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Estequiometria

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
(YBa
2
Cu
3
O
7
; 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
H
2
O

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
H
2 O
2 O
3
H
2O NH
3 CH
4
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 N
2
líquido (-196
o
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 (AlBr
3
). La composición química ahora ha
cambiado.
N
2
Al
Br
2
2Al + 3Br
2
 2AlBr
3

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/cm
3
.
•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/cm
3
.

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
6
C + p ----->
14
7
N

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:
H
2 (g) + O
2 (g) -----> H
2O
(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 H
2 çg) + O
2 (g) -----> 2 H
2O
(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 (
1
H) = 1.6736x10
-24
g
m (
16
O) = 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,
12
C. De
esta forma, las masa anteriores son:
m (
1
H) = 1.6736x10
-24
g = 1.0080 uma
m (
16
O) = 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
12
C
13
C
14
C
Masas (uma) 12 (def)13.0033514.00317
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
35
Cl, cuya masa atómica es
34.969 uma, y 24.47 % de
37
Cl, 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 (H
2SO
4) = 2 (PA
1
H) + (PA
32
S) + 4 (PA
16
O)
= 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 (C
6H
12O
6)= 6 (PA
12
C) + 12 (PA
1
H) + 6 (PA
16
O)
= 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:
20
Ne (19.9924/90.92 %) y
22
Ne
(21.9914/8.82%).
Más aún, ha permitido descubrir
la existencia de un tercer
isótopo estable del Ne:
21
Ne
(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 2x10
23
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
12
C. Por experimentos
se encontró que dicho número es:
6.0221367x10
23
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
12
C = 6.02x10
23
átomos de
12
C
1 mol de moléculas de agua = 6.02x10
23
moléculas de H
2
O
1 mol de iónes nitrato = 6.02x10
23
iónes NO
3
-
1 mol de electrones = 6.02x10
23
electrones
1 mol de granos de arena = 6.02x10
23
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 C
6
H
12
O
6
.
Factores de conversión:
1 mol de C
6H
12O
6 = 6.02x10
23
moléculas de C
6H
12O
6.
1 molécula de C
6
H
12
O
6
= 6 átomos de C
átomos de C = (0.350 moles de C
6H
12O
6 )
•Calcular el número de átomos de O en 0.25 moles de Ca (NO
3
)
2
.

68. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
•La masa de un solo átomo de
12
C es de 12 uma, pero la de un solo
átomo de
24
Mg es de 24 uma, es decir el doble.
•Como un mol siempre es el mismo número de partículas, un mol de
24
Mg deberá tener el doble de masa que un mol de
12
C.
•Un mol de
12
C pesa 12 g (por definición), por tanto, un mol de
24
Mg
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
12
C pesa 12 uma; 1 mol de
12
C pesa 12 g
1 átomo de
24
Mg pesa 24 uma; 1 mol de
24
Mg pesa 24 g
1 átomo de
197
Au pesa 197 uma;1 mol de
197
Au 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 H
2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H
2O pesa 18.0 g
Un ión de NO
3
-
pesa 62.0 uma; 1 mol de NO
3
-
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 14.014.0 6.02x10
23
át. N
N
2 28.028.0 6.02x10
23
moléc. N
2
2(6.02x10
23
) át. N
Ag 107.9107.9 6.02x10
23
át. Ag
BaCl
2 208.2208.2 6.02x10
23
ud’s BaCl
2
6.02x10
23
iónes de Ba
2+
2(6.02x10
23
) iónes de Cl
-

70. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL

71. Hg
Fe
Cu
Br
2
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 6,02·10
23
átomos de
12
C

73. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL

18 gr H2O 1 mol de H2O 6,02·10
23
moléculas de
H2O
6,02·10
23
átomos de O
+
2*(6,02·10
23
)
=
1.204·10
24

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, C
6H
12O
6, hay en 538 g ?
• ¿Cuántos moles de NaHCO
3 hay en 5.08 g?

77. UNIDADES QUÍMICAS - EL MOL
•¿Cuál es la masa, en gramos, de 0.433 moles de C
6
H
12
O
6
?
•¿Cuál es la masa, en gramos, de 3.0x10
-5
moles de H
2
SO
4
?
•¿Cuántas moléculas de glucosa hay en 5.23 g de C
6H
12O
6?

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 sustanciamol mol
Corriente eléctrica amperio A
Intensidad luminosa candela cd

81. Prefijo Abrev Signif. Ejemplo
Prefijos Utilizados en el Sistema Métrico
Mega- M 10
6
1 megaton = 1x10
6
tons
Kilo- k 10
3
1 kilogramo (kg) = 1x10
3
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 cuadradom
2
Volumen metro cúbico m
3
Densidad kilogramo sobre
metro cúbico
kg/m
3
Fuerza newton N kg·m/s
2
Presión pascal Pa N/m
2
Energía joule J kg·m
2
/s
2
Carga eléctrica coulombio C A·s
Potencial eléctricovoltio 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 cm
2
1 d
2
1000 cm
3
1 L





 o bien
1 L
1000 cm
3




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 cm
3
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 cm
3
y en m
3
?.
•Si usted requiere utilizar 26.37 cm
3
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 (CM
3
):Densidad =
masa
volumen

89. La masa de un cuerpo se determina balanceando
su peso (w
o = m
og) frente al peso de una masa de
referencia conocida (w
r = m
rg).
picnómetrobalanza
Determina la masa
contenida en un
volumen definido:
la densidad.
termómetro
aforo
volumen
tapón
muestra
platillo
lector digital
panel control
Sustancia g/cm
3
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
0
C
T = 25 K
T = 45
0
F

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/cm
3
? (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 (H
2
SO
4
) al 38.08% es de 1.285
g/cm
3
. ¿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/cm
3
y la del agua
(H
2
O) de 0.98 g/cm
3
. ¿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.
1Todos los dígitos que no sea cero son significativos:
457 cm (tres c.s.);0.25 g (dos c.s.).
2Los ceros entre dígitos diferentes de cero son significativos:
1005 kg (cuatro c.s.);1.03 lb (tres c.s.).
3Los 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.).
4Los 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.).
5Cuando 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 10
4
usd (tres c.s.)
10,300 usd 1.030 x 10
4
uds (cuatro c.s.)
1.0300 x 10
4
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 cm
2
32 cm
2
. 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/cm
3
, ¿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)
1.000x10
3





?
11.2
760.0





(123.4)n(0.0821)(298.3)