ESTEQUIOMETRIA QUÍMICA

REACCIONES
REACCIONES QUÍMICAS
QUÍMICAS
y
y
%
% DE
DE
RENDIMIENTO
RENDIMIENTO
QUÍMICA URL

Estequiometría
3.1 Ecuaciones químicas
3.2 Fórmulas empíricas a partir de análisis
3.3
Información cuantitativa a partir de ecuaciones
balanceadas
3.4 Reactivos limitantes
3.5. Porcentajes de rendimiento

Masas atómicas y moleculares
La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa

mediaponderada de la masa de todos los isótopos del
mismo.
La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas
atómicas de todos los átomos que componen la molécula.
Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4
M (H2SO4) = 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 =
98,076 u
que es la masa de una molécula.
Normalmente, suele expresarse como
M (H2SO4) = 98,076 g/mol

Concepto de mol

Es un número de Avogadro(NA= 6,022 · 1023) de

átomos o moléculas.
En el caso de un NA de átomos también suele
llamarse átomo-gramo.
Es, por tanto, la masa atómica o molecular
expresada en gramos.
Definición actual: El mol es la cantidad de
sustancia de un sistema que contiene tantas
entidades elementales (átomos, moléculas, iones...)
como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 ( 12C).

Cálculo del número de moles.Si en M (masa atómica o molecular)(g) hay

1 mol
en m (g) habrá n moles.

m (g)
n (mol) = —————
M (g/mol)
Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá
en 100 g de dicha sustancia.

m (g)
100 g
n = ————— = ———— = 2,27 moles CO2
M (g/mol) 44 g/mol


Composición
centesimal
A partir de la fórmula de un compuesto
podemos deducir la composición centesimal de
cada elemento que contiene aplicandosimples
proporciones.
Sea el compuesto AaBb.
M (masa molecular) = a·Mat(A) + b·Mat(B)
M (AaBb)
a·Mat(A)
b·Mat(B)
———— = ———— = ————
100
% (A) % (B)
La suma de las proporciones de todos los

elementos que componen una sustancia debe
dar el 100 %.

Ejercicio: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12g
de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl 2 se disociaran para dar átomos
de cloro, ¿Cuántosátomos de cloro atómico se obtendrían?

La masa molecular de Cl2 es 35,45 · 2 =70,9 u. Luego un
mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay:
12 g

= 0,169 moles de Cl2
70,9 g/mol
Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 moléc.
0,169 moles contienen:
0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas/mol =
= 1,017 · 1023 moléculas Cl2
1,017·10 moléc. Cl2 · 
23

2 át. Cl
= 2,034·1023 át. Cl
moléc. Cl 2Ejemplo: Calcular el % de plata, nitrógeno y
oxígeno que contiene el nitrato de plata.

M (AgNO3) = 107,9 u +14,01 u + 16,00 u • 3 =

169,91 u ; M (AgNO3) = 169,91 g/mol
169,91 g (AgNO3) 107,9 g (Ag) 14,01 g (N)
48,0 g O
——————— = ————— = ————— =
———
100
% Ag
%N
%O

107,9 g (Ag) · 100
% Ag = ———————— = 63,50 % de Ag
169,91 g (AgNO3)

14,01 g (N) · 100
% N = ———————— = 8,25 % de N
169,91 g (AgNO3)
48,0 g (O) ·100
% O = ———————— = 28,25 % de O
169,91 g (AgNO3)

Tipos de fórmulas
Molecular.
 Indica el nº de átomos existentes en cada molécula.

Empírica.
 Indica la proporción de átomos existentes en una sustancia.
 Está siempre reducida al máximo.

Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por

moléculas con dos átomos de H y dos de O.
 Su fórmula molecular es H2O2.
 Su fórmulaempírica es HO.

Ejercicio: Escribir las fórmulas empíricas de: a) Glucosa, conocida
también como dextrosa, cuya fórmula molecular es C6H12O6;
Óxido de nitrógeno (I), gas usado como anestésico, de fórmula
molecular N2O.
a) Los subíndices de la fórmula empírica son los

números enteros más pequeños que expresan la
relación correcta de átomos. Dichos números se
obtendrán dividiendo los subíndices dala fórmula
molecular por su máximo común divisor, que en este
caso es 6. La fórmula empírica resultante es CH2O.
b) Los subíndices en N2O son ya los enteros más bajos
posibles. Por lo tanto, la fórmula empírica coincide
con la molecular.

Cálculo de la fórmula empírica.
Supongamos que partimos de 100 g de sustancia.
Si dividimos el % de cada átomo entre su masa

atómica (A), obtendremos el...