PEMEX 4

RELACIONES DE MASA EN LAS REACCIONES QUIMICAS
1) Masa atómica
2) Número de Avogadro y masa molar de un
elemento
3) Masa molecular
4) Composición porcentual de los compuestos
5) Determinación experimental de fórmula empírica
6) Reacciones químicas y ecuaciones químicas
7) Cantidad de reactivos y productos
8) Reactivo limitante
9) Rendimiento de reacción

1)Masa atómica (peso atómico)
Masa de unátomo en unidades de masa atómica (uma)
(uma) = masa exactamente igual a un doceavo de la masa de átomo de C-12.
2) Número de Avogadro y masa molar de un elemento
El Mol= Un mol se define como la cantidad de una sustancia que contiene
tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como
átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12.
NA: 6.0221367 x 1023

1 mol de H2O =18 g
1 mol de O2 = 32 g
1 mol de NaCl = 58.5 g

3) Masa molecular (peso molecular)
Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos presentes en una molécula
Ejemplo:

PM del H2SO4 = (1.0079 x 2) + (32.064 x 1 ) + (15.9994 x 4)
= 98.0774 g/mol

Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.
La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua estácompuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

4. Composición porcentual de los compuestos

Composición porcentual de un elemento =

Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de
H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y
de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma:                                                                         

Estequiometría.- Es el término utilizado para referirse a todos los
aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones
químicas.
Peso Molecular

Es la suma de los pesos atómicos de todos
los átomos presentes en una molécula

Ejemplo: PM del H2SO4 = (1.0079 x 2) + (32.064 x 1 ) + (15.9994 x 4)
= 98.0774 g/mol
Mol

= 6.023 x 1023 átomos,iones, partículas
1 mol de H2O = 18 g
1 mol de O2 = 32 g
1 mol de NaCl = 58.5 g

Ejemplo:
Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)
1) Calculamos la masa molar del compuesto
Ni

2 x 58.69 =

117.38

C

3 x 12.01 =

36.03

O

9 x 16 =

144
297.41 g

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.
% Ni = 117.38
297.41 x 100
%C=

%O=

= 39.47%

36.03
297.41 x 100

= 12.11%144
297.41 x 100

= 48.42 %

Fórmula empírica y molecular
La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros
de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.
La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada
elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula
real.
Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la
molecular, excepto enlos casos de isomería muy frecuentes en
química orgánica.
Ejemplos:

Compuesto

Fórmula
molecular

Fórmula
empírica

Acetileno

C2H2

CH

Benceno

C6H6

CH

Formaldehído

CH2O

CH2O

Ácido acético

C2H4O2

CH2O

Glucosa

C6H12O6

CH2O

Dióxido de
carbono

CO2

CO2

Hidrazina

N2H4

NH2

E
n
1
0
0

Ejemplo:

g
El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar
es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y
d85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál
es su fórmula molecular?
e

PASO 1

p
r
o
p
i
l
e
n
o

 

Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes
como gramos.

En 100 g de propileno hay

14.3 g de H
h
85.7
g de C
a
y

PASO 2
Convertir los gramos a moles

1
4
.
3

14.3 g H ( 1 mol de  Hg ) =14.16 mol H
1.01 g H
d
e

H

85.7 g de C ( 1 mol de C ) =7.14 mol C12.01 g 85C
.
7

 

g
d
e

PASO 3
Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los
números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la
fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el
entero más pequeño que de por resultado otro entero.
H

14.6 = 2.04
7.14

C

7.14 = 1.0
7.14

FÓRMULA EMPÍRICA: CH2

PASO 4...