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS
Fue enunciada por el químico francés Joseph
Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo
proceso químico los reactantes y productos
participan manteniendo sus masas o sus moles en
proporción fija, constante y definida; cualquier
exceso de uno de ellos permanece sin reacción
Ejemplo: Quemado de carbón
48476 12.A.P
)g(C2
=
+
48476 32M
)g(2O1
=
→
48476 56M
)g(CO2
=
Reacción
molar
Relación
en Masa
24g 32g 56g
Por
Proust
3g 4g 7g
Ejemplo 60g 80g 140g
Se observa que:
NOTA:
Reacción Limitante (RL):
Es aquella sustancia que ingresa al reactor
químico en menor proporción estequiométrica y al
agotarse limita la cantidad máxima del
producto(s) obtenido(s).
Reactivo en Exceso (RE):
Es aquella sustancia que ingresa al reactor
químico en mayor proporción estequiométrica por
lo tanto queda como sobrante al finalizar la
reacción.
Regla práctica para evaluar el R.L. y R.E
Para cada reactante se plantea la siguiente
proporción.
químicaecuaciónladeobtenidaCantidad
reactivodedatoCantidad
La menor relación es para el RL y todos los
cálculos se hacen con el
La mayor relación es para el R.E.
Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay –
Lussac (1778 – 1850), quién investigando las
reacciones de los gases determino: “A las mismas
condiciones de presión y temperatura existe una
relación constante y definida entre los volúmenes de
las sustancias gaseosas que intervienen en una
versión química; cualquier exceso deja de
combinarse”.
Estas relaciones solo serán aplicables a sustancias
gaseosas.
Ejemplo: Síntesis del amoniaco
1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Reacción
molar
Relación
volumétrica
1vol 3vol 2vol
Por Gay
Lussac
1L
5L
30cm3
3L
15L
90 cm3
2L
10L
60 cm3
Relación de volúmenes:
Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras,
las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los
Leyes Volumétricas
Porcentaje de Pureza de una muestra
Química

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cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la
parte pura de la muestra química.
Cantidad de sustancia pura
% Pureza x 100
Cantidad de muestra impura
=
Es la comparación porcentual entre la cantidad real o
práctica teórica obtenida de un producto determinado
La cantidad real o rendimiento real se conoce
experimentalmente y es menor que la cantidad
teórica que se halla en base a la ecuación química, o
sea por estequiometría; el rendimiento teórico es la
máxima cantidad obtenida de un cierto producto
cuando el 100% del reactivo limitante se ha
transformado
SEMANA N°8: CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
1. En el Sistema Internacional, la cantidad de
sustancia es una magnitud básica y su unidad es el
MOL. Al respecto de sus equivalencias, marque la
alternativa INCORRECTA.
I. Un mol de Cu contiene 6,02x1023
moléculas de
Cu.
II. En 1 mol de hidrógeno gaseoso hay 2 moles de
átomos de H.
III. 1,2x1024
moléculas de NH3 ocupan un
volumen de 44,8L a CN.
DATO: 1 mol = 6,02x1023
A) VFV B) FVF C) VVV
D) FFV E) FVV
2. ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 18 ng de
agua?
A) 1,20x1023
B) 6,02x1023
C) 1,20x1015
D) 1,80x1015
E) 2,40x1014
3. Complete los espacios en blanco:
I. Dos moles de NO2 pesan _______ gramos y
contienen 3,6 x1024
átomos.
II. En 127g de FeCl2 hay 1U.F. de FeCl2 y
________ iones cloruro.
Pesos atómicos: N = 14 O = 16 Fe = 56 Cl = 35,5
A) 92 – 1,8x1024
B) 46 – 1,2x1024
C) 92 – 6,02x1023
D) 46 – 2,4x1024
E) 92 – 1,2x1024
4. La fórmula del yeso es: CaSO4.2H2O. Al respecto,
complete los espacios en blanco:
I. El porcentaje en peso de la sal anhidra es __%
II. En 344g de yeso hay ____g de agua
Pesos atómicos: Ca =40; S=32; O=16; H=1
A) 79 - 72 B) 72 – 79 C) 79 - 21
D) 21 - 79 E) 79 - 79
5. Señale el mineral que contiene mayor porcentaje de
cobre.
P.A (Cu=63,5; Si=28; O=16; S=32; Fe=56)
A) Crisocola: CuSiO3 B) Calcosina: Cu2S
C) Covelita: CuS
D) Calcopirita: CuFeS2 E) Cuprita Cu2O
6. El etilenglicol, un anticongelante tiene un peso
molecular de 62g/mol. Si su composición contiene
38,7% de C; 9,7% de H y 51,6% de O, indique la
alternativa que contiene la fórmula molecular del
anticongelante.
Pesos atómicos: C = 12; O = 16; H = 1
A) C2H22O1 B) C2H5O2 C) C2H6O2
D) C3H10O E) CH2O3
7. Una barra de magnesio puro reacciona
estequiométricamente con 146g de cloruro de
hidrógeno contenido en ácido clorhídrico generando
la respectiva sal haloidea e hidrógeno gaseoso.
Al respecto marque la secuencia de verdadero (V) o
falso (F) para las siguientes proposiciones:
I. El peso de magnesio que reaccionó fue de 24g.
II. Se formó 190g de cloruro de magnesio.
III. Se liberó 44,8 L de H2(g) medidos a CN.
Datos: P.A (Mg = 24); PF (HCl = 36,5)
A) VFV B) FVV C) VVV D) FFV E) FVF
8. El hidróxido de sodio (NaOH) o soda caústica es
utilizado en la industria para fabricar jabones,
papel, limpiadores, entre otros. Una forma de
Eficiencia o Porcentaje de
Rendimiento de una Reacción Química
(%R)

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obtenerlo es combinando hidróxido de calcio
[Ca(OH)2] o cal apagada y carbonato de sodio
(Na2CO3) o sosa a través de una reacción de
metátesis. Al respecto complete los espacios en
blanco.
I. Por 2 mol de cada reactante que se combinan
estequiométricamente se generan ___ mol de
producto.
II. Se requiere ______ kg de cal apagada de 74%
de pureza para producir 80kg de soda cáustica.
Pesos Fórmula: NaOH = 40; Ca(OH)2 = 74
A) 6 - 100 B) 3 - 80 C) 6 - 80
D) 3 - 100 E) 6 – 74
9. ¿Cuantos kg de antracita (C) de 90% de pureza se
requiere para que al combinarse con suficiente
oxígeno del aire genere 224 L de anhidrído
carbónico medidos a CN?
Pesos Fórmula: CO2 = 44 P.A (C = 12; O = 16)
A) 13,33 B) 26,66 C) 1,33
D) 0,13 E) 2,66
10. Bajo ciertas condiciones se obtuvo vapor de agua
a partir de 8 gramos de hidrógeno y 32 gramos de
oxígeno. Indique el reactivo limitante y determine
el volumen en litros del reactivo en exceso,
medido a CN, al finalizar la reacción.
A) O2 y 44,8 B) H2 y 22,4 C) H2 y 44,8
D) H2 y 89,6 E) O2 y 98,6
11. Para obtener la sosa Solvay o natrón (Na2CO3), se
emplea 100g de carbonato de calcio con 12g de
carbono y suficiente cantidad de sulfato de sodio,
según la ecuación:
Na2SO4 + CaCO3 + C → Na2CO3 + CaS + CO2
¿Cuál fue el rendimiento de la reacción si se
obtuvo 45g de sosa?
P.A (C = 12) PF (CaCO3 = 100; Na2CO3 = 106)
A) 80 B) 78 C) 75 D) 83 E) 85
12. Considerando los datos de la pregunta anterior,
¿cuántos gramos de una muestra de sulfato de
sodio de 50% de pureza se emplearon en la
reacción? P.F. Na2SO4 = 142
A) 71,0 B) 142,0 C) 72,5 D) 143,0 E) 163,3
13. El proceso Leblanc para obtener la sosa (Na2CO3)
implica las siguientes reacciones químicas:
I. Reacción de sal común con ácido sulfúrico:
NaCl+ H2SO4 → Na2SO4 + HCl
II. Reacción de calcinación de Na2SO4 con caliza
y carbón:
Na2SO4 + CaCO3 + C → Na2CO3 + CaS + CO2
Al respecto indica la secuencia de verdad (V) o
falsedad (F).
a) En (I) se requiere 58,5g de la sal haloidea para
formar 1 mol de la sal oxisal.
b) En (II) se requiere 100g de caliza conteniendo
80% de CaCO3 para generar 35,84L de CO2
medidos a CN.
c) Para obtener 106TM de sosa Solvay o natrón
se requiere 58,5TM de cloruro de sodio.
A) VFV B) FVV C) VVV
D) FFV E) FVF
14. La reacción química global de la respiración es la
siguiente:
C6 H12 O6 + O2 → CO2 + H2O + 686 Kcal/mol
Si en un determinado proceso se oxida 90g de
glucosa con 89,6L de oxígeno del aire medido a
CN. Al respecto complete los espacios en blanco.
I. La masa en gramos del reactivo en exceso que
queda luego de la reacción es ____________.
II. Los gramos de agua generado es __________
considerando el 70% de eficiencia del proceso.
Datos: Pesos Atómicos: C = 12; H= 1; O = 16
A) 32 g de glucosa – 54,0g
B) 45 g de oxígeno – 36,0g
C) 32 g de oxígeno – 37,8g
D) 32 g de oxígeno – 54,0g
E) 45 g de glucosa – 37,8g
15. A partir de 0,303g de KClO3 se ha obtenido 0,1g
de O2. Calcular el porcentaje de rendimiento de la
reacción:
2 KClO3 →2 KCl + 3 O2
P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 )
A) 84,2% B) 64,0% C) 94,0%
D) 74,2% E) 32,0%

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PRÁCTICA DOMICILIARIA
1. Con relación al concepto de mol, marque la
secuencia de verdadero (V) o falso (F), según
corresponda. Una mol gramo de metano
I. Metano (CH4) tiene una masa de 16g y
contiene el número de Avogadro de moléculas
de metano.
II. Cloruro de magnesio tiene una masa de 95g y
contiene el número de Avogadro de moléculas
de MgCl2.
III.Átomos de nitrógeno tiene una masa de 28g y
contiene 6,02 x 1023
átomos.
A) VVV B) FVV C) VVF
D) VFF E) VFV
2. ¿Cuál es el número de iones que hay en 0,1mg de
MgCl2?
A) 1,9x10-18
B) 1,9x1020
C) 1,9x1018
D) 2,0x10-20
E) N.A
3. ¿Cuántos átomos- gramos o moles de átomos hay
en 112g de nitrógeno molecular?
A) 4 B) 5 C) 3 D) 6 E) 8
4. Los pesos fórmulas de los compuestos Zn3(PO4)2
(fosfato de Zinc) y (NH4)2SO4 (sulfato de
amonio), respectivamente son:
A) 132 y 386,2 B) 386,2 y 128
C) 370,2 y 128
D) 386,2 y 132 E) 370,2 y 132
5. ¿Cuántos gramos y átomos de oxígeno hay,
respectivamente, en 386,2g de Zn3(PO4)2?
A) 128 y 4,8x1024
B) 128 y 4,8x10-24
C) 4,8x1024
y 128
D) 128 y 2,4x1024
E) 128 y 2,4x10-24
6. Determine respectivamente el porcentaje en peso
de cada elemento en el Al(OH)3
A) 3,85; 61,64; 34,61
B) 43,61; 3,85; 61,57
C) 34,61; 61,54; 3,85
D) 34,61; 60,54; 3,85
E) 34,61; 61,54; 4,85
7. Determine la fórmula empírica para un compuesto
que contiene 26,6% de K, 35,4% de Cr y 38% de
oxígeno.
A) KCrO4
B) K2Cr2O7
C) KCr2O7
D) K2CrO7
E) K2Cr2O4
8. En la reacción: Al + HCl → AlCl3 + H2 , si
reaccionaran 54g de aluminio con suficiente
cantidad de ácido clorhídrico, ¿cuántos gramos de
hidrógeno y moles de cloruro de aluminio (III) se
producirán, respectivamente?
A) 3 y 2 B) 2 y 6 C) 3 y 1
D) 6 y 4 E) 6 y 2
9. ¿Cuántos gramos de SO2 se formarán a partir de
96g de azufre y 64g de oxígeno?
A) 96 B) 128 C) 64
D) 32 E) 138
10. Calcule los gramos de agua y el porcentaje en
peso del agua, respectivamente, en 24,95g de
sulfato de cobre pentahidratado.
A) 18 y 36,07
B) 9 y 36,07
C) 90 y 36,70
D) 9 y 46,70
E) 18 y 46,07
11. ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen en la
combustión completa de 80g de propano (C3H8)?
A) 220 B) 44 C) 240
D) 180 E) 260
12. El succinato de dibutilo es un repelente de
insectos utilizado en las casas contra hormigas y
cucarachas. Su composición es 62,58% de C,
9,63% de H y 27,79% de O. Su masa molecular
determinada experimentalmente es 230. ¿Cuáles

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son las fórmulas empírica y molecular
respectivamente del succinato de dibutilo?
A) C6H11O2 ; C12H22O2
B) C6H11O ; C12H22O2
C) C12H22O4 ; C6H11O2
D) C3H6O ; C6H12O2
E) C6H11O2 ; C12H22O4
13. El ciclohexanol (C6H11OH) calentado con ácido
sulfúrico o fosfórico se transforma en ciclohexeno
(C6H10). Si el rendimiento de esta reacción es de
83%, ¿qué masa de ciclohexanol debe utilizarse
para obtener 25g de ciclohexeno?
A) 56,58 B) 46,58 C) 38,56
D) 36,58 E) 58,36
14. Determine el número de átomos de azufre en una
muestra de 960g de azufre.
A) 1,8x1020
B) 1,6x1026
C) 1,8x1025
D) 6,0x1023
E) 1,6x10224
15. En 1,314g de CaCl2.6H2O. ¿Cuántas mili mol-g
de agua contiene?
A) 3,6 B) 36 C) 360
D) 72 E) 7,2
16. ¿Qué cantidad, en gramos, de óxido de aluminio
se puede preparar a partir de 24,9g de aluminio
que reacciona con suficiente oxígeno?
A) 40 B) 57 C) 32
D) 36 E) 47
17. El tricloruro de fósforo, PCl3, es utilizado en la
fabricación de pesticidas, aditivos para gasolina y
otros productos. Se obtiene por la combinación
directa del fósforo y el cloro, según:
P4 + Cl2 → PCl3
¿Qué masa de PCl3 se forma en la reacción de
125g de P4 y 323g de Cl2?
A) 247 B) 347 C) 208
D) 417 E) 317
18. En la descomposición por calentamiento de 2,45g
de KClO3, ¿qué volumen de oxígeno en mL, a
C.N se obtendrá?
KClO3 → KCl + O2
A) 6,72x10-1
B) 6,72x102
C) 6,72x10-2
D) 6,72x103
E) 6,72x10-3
19. Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO3) , se
requieren para producir 8,75g de monóxido de
dinitrógeno (N2O) según la ecuación:
4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + N2O +
5 H2O
A) 125,28 B) 118,28 C) 130.18
D) 120,28 E) 135,28
20. Calcule la masa de CaC2 al 90% de pureza que
reacciona con suficiente cantidad de H20,
sabiendo que se obtiene Ca(OH)2 y 5L de C2H2(g)
medidos a 127ºC y 312 torr, considerar un
rendimiento del 80%.
A) 6,18g B) 5,75g C) 6,72g
D) 5,56g E) 6,56g
Datos: Pesos atómicos
Mg = 24 Cl = 35,5 N = 14 Zn = 65,4
P = 31 O = 16 S = 32 H = 1
Al = 27 K = 39 Cr = 52 Ca = 40
Cu = 63,5 C = 12
Profesor: Antonio Huamán Navarrete
Lima, Marzo del 2014

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