Estequiometría
Facultad de CienciasMédicas
Lic. Raúl Hernández M.
1
Clases de compuestos
Un compuesto puede estar formado por iones
(compuestos iónicos) o moléculas (compuestos
covalentes o moleculares).
Compuesto
Iones
Moléculas
2
Un ion es un átomo que ha perdido o ganado
uno o más electrones (en general hasta un
máximo de 3) y por lo tanto tiene carga.
Pérdida de electrones
Ganancia de electrones
3
Cationes
Un átomo que ha perdido electrones tiene una
carga positiva puesto que el electrón es
negativo y es llamado catión.
Pérdida de electrones
4
Se forman en los metales por la pérdida de uno o
más electrones de valencia.
Esta perdida de electrones es llamada oxidación.
Na .
Mg:
: Al
Na+ + eMg2+ + 2 e-
.
Al 3+
+ 3 e-
sodio
magnesio
aluminio
5
Aniones
Un átomo que ha ganado electrones tiene carga
negativa y es llamado anión.
Ganancia de electrones
6
Los no-metales ganan electrones para adquirir la
configuración electrónica de gas noble.
Este proceso se conoce como reducción.
: Cl . + e-
: Cl : -
cloruro
: O : + 2e-
:O:
2-
óxido
:N . + 3e-
:N:
3-
nitruro
7
Compuestos
iónicos
Átomo
Catión
Pérdida eTransferencia
de eGanancia e-
Átomo
Compuesto Iónico
Anión
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Puesto que la fórmula de un compuesto da el
número relativo de átomos de cada elemento
presente, representa lo que se llama una unidad
fórmula.
Una unidad fórmula de un átomo de helio (He),
consiste de un átomo de helio.
Una unidad fórmula de gas hidrógeno, consiste
en una molécula de H2.
9
Una unidad fórmula de cloruro de sodio, (NaCl)
consiste de un ion sodio (Na+) y un ion cloruro
(Cl-).
En un compuesto molecular o covalente, los
electrones son compartidos por los átomos que
conforman el compuesto.
La fórmula de un compuesto da el número de
cada clase de átomos que conforman la unidad
fórmula.
10
Ejemplo de los diferentes tipos de compuestos
Tipos de Compuestos
Unidades Fórmula
Átomos
He
Moléculas
H2
Iones
Na+ , Cl-
11
Peso fórmula o molecular
El conocimiento de la escala de los pesos
atómicos, tal como se encuentran en la tabla
periódica, puede ser combinada con la
información obtenida de la fórmula de un
compuesto.
A partir de lo anterior, se puede calcular el peso
fórmula (o peso molecular) de un compuesto.
12
Esto se hace considerando el número de átomos
de la unidad fórmula del compuesto y los pesos
atómicos de los elementos.
El término peso fórmula es el término más
general, puesto que puede ser utilizado para
átomos, iones y compuestos que existen como
unidades fórmula.
El término peso molecular, se utiliza
frecuentemente para cualquier tipo de
compuesto.
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Considere los siguientes ejemplos en donde se
determina el peso fórmula de ciertos
compuestos, utilizando el peso atómico como se
encuentra en la tabla periódica.
– Calcule el peso fórmula de:
a. H2O
2.0158 g x
2H
2 x 1.0079 g = 2.0158 g
1O
1 x 15.999 g = 15.999 g
Total
18.0148 g
100 %
= 1 1.190 %
18.0148 g
15.999 g x
100 %
= 88.810 %
18.0148 g
10 0 %
14
b.
Ca(OH)2
1 Ca
2O
2 x 15.999 g = 31.998 g
2H
2 x 1.0079 g = 2.0158 g
Total
c.
1 x 40.08 g = 40.08 g
74.0938 g
Mg(NO3)2
1 Mg
1 x 24.312 g = 24.312 g
2N
2 x 14.006 g = 28.012 g
6O
6 x 15.999 g = 95.994 g
Total
148.318 g
15
El Mol
Un mol es un número de partículas, tal como lo
es una docena, de hecho, al mol se le ha
considerado como “la docena química”.
El valor exacto del número de partículas en un
mol es un valor muy grande.
Se utiliza la letra N para representar este número
de partículas. Se puede decir entonces, que así
como decimos que hay 12 naranjas en una
docena, que hay N átomos en un mol de átomos.
Así como hay 12 objetos o cosas, en una
docena, hay un número N de partículas en un
mol.
16
– Por ejemplo:
•
•
•
•
Un mol de átomos de sodio contiene N átomos de sodio.
Un mol de iones de sodio (Na+) contiene N iones de sodio.
Un mol de moléculas de agua contiene N moléculas.
Un mol de electrones contiene N electrones.
Tal como fue establecido previamente de que
todos los átomos de sodio tenían el mismo
promedio de masa, un mol de átomos de sodio
tendrá siempre la misma masa, un mol de
moléculas de agua tendrá siempre la misma
masa.
17
Así como la masa relativa de los átomos está
basada en el promedio del carbono-12,
igualmente es el mol. Esto es, el número N es el
número de átomos que hay en cierta cantidad
constante de carbono-12.
Esta cantidad es tomada como el peso atómico
del carbono-12 (12.0000) expresado en gramos.
Entonces, el número N es igual al número de
átomos que hay exactamente en 12 gramos de
carbono-12.
18
Ahora que ya se definió el mol, consideremos el
valor real de N. Se ha encontrado
experimentalmente, por difracción de rayos x y
otros métodos, que el número de átomos en 12
gr exactos de carbono-12 es 6.02 x 1023. Este
número es conocido como número de Avogadro.
Así un mol de unidades fórmula contiene 6.02 x
1023 de estas unidades, así sean átomos,
moléculas, grupos de iones o lo que sea.
La masa de 6.02 x 1023 unidades fórmula
(átomos, moléculas, iones, etc.) es por tanto el
peso fórmula expresado en gramos.
19
La masa de un mol de una sustancia en algunas
ocasiones se le llama masa molar.
El concepto de mol, nos da además una forma de
expresar el peso atómico, peso molecular o peso
fórmula como gramos por mol (g/mol).
Normalmente se usa más el término de peso
fórmula, aunque se conozca que la sustancia
exista en forma molecular.
Al realizar cálculos es importante tener en claro
los siguientes aspectos:
20
– El peso fórmula del átomo de hidrógeno (H) es 1.0079
– El peso fórmula de la molécula de hidrógeno (H2) es
2.0158.
– Un mol de átomos de H = 1.0079 gr
– Un mol de moléculas de H2 = 2.0158 gr
– El peso fórmula del NaCl es 58.5 por lo tanto un mol de
NaCl es 58.5 gr.
Calcular el número de moles de NaOH en 85.0 gr
de NaOH
– Solución: El peso fórmula del NaOH es 40.0; por tanto
hay 40.0 g en un mol.
21
– Entonces, el número de moles en 85.0 gr de NaOH se
calcula como
85 gr N aO H x
1 m ol N aO H
 2.12 m ol N aO H
40.0 gr N aO H
Calcular la masa en gramos de 0.720 moles de
Ca3(PO4)2
– Solución: El peso fórmula del Ca3(PO4)2 es 310 gr.
Entonces la masa de 0.720 moles se calcula como
0.720 m ol C a 3 (P O 4 ) x
310 gr C a 3 (P O 4 )
1 m ol C a 3 (P O 4 )
 223 gr C a 3 (P O 4 )
22
Calcule el número de moléculas que hay en 24.5 gr
de CO2
24.5 gr C O 2 x
1 m ol C O 2
x
6.02 x 10
44.0 gr C O 2
23
m oléculas C O 2
=
1 m ol C O 2
3.35 x 10
23
m oléculas C O 2
Calcular la masa en gramos de un átomo de carbono12.
1 átom o
12
Cx
1 m ol
6.02 x 10
23
12
C
átom os
12
x
C
12 gr
1 m ol
12
= 2.0 x 10
-23
gr
C
23
Calcular la masa en kilogramos de 3.25 mmoles de H2O.
3.25 m m ol H 2 O x
1 m ol H 2 O
3
x
1 x 10 m m ol H 2 O
18 gr H 2 O
1 K g H 2O
x
1 m ol H 2 O
1000 gr H 2 O
-5
= 5.85 x 10 K g H 2 O
Calcular el número de átomos de hidrógeno en 0.25 mg de
H 2.
0.25 m g H 2 x
6.023 x 10
23
1 gr H 2
x
3
1 x 10 m g H 2
m oléculas H 2
1 m ol H 2
x
1 m ol H 2
x
2 gr H 2
2 átom os H
= 1.5 x 10
20
átom os de H
1 m olécula H 2
24
Estequiometría
El término estequiometría se emplea para
designar el cálculo de las cantidades de las
sustancias que participan en las reacciones
químicas.
Cuando se conoce la cantidad de una sustancia
que toma parte en una reacción química, y se
tiene la ecuación química balanceada, se puede
establecer las cantidades de los otros reactivos
y productos.
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Estas cantidades pueden darse en moles, masa
(gramos) o volúmenes (litros).
Este tipo de cálculos es muy importante y se
utilizan de manera rutinaria en el análisis
químico y durante la producción de las
sustancias químicas en la industria.
26
Método de la relación molar
Se conocen varios métodos para resolver
problemas estequiométricos, uno es el método
molar o de la relación molar.
La relación molar es una relación entre la
cantidad de moles de dos especies cualesquiera
que intervengan en una reacción química. Por
ejemplo, en la reacción
– 2H2 + O2  2H2O
Sólo hay seis relaciones molares que se aplican.
Estas son:
2 m ol H 2
2 m ol H 2
1 m ol O 2
1 m ol O 2
2 m ol H 2 O
2 m ol H 2 O
1 m ol O 2
2 m ol H 2 O
2 m ol H 2
2 m ol H 2 O
2 m ol H 2
1 m ol O 2
27
La relación molar es un factor de conversión
cuyo fín es convertir, en una reacción química, la
cantidad de moles de una sustancia a la cantidad
correspondiente de moles de otra sustancia.
Por ejemplo, si deseamos calcular la cantidad de
moles de H2O que se pueden obtener a partir de
4.0 mol de O2, usaremos la relación molar
2 m ol H 2 O
1 m ol O 2
4.0 m ol O 2 x
2 m ol H 2 O
1 m ol O 2
= 8.0 m ol H 2 O
28
Cálculos Estequiométricos
A partir de la reacción anterior en la que reacciona el
hidrógeno más oxígeno para formar agua:
2H 2
2 (2 .0 1 5 8 gr) = 4 .0 3 1 6
+
1O 2
1 (3 1 .9 9 8 gr) = 3 1 .9 9 8 gr

2H 2O
2 (1 8 .0 1 4 8 gr) = 3 6 .0 2 9 6 g r
– Calcule, ¿cuántos moles de H2O se formarán a
partir de 3.55 moles de H2?
• Para responder a esta pregunta, se inicia el
procedimiento poniendo la cantidad dada por el
problema, es decir 3.55 moles de H2.
29
3 .5 5 m ole s H 2 x
2 m ole s H 2 O
2 m ol H 2
= 3 .5 5 m ole s H 2 O
– Calcule ¿cuántos moles de agua se formarán a partir de
2.12 moles de oxígeno?
2 .1 2 m ole s O 2 x
2H 2
2 (2 .0 1 5 8 gr) = 4 .0 3 1 6
+
2 m ole s H 2 O
1 m ol O 2
1O 2
1 (3 1 .9 9 8 gr) = 3 1 .9 9 8 gr
= 4 .2 4 m ole s H 2 O

2H 2O
2 (1 8 .0 1 4 8 gr) = 3 6 .0 2 9 6 g r
30
– ¿Cuántos moles de agua se requieren para que
reaccionen 0.254 moles de oxígeno?
0 .254 m oles de O 2 x
2 m oles H 2 O
1 m ol O 2
= 0.508 m oles H 2 O
– ¿Cuántos gramos de agua se producirán a partir de
0.75 moles de H2?
0.75 0 m oles de H 2 x
2H 2
2 (2 .0 1 5 8 gr) = 4 .0 3 1 6
+
36.0296 gr H 2 O
2 m ol H 2
1O 2
1 (3 1 .9 9 8 gr) = 3 1 .9 9 8 gr

= 13.5 gr H 2 O
2H 2O
2 (1 8 .0 1 4 8 gr) = 3 6 .0 2 9 6 g r
31
– ¿Cuántos mmoles de H2O se producirán a parir de
0.156 mg de oxígeno?
0 .1 5 6 m g O 2 x
1 g O2
1 m ol O 2
x
1000 m g O 2
3 1 .9 9 8 g O 2
2H 2
2 (2 .0 1 5 8 gr) = 4 .0 3 1 6
+
x
2 m oles H 2 O
x
1 0 0 0 m m oles d e H 2 O
1 m ol O 2
1O 2
1 (3 1 .9 9 8 gr) = 3 1 .9 9 8 gr
= 9 .7 5 x 1 0
-3
1 m ol H 2 O

m m ole s H 2 O
2H 2O
2 (1 8 .0 1 4 8 gr) = 3 6 .0 2 9 6 g r
32
33
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