las_sustancias_compuestas

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21-04-2011
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Compuestos Químicos
Profesora Fresia Orellana Alvarez
2011
La materia en la naturaleza está formada por mezclas de compuestos o de
elementos, en estas mezclas hay átomos, moléculas y/o iones.
Las moléculas se identifican mediante
una fórmula; la fórmula química indica
la composición de la sustancia
Los átomos se identifican mediante
símbolos.
Átomo representa a un elemento, es la partícula más pequeña que puede participar en un cambio
químico.
Unidades Fundamentales de la Materia
Molécula de Elemento → N2 ; O2 ; P4 ; S8
Molécula de Compuesto → CO2 ; NH4Cl ; Al(OH)3 ; CuSO4·5 H2O
Ión simple → Mo 5+ ; P 3
Ión compuesto → NH4
+ ; C r2O7
2
Ne ; Kr ; Cu ; Na
Molécula es un agregado de dos o más átomos que se han unido a través de un enlace químico.
Puede representar a un elemento o a un compuesto.
Ión es una especie con carga eléctrica, se forma cuando un átomo gana o pierde electrones, o
cuando se rompe un compuesto formado por enlace iónico.
Nomenclatura Compuestos Químicos (IUPAC)
Oxidos: están formados por un elemento metálico o no metálico unido a oxígeno, son
compuestos binarios (contienen dos elementos).
Compuestos Inorgánicos
Oxido de cobre II
Oxido de cobre I
Dihidróxido de hierro
Trihidróxido de hierro
CuO
Cu2O
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Bases o hidróxidos: se forman por la reacción de un óxido metálico con agua. Son compuestos
ternarios (contienen tres elementos)
NaOH
Dióxido de nitrógenoNO2
Hidróxido de sodio
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Acidos : existen dos tipos de ácidos
H2SO3 Acido sulfuroso
HNO3 Acido nítrico
NaClO4 Perclorato de sodio
HCl
- Acidos Ternarios: Contienen tres elementos, se forman por la reacción de un óxido de
un no-metal con agua.
Sales: Se forman en la reacción de un ácido con una base.
- Acidos binarios: Contienen dos elementos, se forman por la reacción de un no 
metal con hidrógeno.
H2S Acido Sulfhídrico
Acido clorhídrico
H2SO4 Acido sulfúrico
AlF3 Trifloruro de aluminio
Fe(NO2)2 Dinitrito de hierro
Grupo Funcional Fórmula Ejemplo
Alcoholes CnH2n+1OH CH3-CH2-OH Etanol
Eteres (CnH2n+1)2O CH3-O-CH2CH3 Metil-Etil-Eter
Cetonas (CnH2n+1)2CO Propanona
(Acetona)
Aldehidos CnH2n+1CHO Etanal
(Acetaldehido)
Acidos CnH2n+1CO2H CH3-COOH Acido Etanoico 
(Acido Acético)
Grupos Funcionales en Compuestos Orgánicos
Mol es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas que hay en
12,00 g del isótopo 12C.
- En 2 moles de Ca hay 2 6,022 1023 = 12,04 1023 átomos de calcio
Mol
- En 0,4 moles de H2O hay 0,4 6,022 10
23 = 2,41 1023 moléculas de agua
- En 0,5 mol de CO3
2 hay 0,5 6,022 1023 = 3,011 1023 iones CO3
2
No = 6,022 10
23 unidades/mol 
El mol es el número utilizado para calcular cantidades de átomos, de moléculas o de iones;
que participan en un cambio.
1 mol equivale a 6,022 1023 unidades
El mol es un número que representa una cantidad enorme de cosas pequeñas.
La cantidad de partículas (átomos, moléculas o iones) que hay en 1 mol se llama 
Número de Avogadro (No)
Masa Atómica o Peso Atómico (MA ó PA)
La Masa Atómica o PA de un elemento es el peso en gramos de un mol de átomos
del elemento.
La uma es la unidad de masa relativa de un elemento, llamada PA o MA. El patrón es el isótopo 12C
cuya masa es igual a 12,000 uma.
Dado que PAO = 15,999 uma, esto significa: 
- que 1 mol de átomos de oxígeno tienen una masa igual a 15,999 g 
-que 6,02 1023 átomos de oxígeno tienen una masa igual a 15,999 g
La masa atómica del oxígeno es 1,3333 veces la masa del 12C, luego la masa atómica del oxígeno
(PAO) es 15,999 uma. Este valor de masa atómica relativa es el PA del oxígeno que se encuentra en la
tabla periódica.
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Ejemplo. De una tabla periódica se obtiene que el peso atómico del cobre es 63,546 (uma)
a) Determine el número de moles que contienen 3,95 ∙ 1021 átomos.
63,55 3,95 ∙1021
X = = 0,42 (g)
6,022 1023
63,55 106
X = = 4,15 10 21 moles
6,022 1023
PACu= 63,55 uma
Un mol de átomos de cobre pesan 63,55 g
En 63,55 g de cobre hay 6,022 1023 átomos
1 mol 6,022 1023 átomos
x mol 3,95∙ 1021 átomos
1 3,95 1021
X = = 6,56 10 3 moles
6,022 1023
63,55 g de cobre 6,022 1023 átomos
X 3,95 ∙1021 átomos
b) Calcule la masa 3,95 ∙ 1021 átomos de cobre 
c) Calcule la masa de 106 átomos de cobre.
63, 55 g de cobre 6,022 1023 átomos
x g de cobre 106 átomos 
La masa molar (PM ó MM) de un compuesto es la masa, en gramos, de un mol de
unidades de fórmula de la sustancia. La unidad de la masa molar o PM es (g/mol).
Masa molar o Peso Molecular de una Sustancia Poliatómica
PM = 1 PAN + 3 PAH
1 mol de moléculas de NH3
1 mol de nitrógeno
3 moles de hidrógeno
1 vez el PAN (PAN= 14,0067 )
3 veces el PAH (PAH = 1,00794)
Ti OCH(CH3)2]4 PATi = 47,867 ; PAC = 12,0107 ; PAO = 15,9994 ; P H = 1, 00794 
1 mol de Ti OCH(CH3)2]4 tiene
PM = 1 PATi + 4 PAO + 12 PAC+ 28 PAH 
PM = 284,27 (g/mol)
1 mol de Ti
4 moles de O 
12 moles de C 
28 moles de H
1 vez el PATi
4 veces el PAO
12 veces el PAC
28 veces el PAH
= 1∙47,87 + 4∙16 + 12∙12,01 + 28∙1,01
= 1∙ 14,01 + 3∙1,01 = 17,03 (g/mol)
Para un químico la unidad mol es tremendamente conveniente debido a lo pequeña que son
las partículas que participan de un cambio químico.
Para una sustancia atómica
Pero no existe instrumento que mida directamente moles, por ello la cantidad de sustancia
en mol se puede evaluar a partir de otra cantidad medible, tal como la masa o el volumen.
Cálculo del número de moles (n) 
w (g)
n (moles) = 
PA
Cálculo de la cantidad de átomos
Atomos = n No
Para una sustancia molecular
Cálculo del número de moles (n) 
w (g)
n (moles) = 
PM Cálculo de la cantidad de moléculas (N)
N= n No
Cálculo de la cantidad de átomos
Atomos = N cantidad de átomo en unidad de fórmula
Ejemplo. Para el compuesto K3PO4. a) Calcular el peso molecular (MM ó PM) (PAK =
39,09; PAP= 30,97; PAO = 16). b) Calcule la cantidad total de átomos en 10 g de
compuesto.
a) PM = 3·PAK + 1·PAP + 4·PAO = 3·39,09 + 1·30,97 + 4·16 = 196,24 (g/mol)
b) w 10 (g)
ncompuesto = = = 0,051 (mol) 
PM 196,24 (g/mol) 
1 mol de compuesto 6,022 · 1023 moléculas
0,051 moles X
X = N = 3,07 · 1022 moléculas 
1 molécula K3PO4 8 átomos
3,07 · 1022 moléculas X
X = 2,46 · 1023 átomos totales
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Ejemplo. Tiene 5 g de Al2(SO4)3 (PAAl=26,98 ; PAS = 32,07 ; PAO=16).
a) Calcule los moles de oxígeno en esa cantidad de compuesto.
b) Calcule la cantidad de átomos de azufre en los 5 g de compuesto
c) Calcule la cantidad de moléculas en los 5 g del compuesto.
PM = 2· PAAl + 3 · PAS + 12 ∙PAO = 342, 21 (g/mol)
En 1 mol de moléculas Al2(SO4)3 hay 12 moles de átomos de O
b) En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 3 moles de átomos de S
a) w 5
ncompuesto = —— = ——— = 0,015 moles
PM 342,21
1 mol compuesto 12 moles de O
0,015 moles compuesto X
X = 0,175 moles de O
1 mol compuesto 3 ∙ 6,02∙1023 átomos de S
0,015 moles compuesto X
X = Cantidad de S = 2,71∙1022 átomos
3 ∙ 6,02∙1023 átomos de S
c) En 1 mol de compuesto 342,21 g de compuesto, hay 6,02∙1023 moléculas 
342,21 g de compuesto 6,02 ∙1023 moléculas
5 g x moléculas 
x = N = 8,80∙1021 moléculas
Leyes Fundamentales de la Química
Ley de Conservación de la Masa: En una reacción química ocurre reordenamiento de
átomos para formar sustancias diferentes, se conserva tanto la cantidad como el tipo de
átomos involucrados.
3 C(s) + 4 H2(g) C3H8(g)
PA = 12,01 PM = 2,02 (g/mol) PM = 44,11 (g/mol)
Se lee 3 moles de átomos de C + 4 moles de moléculas de H2 producen 1 mol de moléculas de C3H8
wCarbono = 3· 12,01 = 36,03 g wHidrógeno = 4· 2,02 = 8,08 g wPropano = 1· 44,11 = 44,11 g
44,11 g
Ley de las Composición Constante: La fórmula de un compuesto representa la
razón de átomos presentes en el compuesto, esta razón esen números enteros.
Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos o más elementos forman más de
un compuesto, en todos ellos habrá una razón diferente entre los átomos de los
elementos y esta razón es en números enteros.
En el compuesto Na2O la razón entre átomos de Na y de O es 2:1
En el compuesto C4H10 la razón entre átomos de C e H es 2:5
En el compuesto C4H10 la razón entre átomos de C e H es 2:5
En el compuesto C6H12 la razón entre átomos de C e H es 1:2
Representa el porcentaje en masa de un elemento en un compuesto.
Composición Porcentual de Compuestos (en Masa)
welemento
% Elemento = · 100 
wcompuesto
Conociendo la fórmula del compuesto y los PA de sus átomos constituyentes, también se puede
calcular la composición porcentual elemental.
Cantidad de átomoselemento · PAelemento
% Elemento = · 100
PMcompuesto
Mediante análisis de un compuesto es posible conocer la masa de cada elemento en el compuesto, a
partir de esta información se calcula el porcentaje de cada elemento en el compuesto.
Por ejemplo, el análisis de un compuesto reveló que 4 g (wcompuesto) de éste contienen:
Por ejemplo, según la fórmula 1 mol de compuesto C8H8O3, cuyo peso molecular es 152,14 (g/mol), contiene 8 moles
de C, 3 moles de O y 8 moles de H; es decir:
(PAC= 12,01, PAO =16, PAH = 1,008 )
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2 · PAN
% Nitrógeno = · 100
PMcompuesto
Ejemplo. De acuerdo al compuesto, (NH4)2CO3; calcule el porcentaje de nitrógeno que aporta el
compuesto. (PAN= 14; PAH=1,008; PAC= 12,01; PAO=16)
wF
% flúor = · 100 
wcompùesto
wcompuesto = wB + WF = 0,043 + 0,227 
Ejemplo: El análisis de un compuesto reveló que contiene 0, 043 g de boro y 0,227 g de flúor. Calcule 
el porcentaje de flúor en el compuesto.
= 0,27 g
0,227
= · 100 
0,27
= 84,07 % 
En 1 mol de (NH4)2CO3 hay 2 moles de N
PM = 78,042 (g/mol) 2∙PAN
2· 14
= ∙ 100
78,042
= 35,88 %
Fórmula Empírica y Fórmula Molecular
La química trata con sustancias (elementos o compuestos), ellas tienen una composición definida que se expresa por
un símbolo o una fórmula.
Composición FE FM
11.19 % H – 88.81 % O H2O H2O
La fórmula empírica (FE) informa la menor relación (en moles) de cada elemento en el compuesto,
se expresa en números enteros pequeños.
La unidad de fórmula de una sustancia es el grupo representado por la fórmula química de la sustancia, la fórmula
química contiene los tipos y las cantidades de átomos o iones que contienen una unidad de la sustancia.
A partir de las fórmulas y de los símbolos es posible interpretar las sustancias en término de los moles y de la masa
de sus componentes.
La fórmula molecular (FM) informa la relación (en moles) en una molécula de un compuesto.
Hay más de un tipo de fórmula química; la fórmula empírica y la fórmula molecular.
85,63 % C – 14,37 % H CH2 C7H14
En la dirección inversa a partir de información experimental acerca de la composición de la sustancia (masa o
moles) es posible obtener la fórmula o el símbolo de la sustancia.
5,93 % H – 94.07 %O HO H2O2
85,63 % C – 14,37 % H CH2 C4O8
1. Mediante análisis elemental se conoce la composición del compuesto. Puede estar expresado
en masa (g) de cada elemento o bien en porcentaje de cada elemento.
Determinación de la Fórmula Empírica (FE) de una sustancia
2. Se calcula los moles de cada componente.
w
n = 
PA
3. Se divide los moles de cada componente por el menor valor en moles obtenido.
En este último caso, se hace el porcentaje de cada elemento equivalente a la masa (g) de cada
elemento; es decir, se considera la masa del compuesto igual a 100 (g).
Si no se obtienen números enteros se multiplica por 2, por 3, por 4, ….etc., hasta que el
resultado de la cantidad de átomos de cada componente sea un número entero. Aquí no se puede
realizar aproximación a entero.
Con la información obtenida se escribe la FE.
Ejemplo. El análisis de un hidrocarburo indicó que contiene un 83,90 % de C y un 16,10
% de H. Determine la fórmula empírica del hidrocarburo.
PAC = 12,01 , PAH = 1,008
100 g de hidrocarburo
wC = 83,90 g 
wH =16,10 g 
wC 83,90
nC = —— = ——— = 6,986
PAC 12,01
6,986 
C = ——— = 1
6,986 
Atomos en la FE C = 1·2 = 2 H = 2,286·2 = 4,4,57
Atomos en la FE C = 1·3 = 3 H = 2,286 ·3 = 6,858
Atomos en la FE C = 1· 4 = 4 H = 2,286 ·4 = 9,144
Atomos en la FE C = 1· 5 = 5 H = 2,286 ·5 = 11,43
Atomos en la FE C = 1·6 = 6 H = 2,286 ·6 = 13,716
Atomos en la FE C = 1·7 = 7 H = 2,286 ·7 = 16,002
F.E. C7H16
wH 16,10
nH = —— = ——— = 15,968
PAH 1,008
Moles de cada componente
Moles de átomos de cada componente 
en la FE
15,968
H = ——— = 2,286
6,986
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Determinación de la Fórmula Molecular a partir de la Fórmula Empírica
1. Se debe conocer la masa molar o PM del compuesto. Este se ha determinado experimentalmente.
2. A partir de la fórmula empírica se determina el Peso fórmula (PF). Para esto se suman las masas
atómicas de los elementos que forman la FE.
3. Se calcula la razón PM/PF. Esta razón informa el múltiplo de fórmulas empíricas que están
contenidas en la fórmula molecular (FM).
4. Se multiplica el número entero por la FE para determinar la FM del compuesto.
Si el cálculo de la razón PM/PF no ha resultado un número entero, es necesario efectuar
aproximación al entero más próximo.
Ejemplo. La FE de un compuesto es CH2. El peso molecular del compuesto, evaluado experimentalmente, es 42,08
(g/mol). Determine la FM del compuesto. (PAC = 12,01 ; PAH=1,01)
PF = 1·PAC + 2· PAH = 12,01 + 2·1,01 PF = 14,03
Razón PM / PF = 42,08 / 14,03 Razón PM / PF = 2,99 3
FM 3 veces la FE FM C3H6
Ejemplo. El análisis de un mineral indicó que contiene: 59,76 % de Ag, 22,48 % de Sb y 17,76 % de
S a) Determine la fórmula empírica del mineral. b) El peso molecular del mineral es 1083,08
(g/mol), determine su fórmula molecular.
nAg = 0,554 mol nSb = 0,185 mol nS = 0,554 mol
0,554 0,185 0,554
Ag = = 2,99 = 3 Sb = = 1 S = = 2,99=3
0,185 0,185 0,185 
FE Ag3SbS3
Wmineral = wAg + wSb + wS 100 g de mineral
59,76 g de Ag
22,48 g de Sb
17,76 g de S
b) P.F. = 3·PAAg + 1·PASb + 3·PAS = 541,54 (g/mol)
PM 1083,08
Razón = = 2 
PF 541,54
F.M. 2 veces FE
F.M. Ag6Sb2S6
(PAAg= 107,87 ; PASb = 121,75 ; PAS = 32,06)
Cálculo de moles (n= w/MM) 
a)
Cálculo moles de átomos en FE
Estado Gaseoso
Los gases son el estado menos compacto (menos denso) y el que más fluye de los tres estados de
la materia.
Teoría Cinético- Molecular de los Gases
2. No existe fuerza de atracción entre las moléculas gaseosas, el espacio
entre ellas es muy grande.
3. Las moléculas gaseosas tienen alta energía cinética, por ello están en
constante movimiento.
4. Debido al movimiento al azar ellas pueden chocar entre sí o con las
paredes del recipiente que las contiene. Los choques de las moléculas
gaseosas son elásticos, no pierden energía cinética con el choque.
5. La energía cinética media de las moléculas gaseosas es la misma a una misma temperatura, el
valor de la energía cinética es directamente proporcional a la temperatura.
1. Los gases están formados por moléculas (monoatómicas y poliatómicas).
En el estado gaseoso las moléculas tienen alta energía cinética, se mueven a alta velocidad
ocupando todo el espacio que las contiene.
En general, bajo condiciones ambientales (25 C y 1 atm), las sustancias de
acuerdo al tipo de enlace que predomina en ellas se encuentran a los siguientes
estados:
- Los compuestos iónicos → estado sólido
Gas: término que se utiliza para identificar el estado de una sustancia que se encuentra en
estado gaseoso bajo las condiciones ambientales. Por ejemplo: N2, O2, O3, He, CO2,
HCl, NH3, etc.
Vapor: término que se utilizapara identificar a una sustancia que bajo las condiciones
ambientales se encuentra como líquido y como gas (vapor). Por ejemplo: H2O, C3H6O
(acetona), C2H5OH (etanol), etc.
- Los compuestos covalente polares → estado líquido y, pocos, al estado sólido
- Los compuestos covalente no-polares → estado gaseoso
- Los compuestos metálicos → estado sólido
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Presión de los gases.
La presión es la acción de un fuerza ejercida sobre una superficie (P = F / Area). En una
sustancia gaseosa la presión es ejercida por el impacto que ejercen las moléculas sobre las
paredes del recipiente que las contiene.
Temperatura en los gases.
La temperatura de un objeto se relaciona con la energía promedio de sus moléculas. A alta
temperatura mayor energía cinética y mayor velocidad de las partículas.
Para medir la presión se utilizan diversos instrumentos, el barómetro (de preferencia se usa
para medir la presión atmosférica), el manómetro y otros instrumentos que se denominan
simplemente ―medidor de presión‖.
En química la presión de los gases se expresa en (atm), como experimentalmente se mide
en (mmHg) o (torr), para efectuar la transformación de unidades se considera que:
Al disminuir la temperatura la energía promedio y la velocidad de las moléculas disminuye.
La temperatura a la cual se detiene el movimiento de las moléculas se llama el cero absoluto
y corresponde a 273.16 C . La temperatura se mide utilizando un termómetro. Para
transformar la temperatura de ºC a grados K (Kelvin) se usa la expresión:
1 (atm) = 760 (mmHg) = 760 (Torr) = 1,035 · 105 (Pascal)
T (K) = t ( C) + 273,16
Leyes de los Gases
Debido a que el volumen de un gas depende de la temperatura y de la presión, se
establecieron condiciones específicas para estas dos variables con el objeto de tener
condiciones de referencia para comparación.
De acuerdo a Avogadro, ―a igual presión y temperatura volúmenes iguales de gas
contienen igual cantidad de moléculas‖
Tnormal = 0 ( C) = 273 (K)
Condiciones Normales o estándar
Pnormal = 1(atm) = 760 (mmHg)
Bajo las condiciones anteriores, 1 mol de cualquier gas ideal ocupa un volumen de
22,4 (L), llamado volumen molar.
Vm = 22,4 (L) [ Volumen de 1 mol de gas a 273 (K) y 1 (atm) ]
A 0 (ºC) (273,15 K) y 1 (atm) (760 mmHg), muchos gases se comportan como gases
ideales.
1 mol de NH3 gas
- ¿Qué volumen ocupan 0,5 mol de NH3 gas bajo condiciones normales? 11,2 (L)
- ¿Qué volumen ocupan 2 moles de NH3 gas en condiciones normales? 44,8 (L)
En condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 (L)
- Si la masa molar (PM) de NH3 es 17,03 (g/mol), ¿Qué volumen ocuparan 4,26 g moles de amoniaco, medidos en
condiciones normales?
1 mol de NH3 17,03 g 22,4 L en condiciones normales
17,03 g de amoniaco 22,4 L
4, 26 g de amoniaco x
x = V = 5,6 L
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w
n = 
PM
w
d = 
V
Reemplazando en la ecuación de estado de un gas ideal se obtiene: w
P ∙ V = n ∙ R ∙ T = ∙ R ∙ T 
MM
P = Presión del gas en (atm), 1 (atm) = 760 (mmHg)
V = Volumen ocupado por el gas (L), 1 (L) = 1000 (mL)
n = Número de moles o moles de gas (mol); n = w / MM (PA ó PM)
T = Temperatura absoluta (K); T(K)= t(ºC) + 273,15
R = Constante universal de los gases, usando las unidades antes mencionadas la constante universal de los gases
tiene un valor igual a 0,082 (atm∙L/mol∙K)
Ecuación de Estado de un Gas Ideal
Es la ecuación que permite relacionar todas las variables relacionadas con los gases.
P∙V = n∙R∙T
Los gases debido a su alta energía cinética difunden a todo el espacio que los contiene,
luego se mezclan completamente (son miscibles).
Ley de Dalton de las presiones parciales (p) ; la presión total de una mezcla de gases
(Ptotal) es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas en la mezcla.
Mezcla de gases
La temperatura es 20 C 
y P = pgas1
Al matraz de 250 mL, que 
contenía gas 1 se añade gas 2. 
La temperatura es 20 C y 
Ptotal = pgas1 + pgas2
Matraz de 250 mL, 
contiene gas 1.
Cada gas que forma la mezcla ocupa todo el volumen del recipiente que contiene la mezcla.
Ptotal = pgas1 + pgas2 + pgas3 + …… = pgas i
Ejemplo. Un cilindro contiene 0,06 moles de CO2 gaseoso, la temperatura al interior del cilindro es
22 (ºC) y su presión es 720 (mmHg). Calcule el volumen de gas
n R T
V = = 
P 
n = 0.06 mol 
T = 22 + 273 = 295 (K) 
P = 720 / 760 = 0,95 (atm)
Ejemplo. Una balón de 250 mL contiene 0,23 (g) de gas, la presión es 1,3 (atm) y la temperatura es 20
(°C). a) Calcule el peso molecular del gas. b) Calcule la densidad del gas bajo esas condiciones.
a) 
w∙R∙T
PM = 
P∙ V
b) 
P·PM 
d = 
R·T
0,23·0,082·293
= 
1,3 ∙ 0,25
= 17,00 (g/mol
1,3·17,00
= = 0,92 (g/L)
0,082·293
0,06·0,082·295
—— = 1,53 L
0,95
En una ecuación química las sustancias iniciales, ubicadas a la izquierda de la ecuación
química, se llaman reactantes; las sustancias finales, que aparecen a la derecha de la
ecuación química, después de la flecha, se llaman productos.
Ecuación Química
Durante la reacción los reactantes (átomos, moléculas o iones) interaccionan entre sí y se
reordenan. Durante este reordenamiento hay ruptura y formación de enlaces, generando
los productos.
2 H2 + O2 2 H2O
- A ambos lados de la ecuación aparecen los mismos elementos.
- A ambos lados de la ecuación la misma cantidad en masa de los elementos
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Cambio Energético Asociado a un Cambio Químico
- Un proceso químico es exotérmico cuando libera calor
- Un proceso químico es endotérmico cuando consume calor
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) Hº = 572 (Kjoule)
2 PCl3 3 Cl2 + 2 P Hº = 640 (Kjoule)
Los reactantes y los productos se separan por flechas:
Habitualmente es conveniente indicar el estado físico de las especies
participantes: sólido (s), líquido (l), gas (g), acuoso cuando la especie está
disuelta en agua (ac).
para indicar que el cambio ocurre de izquierda a derecha (de reactante a
productos)
para indicar que el cambio ocurre en ambas direcciones (los reactantes se
convierten en productos y los productos se convierten en reactantes);
generalmente la flecha en ambas direcciones simboliza el equilibrio entre
reactantes y productos.
Ley de Conservación de la masa (Lavoisier)
―Cuando se produce un cambio químico no hay ganancia ni pérdida de masa”
La cantidad de masa de los reactantes es igual a la cantidad de masa de los
productos.
34,04 g 34,04 g
N2 + 3 H2 2 NH3
1 mol de N2 más 3 moles de H2 producen 2 moles de NH3
PM (g/mol) 28,01 2,01 17,02
Masa (g) 28,01 1 2,01 3 17,02 2
- Para cuantificar un cambio químico es necesario balancear o equilibrar la
ecuación química.
…KOH + … H2SO4 … K2SO4 + … H2O
Balance de Ecuación Química
- El balance o equilibrio de una ecuación se realiza colocando números delante
de las fórmulas o símbolos de las especies. Es conveniente primero balancear
los elementos que forman compuestos y al final los elementos puros.
- Como consecuencia de igualar la cantidad de átomos antes y después del
cambio, la ecuación está también balanceada en términos de la masa.
2 KOH + H2SO4 K2SO4 + 2 H2O
Sólo en una ecuación balanceada es posible efectuar cálculos estequiométricos
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Es la relación cuantitativa que se establece entre las cantidades de reactantes y de productos.
Este cálculo se basa en la ―Ley de Conservación de la Masa‖
Estequiometría
2 Cr(ClO4)3 + 3 K2CO3 6 KClO4 + Cr2(CO3)3
Ecuación estequiométrica: es una ecuación química balanceada en cantidad de
átomos y en cantidad de cargas eléctricas.
Coeficientes estequiométricos:
- Los coeficientes estequiométricos de la ecuación química balanceada están
expresados en moles de átomos, moles de moléculas o moles de iones.
- Siempre se debe elegir los números más pequeños posibles.
- Son los números que aparecen escritos delante de las especies en una
ecuación estequiométrica.
Especie Cr(ClO4)3 K2CO3 KClO4 Cr2(CO3)3
PM 302,36 138,21 122,55 284,03Coeficiente 2 moles 3 moles 6 moles 1 mol
Relación estequiométrica entre los participantes:
n Cr(ClO4)3 n K2CO3 n KClO4 n Cr2(CO3)3
2 3 6 1
2 Cr(ClO4)3 + 3 K2CO3 6 KClO4 + Cr2(CO3)3
Cantidad 4 moles
(disponible)
Ejemplo: Para efectuar la reacción anterior se coloca en el reactor 4 moles de Cr(ClO4)3
¿Cuánto se requiere del otro rectante y cuánto se producirán de los productos?
6 moles
(se requieren)
12 moles 
(se producen)
2 moles 
(se producen)
Participante Cr(ClO4)3 K2CO3 KClO4 Cr2(CO3)3
Moles Reactantes Moles Productos
Masa reactante
Volumen, a presión y temperatura conocidas,
de reactantes gaseosos
Masa producto
n = w / MM
n = P·V / R·T
w = n · MM
V = n · R·T / P
Volumen de productos gaseosos, 
a temperatura y presión conocida
… Ca3N2 + … H2O … Ca(OH)2 + … NH3
Ca3N2 + 6 H2O 3 Ca(OH)2 + 2 NH3
n Ca3N2 n H2O n Ca(OH)2 n NH3
1 6 3 2
2 C5H11OH(l) + 15 O2(g) 10 CO2(g) + 12 H2O(l)
... C5H11OH(l) + ... O2(g) …CO2(g) + ... H2O(g)
n C5H11OH n O2 n CO2 n H2O
2 15 10 12
- ¿Qué volumen de oxígeno, medido a 20 ºC y 1 atm, se requiere para hacer reaccionar
0,4 moles de etanol?
2 moles de etanol 15 moles de oxígeno
0,4 moles de etanol x
noxígeno = x = 3 moles
- ¿Qué masa de agua se produce a partir de 0,4 moles de etanol? (PMagua = 18 g/mol)
2 moles de etanol 12 moles de agua
0,4 moles de etanol x
nagua= x = 2,4 moles
n R T 3·0,082·293
Voxigeno = = —— = 72,08 L
P 1
wagua = n PM = 2,4 18 = 43,2 g
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b) 
0,82mol de Sb = n SbI3
2 2 
Ejemplo. En un reactor, se colocan 100 g de antimonio y suficiente yodo, para que
transcurra la reacción siguiente. a) Calcule los moles de yodo que reaccionan, b) Calcule
la masa de producto obtenido.
Sustancia Sb I2 SbI3
Masa Molar (PM ó PA) 121,75 253,81 502,46
Coeficientes (mol) 2 3 2
n Sb = w /PM = 100 /121,75 = 0,82 (moles)
n Sb = n I2 = n SbI3
2 3 2
a) 
0,82 mol de Sb = n I2
2 3
2 Sb(s) + 3 I2(s) 2 SbI3(s)
n I2= 0,82 · 3 /2 = 1,23 (mol)
nSbI3 = 0,82 · 2 / 2 = 0,82 (mol)
w SbI3 = n SbI3 · PM SbI3
w SbI3 = 0,82 · 502,46 = 412,02 (g)
Cuando se lleva a cabo una reacción química, la cantidad de producto obtenido puede ser
inferior a lo que se espera de la ecuación química balanceada.
Rendimiento de una Reacción Química
El rendimiento se expresa en porcentaje, y se calcula por:
Para verificar la efectividad o no de un proceso químico se calcula el rendimiento de la
reacción.
Esto puede ser debido a que ocurren reacciones laterales que consumen parte de los
reactantes o debido a que la reacción en cuestión no procede completamente bajo las
condiciones a la cual se realiza el proceso.
Ejemplo. Se hace reaccionar 0,33 moles de triyoduro de antimonio y la reacción procede según la
ecuación indicada más abajo. El peso de antimonio obtenido es 24,89 g. Calcule el rendimiento de la
reacción.
0,33 moles de SbI3 n Sb
2 2
2 SbI3(s) 2 Sb(s) + 3 I2(s)
Sustancia SbI3 Sb I2
PA ó PM 502,46 121,75 253,81
Coeficiente 2 2 3
n SbI3 n Sb n I2
2 2 3
n Sb debería obtenerse = 0,33 mol
w Sb debería obtenerse = 0,33 · 121,75 = 40,18 g
n SbI3 0,204
2 2
b) Calcule los moles de reactivo que no reaccionan. 
n SbI3 reacciona = 0,204 mol
n SbI3 no reacciona = 0,33 0,204 = 0,126 mol
0,204 n I2
2 3
n I2 obtenido = 0,306 mol
w I2 = n I2 · PM = 0,306 · 253,81 = 77,67 g
n SbI3 no reacciona = n SbI3 inicial n SbI3 reacciona 
2 SbI3(s) 2 Sb(s) + 3 I2(s)
n Sb obtenido = w Sb obtenido = 24,89 = 0,204 mol
PM 121,75
c) Calcule la masa de yodo obtenido.
n SbI3 n Sb n I2
2 2 3
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En una ecuación balanceada los reactantes y los productos intervienen de acuerdo a determinadas
proporciones, la alteración de esta proporción no permitirá que la reacción química transcurra
cuantitativamente de acuerdo a lo expresado en la ecuación balanceada.
Reactivo Limitante
Reactivo limitante: es el reactante que se
encuentra en proporción inferior a la
estequiométrica.
Reactivo en exceso: reactantes que se
encuentran en proporción superior a la
estequiométrica,
2 CO + O2 2 CO2
2 mol CO más 1 mol O2 producen 2 moles CO2
El reactivo limitante se consume totalmente
durante el proceso
El reactivo limitante indica la cantidad de
productos obtenidos y la cantidad de los
otros reactantes que se consumen.
Los reactantes en exceso no se consumen
totalmente y al final del proceso queda
algo de ellos que no reaccionan, se
encuentran mezclados con los productos.
Reactivo limitante CO
Reactivo en exceso O2
Cuando la proporción de los reactantes no es la adecuada, habrá uno de los reactantes que limite la
cantidad de producto que se debería obtener y habrá algo de los otros reactantes que al final del
proceso quede sin reaccionar o no se consuma de acuerdo a lo esperado.
-A menor valor de la razón calculada anteriormente esa especie es el R.L. y los otros
son reactantes en exceso.
a AA + b BB + c CC d DD + e EE
Cálculo del Reactivo Limitante
Reactante AA BB CC
Coeficiente a b c
Moles 
Disponibles
a’ b’ c’
Cálculo de la razón entre moles disponibles y coeficiente estequiométrico: 
Para especie AA a’ Para especie BB b’ Para especie CC c’
a b c
-Los cálculos estequiométricos se hacen en función de los moles disponibles del R.L.
Ejemplo. En la reacción de de neutralización de H3PO4 con Mg(OH)2 se obtiene
Mg3(PO4)2 y agua. a) Escriba la ecuación química de la neutralización. b) Si hace
reaccionar 8 moles de cada reactivo ¿Cuál de ellos actúa como reactivo limitante?. c)
Calcule los moles de reactivo en exceso al final de la reacción. d) Calcule los moles de
Mg3(PO4)2 producidos.
n Mg(OH)2 n H3PO4 n Mg3(PO4)2 n H2O
3 2 1 6
a) 3 Mg(OH)2 + 2 H3PO4 Mg3(PO4)2 + 6 H2O
Sustancia Mg(OH)2 H3PO4 Mg3(PO4)2 H2O
Coeficiente (mol) 3 2 1 6
Cantidad disponible 8 moles 8 moles - -
Reactivo limitante el Mg(OH)2
Reactivo en exceso el H3PO4
8 mol de Mg(OH)2 n H3PO4
3 2
n H3PO4 reacciona = 5,33 mol
n H3PO4 no reacciona = n H3PO4 inicial n H3PO4 reacciona 
n H3PO4 no reacciona = 8 5,33 = 2,67 mol
n Mg3(PO4)2 8 mol de Mg(OH)2
1 3 n Mg3(PO4)2 = 2,67 mol
b) Si hace reaccionar 8 moles de cada reactivo ¿Cuál de ellos actúa como reactivo limitante?.
3 Mg(OH)2 + 2 H3PO4 Mg3(PO4)2 + 6 H2O
c) Calcule los moles de reactivo en exceso al final de la reacción.
d) Calcule los moles de Mg3(PO4)2 producidos.