FB2S_QUIM2

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PRELIMINARES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de diciembre de 2011. 
Diseñada en Dirección Académica del Colegio de Bachilleres del Estado de Sonora 
Blvd. Agustín de Vildósola; Sector Sur. Hermosillo, Sonora, México 
La edición consta de 11,241 ejemplares. 
COLEGIO DE BACHILLERES 
DEL ESTADO DE SONORA 
 
Director General 
Profr. Julio Alfonso Martínez Romero 
 
Director Académico 
Mtro. Víctor Manuel Gámez Blanco 
 
Director de Administración y Finanzas 
C.P. Jesús Urbano Limón Tapia 
 
Director de Planeación 
Mtro. Pedro Hernández Peña 
 
 
QUÍMICA 2 
Módulo de Aprendizaje. 
Copyright ©, 2009 por Colegio de Bachilleres 
del Estado de Sonora 
todos los derechos reservados. 
Tercera edición 2012. Impreso en México. 
 
DIRECCIÓN ACADÉMICA 
Departamento de Desarrollo Curricular 
Blvd. Agustín de Vildósola, Sector Sur 
Hermosillo, Sonora. México. C.P. 83280 
 
 
COMISIÓN ELABORADORA: 
 
Elaborador: 
Nydia Gabriela Estrella 
 
Revisión Disciplinaria: 
Ramón Marcos Peralta Barreras 
 
Corrección de Estilo: 
Antonia Sánchez Primero 
 
Supervisión Académica: 
Mtra. Luz María Grijalva Díaz 
 
Diseño: 
Joaquín Rivas Samaniego 
 
Edición: 
Ana Isabel Ramírez Vásquez 
Bernardino Huerta Valdez 
Francisco Peralta Varela 
Joaquín Rivas Samaniego 
 
Coordinación Técnica: 
Claudia Yolanda Lugo Peñuñuri 
Diana Irene Valenzuela López 
 
Coordinación General: 
Mtro. Víctor Manuel Gámez Blanco 
 
 
 
 
3 PRELIMINARES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ubicación Curricular 
DATOS DEL ALUMNODATOS DEL ALUMNODATOS DEL ALUMNODATOS DEL ALUMNO 
Nombre: _______________________________________________________________ 
Plantel: __________________________________________________________________ 
Grupo: _________________ Turno: _____________ Teléfono:___________________ 
E-mail: _________________________________________________________________ 
Domicilio: ______________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
 
COMPONENTE: 
FORMACIÓN BÁSICA 
 
 
 
 
CAMPO DE CONOCIMIENTO: 
CIENCIAS EXPERIMENTALES 
 
 
HORAS SEMANALES: 
05 
 
 
 
 
CRÉDITOS: 
10 
 
 
 
4 
PRELIMINARES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 PRELIMINARES 
 
 
 
 
Presentación ..................................................................................................................................................... 7 
Mapa de asignatura .......................................................................................................................................... 8 
 
BLOQUE 1: APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE 
PROCESOS QUÍMICOS ......................................................................................................................... 9 
Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1. Mediciones de la materia .............................................................................................10 
• Medición ......................................................................................................................................................12 
• Sistema internacional de medidas .............................................................................................................12 
• Ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos ...................................................................................21 
• Composición porcentual y su relación con la fórmula mínima y molecular ..............................................31 
Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2. Estequiometria, economía y cuidado ambiental ..........................................................38 
• Reactivo limitante ........................................................................................................................................39 
• Rendimiento de una reacción .....................................................................................................................42 
• Cálculos estequiométricos, economía e impacto ambiental .....................................................................47 
 
BLOQUE 2: ACTÚA PARA DISMINUIR LA CONTAMINACIÓN DEL AIRE, 
DEL AGUA Y DEL SUELO .................................................................................................................... 53 
Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1. Contaminación: causas y efectos ................................................................................54 
• Los recursos naturales de nuestro país .....................................................................................................55 
• Contaminación ambiental ...........................................................................................................................58 
• Contaminación del agua, aire y suelo ........................................................................................................62 
• Contaminación en México ..........................................................................................................................72 
SecSecSecSecuencia didáctica 2uencia didáctica 2uencia didáctica 2uencia didáctica 2. Prevención y reducción de la contaminación ..............................................................76 
• Agresión química a la biósfera ...................................................................................................................77 
• Problemas ambientales globales ...............................................................................................................78 
• Prevención de la contaminación ................................................................................................................79 
 
BLOQUE 3: COMPRENDE LA UTILIDAD DE LOS SISTEMAS DISPERSOS ....................................... 87 
Secuencia didáctica Secuencia didáctica Secuencia didáctica Secuencia didáctica 1111. Mezclas homogéneas y heterogéneas ........................................................................88 
• Elemento, compuesto y mezcla .................................................................................................................90 
• Métodos de separación de mezclas ..........................................................................................................92 
Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2. Disolución, suspensión y coloide ................................................................................99 
• Disoluciones o soluciones ........................................................................................................................100 
• Clasificación de las disoluciones .............................................................................................................101 
• Una visión molecular del proceso de disolución .....................................................................................102 
• Factores que afectan la solubilidad .........................................................................................................103 
• Concentración de las disoluciones en unidades físicas de concentración ............................................103 
• Concentración de las disoluciones en unidades químicas .....................................................................108 
• Suspensiones ...........................................................................................................................................115 
• Coloides ....................................................................................................................................................115 
• Clasificación de los coloides ....................................................................................................................116• Propiedades de los coloides ....................................................................................................................116 
Secuencia didáctica 3.Secuencia didáctica 3.Secuencia didáctica 3.Secuencia didáctica 3. Ácidos y bases............................................................................................................121 
• Características de ácidos y bases ............................................................................................................. ¿?¿?¿?¿? 
• ¿Ácido o básico? ........................................................................................................................................ ¿?¿?¿?¿? 
• Reacción de neutralización y titulación ....................................................................................................129 
 
 
 
 
 
 
Índice 
 
 
6 
PRELIMINARES 
 
 
 
 
 
BLOQUE 4: VALORA LA IMPORTANCIA DE LOS COMPUESTOS DEL 
CARBONO EN SU ENTORNO ............................................................................................................ 133 
Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1. Estructura de los compuestos del carbono .............................................................. 134 
• Antecedentes de química orgánica ......................................................................................................... 136 
• Configuración electrónica y estructura .................................................................................................... 141 
• Tipos de cadena ...................................................................................................................................... 147 
• Isomería .................................................................................................................................................... 149 
Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2. Clasificación de los compuestos del carbono .......................................................... 153 
• Hidrocarburos .......................................................................................................................................... 154 
• Alcano ...................................................................................................................................................... 156 
• Alqueno .................................................................................................................................................... 162 
• Alquino ..................................................................................................................................................... 164 
• Hidrocarburos aromáticos ....................................................................................................................... 166 
• Concepto de grupo funcional .................................................................................................................. 171 
• Alcohol ...................................................................................................................................................... 173 
• Ácidos carboxílicos .................................................................................................................................. 176 
• Ésteres ..................................................................................................................................................... 179 
• Aldehídos y cetonas ................................................................................................................................. 180 
• Aminas ..................................................................................................................................................... 184 
• Amidas ..................................................................................................................................................... 185 
 
BLOQUE 5: IDENTIFICA LA IMPORTANCIA DE LAS MACROMOLÉCULAS 
NATURALES Y SINTÉTICAS .............................................................................................................. 191 
Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1Secuencia didáctica 1. Macromoléculas naturales ......................................................................................... 192 
• Macromoléculas, monómeros y polímeros ............................................................................................. 193 
• Composición química de los seres vivos ................................................................................................... ¿?¿?¿?¿? 
• Carbohidratos .......................................................................................................................................... 194 
• Lípidos ...................................................................................................................................................... 202 
• Proteínas .................................................................................................................................................. 208 
Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2Secuencia didáctica 2. Macromoléculas sintéticas ........................................................................................ 216 
• Clasificación de los polímeros según sus propiedades físicas .............................................................. 219 
• Impacto del uso de polímeros ................................................................................................................. 221 
 
 
Bibliografía........................................................................................................................................................ 223 
 
Índice (continuación) 
 
 
7 PRELIMINARES 
 
 
 
“Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y actitudes en un contexto específico”. “Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y actitudes en un contexto específico”. “Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y actitudes en un contexto específico”. “Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y actitudes en un contexto específico”. 
 
El enfoque en competencias considera que los conocimientos por sí mismos no son lo más importante, sino el uso que se hace de ellos en 
situaciones específicas de la vida personal, social y profesional. De este modo, las competencias requieren una base sólida de conocimientos y 
ciertas habilidades, los cuales se integran para un mismo propósito en un determinado contexto. 
 
El presente Módulo de Aprendizaje de la asignatura Química 2, es una herramienta de suma importancia, que propiciará tu desarrollo como 
persona visionaria, competente e innovadora, características que se establecen en los objetivos de la Reforma Integral de Educación Media 
Superior que actualmente se está implementando a nivel nacional. 
 
El Módulo de aprendizaje es uno de los apoyos didácticos que el Colegio de Bachilleres te ofrece con la intención de estar acorde a los nuevos 
tiempos, a las nuevas políticas educativas, además de lo que demandan los escenarios local, nacional e internacional; el módulo se encuentra 
organizado a través de bloques de aprendizaje y secuencias didácticas. Una secuencia didáctica es un conjunto de actividades, organizadas en 
tres momentos: Inicio, desarrollo y cierre. En el inicio desarrollarás actividades que te permitirán identificar y recuperar las experiencias, los saberes, 
las preconcepciones y los conocimientos que ya has adquirido a través de tu formación, mismos que te ayudarán a abordar con facilidad el tema 
que se presenta en el desarrollo, donde realizarás actividades que introducen nuevos conocimientos dándote la oportunidad de contextualizarlos en 
situaciones de la vida cotidiana, con la finalidad de que tu aprendizaje sea significativo.Posteriormente se encuentra el momento de cierre de la secuencia didáctica, donde integrarás todos los saberes que realizaste en las actividades 
de inicio y desarrollo. 
 
En todas las actividades de los tres momentos se consideran los saberes conceptuales, procedimentales y actitudinales. De acuerdo a las 
características y del propósito de las actividades, éstas se desarrollan de forma individual, binas o equipos. 
 
Para el desarrollo del trabajo deberás utilizar diversos recursos, desde material bibliográfico, videos, investigación de campo, etc. 
 
La retroalimentación de tus conocimientos es de suma importancia, de ahí que se te invita a participar de forma activa, de esta forma aclararás 
dudas o bien fortalecerás lo aprendido; además en este momento, el docente podrá tener una visión general del logro de los aprendizajes del 
grupo. 
 
Recuerda que la evaluación en el enfoque en competencias es un proceso continuo, que permite recabar evidencias a través de tu trabajo, donde 
se tomarán en cuenta los tres saberes: el conceptual, procedimental y actitudinal con el propósito de que apoyado por tu maestro mejores el 
aprendizaje. Es necesario que realices la autoevaluación, este ejercicio permite que valores tu actuación y reconozcas tus posibilidades, 
limitaciones y cambios necesarios para mejorar tu aprendizaje. 
 
Así también, es recomendable la coevaluación, proceso donde de manera conjunta valoran su actuación, con la finalidad de fomentar la 
participación, reflexión y crítica ante situaciones de sus aprendizajes, promoviendo las actitudes de responsabilidad e integración del grupo. 
 
Nuestra sociedad necesita individuos a nivel medio superior con conocimientos, habilidades, actitudes y valores, que les permitan integrarse y 
desarrollarse de manera satisfactoria en el mundo social, profesional y laboral o en su preparación profesional. Para que contribuyas en ello, es 
indispensable que asumas una nueva visión y actitud en cuanto a tu rol, es decir, de ser receptor de contenidos, ahora construirás tu propio 
conocimiento a través de la problematización y contextualización de los mismos, situación que te permitirá: Aprender a conocer, aprender a hacer, 
aprender a ser y aprender a vivir juntos. 
Presentación 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 2 
Bloque 1 
Aplica la noción de mol 
en la cuantificación de 
procesos químicos.
Secuencia didáctica 1. 
Mediciones de la 
materia.
Secuencia didáctica 2. 
Estequiometria, 
economía y cuidado 
ambiental. 
Bloque 2
Actúa para disminuir la 
contaminación del aire, 
del agua y del suelo. 
Secuencia didáctica 1. 
Contaminación: causas 
y efectos.
Secuencia didáctica 2. 
Prevención y reducción 
de la contaminación.
Bloque 3
Comprende la utilidad 
de los sistemas 
dispersos.
Secuencia didáctica 1. 
Mezclas homogéneas y 
heterogéneas.
Secuencia didáctica 2. 
Disolución, suspensión 
y coloide.
Secuencia didáctica 3. 
Ácidos y bases.
Bloque 4 
Valora la importancia de 
los compuestos del 
carbono en su entorno.
Secuencia didáctica 1. 
Estructura de los 
compuestos del 
carbono. 
Secuencia didáctica 2. 
Clasificación de los 
compuestos del 
carbono.
Bloque 5
Identifica la importancia 
de las macromoléculas 
naturales y sintéticas. 
Secuencia didáctica 1. 
Macromoléculas 
naturales
Secuencia didáctica 2. 
Macromoléculas 
sintéticas.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aplica la noción de mol en la cuantificación 
de procesos químicos. 
Unidad de competencia: 
Reconoce a la Química como parte de su vida cotidiana, tras conocer el progreso que ha tenido 
esta a través del tiempo y la forma en que ha empleado el método científico para resolver 
problemas del mundo que nos rodea, así como su relación con otras ciencias, que 
conjuntamente han contribuido al desarrollo de la humanidad. 
 
Atributos a desarrollar en el bloque: 
Durante el presente bloque se busca desarrollar los siguientes atributos de las competencias 
genéricas: 
 
3.2 Toma decisiones a partir de la valoración de las consecuencias de distintos hábitos de 
consumo y conductas de riesgo. 
4.1 Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, Matemáticas o gráficas. 
5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo cómo cada uno 
de sus pasos contribuye al alcance de un objetivo. 
5.2 Ordena información de acuerdo a categorías, jerarquías y relaciones. 
5.3 Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de 
fenómenos. 
5.4 Construye hipótesis y Diseña y aplica modelos para probar su validez. 
5.6 Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar 
información. 
6.1 Elige las fuentes de información más relevantes para un propósito específico y discrimina 
entre ellas de acuerdo a su relevancia y confiabilidad. 
6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus propios puntos de vista al conocer nuevas 
evidencias, e integra nuevos conocimientos y perspectivas al acervo con el que cuenta. 
7.1 Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimientos. 
8.1 Propone manera de solucionar un problema y desarrolla un proyecto en equipo, definiendo 
un curso de acción con pasos específicos. 
8.2 Aporta puntos de vista con apertura y considera los de otras personas de manera reflexiva. 
8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los 
que cuenta dentro de distintos equipos de trabajo. 
 
Tiempo asignado: 20 horas. 
 
 
 
 
10 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
Secuencia didáctica 1. 
Mediciones de la materia. 
 
Inicio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resuelve los siguientes cuestionamientos. 
Escribe frases que muestren el nivel de comprensión que tienes sobre lo siguiente: 
 
 
Símbolo:__________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
 
Elemento. 
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
 
Fórmula: 
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
 
Compuesto: 
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
 
Molécula: 
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
 
Ecuación: 
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
Actividad: 1 
 
 
 
 
11 
BLOQUE 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Evaluación 
Actividad: 1 Producto: Cuestionario. Puntaje: 
Saberes 
Conceptual Procedimental Actitudinal 
Identifica la terminología del 
lenguaje químico. 
Redacta definiciones. 
Realiza cálculos sencillos. 
Asume la importancia de los 
conocimientos previos de 
Química y de Matemáticas. 
Autoevaluación 
C MC NC 
Calificación otorgada por el 
docente 
 
 

 
Actividad: 1 (continuación) 
 Para preparar un pastel, en las instrucciones de la caja se indica que se agregue leche a la harina: 
235 mililitros de leche por cada caja de harina. Si se requiere preparar3.5 cajas de harina. ¿Qué 
cantidad de leche se debe utilizar? 
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
 
Menciona tres propiedades que puedas medir de la materia, por ejemplo; volumen: 
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________ 
 
¿Cuántos átomos de fósforo, calcio y oxígeno hay en la siguiente expresión?: 3Ca
3
(PO
4
)
2 
Ca 
_________________P _______________O ___________________. 
 
 
12 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
Desarrollo 
 
Medición. 
 
La observación de los fenómenos de cualquier tipo, es en general incompleta, a menos que 
se cuente con información cuantitativa. La finalidad de la observación, comúnmente, es 
obtener una medida cuantitativa de los fenómenos; es decir, una relación que indique la 
magnitud del suceso que se está observando. Para obtener dicha información, se requiere la 
medición de las propiedades de la materia. Así, la medición constituye una parte importante 
de la rutina diaria del químico experimental. 
 
La medición es la técnica por medio de la cual se le asigna un valor numérico a una propiedad de los materiales, 
como resultado de una comparación de dicha propiedad con otra similar tomada como patrón, la cual se ha 
adoptado como unidad. El patrón que permite realizar las mediciones se conoce como unidad de medida y debe 
cumplir con tres condiciones básicas: ser inalterable (no puede cambiar con el tiempo ni en función de quién realice la 
medida), ser universal (puede ser utilizado en todos los países) y ser fácilmente reproducible. 
 
El resultado de medir es conocido como medida y al proceso de medir como medición. 
Al realizar una medición, se debe tener cuidado para no alterar el sistema que se 
observa. De todas formas, hay que considerar que siempre las medidas se obtienen 
con algún tipo de error, ya sea por las imperfecciones del instrumental o los errores 
experimentales, así como aquellos de carácter humano. Cuando una medición se 
concreta a través de un instrumento de medida, se habla de una medición directa. En 
cambio, en los casos en que no existe el instrumento adecuado porque el valor a medir 
es muy grande o muy pequeño, por ejemplo la distancia entre galaxias o el número de 
moléculas contenidas en un litro de agua, la medición se realiza a través de una 
variable que permite calcular otra distinta. En estos casos, se dice que la medición es 
indirecta. 
 
Sistema internacional de medidas. 
 
 
A cada momento. en las actividades cotidianas, se presenta la necesidad de cuantificar 
magnitudes, volumen de agua, cantidad de harina para preparar 50 tortillas, nivel de azúcar 
en sangre, presión arterial, energía que aporta un alimento, etcétera. En cada caso se ha 
establecido una unidad diferente para medir. 
 
 
Desde siempre, el hombre ha establecido distintas formas de medir. Por ejemplo, en la 
antigua Escocia se determinó como unidad de medida la pulgada, que correspondía al ancho de un dedo pulgar e 
incluso un rey llegó a definirla como el promedio del ancho de tres pulgares: un gordo, uno mediano y uno delgado. 
Hoy una pulgada equivale a 2.54 cm. Por otra parte, en Inglaterra la pulgada se definió en algunas ocasiones como la 
longitud de cuatro granos de cebada y como tres en otra. La unidad de longitud llamada pie estaba relacionada con 
el tamaño del pie de un hombre, pero en lugares diferentes esta unidad de medida equivalía a 10, 12, 13 e inclusive a 
17 pulgadas modernas. Luego se acordó su equivalencia con 30.5 cm. Esta imprecisión y variedad de unidades 
generó la necesidad de unificar las medidas, ya que cada lugar tenía su propia forma de hacerlo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
¿Qué sucedía cuando había intercambios comerciales entre lugares 
con diferentes unidades de medida? 
¿Cuál unidad era la que debería usarse? 
 
Glosario: 
Medir es contar, comparar 
una unidad con otra, dar una 
valoración numérica, asignar 
un valor, asignar números a 
todos los objetos. 
 
 
 
 
13 
BLOQUE 1 
 
 
Para medir una magnitud pueden utilizarse muchas unidades. Por ejemplo, para medir 
masas se pueden utilizar miligramos, kilogramos, toneladas, etc. Cada país 
antiguamente, media en una unidad diferente, así que para unificar las unidades de 
medida de todos los países del mundo se creó el Sistema Internacional de medidas 
(S.I.). 
 
 
A partir de 1790, la Asamblea Nacional Francesa, hizo un encargo a la Academia 
Francesa de Ciencias para el desarrollo de un sistema único de unidades. El 
establecimiento internacional del Sistema Métrico Decimal comenzó en 1875 mediante el 
tratado denominado la Convención del Metro. En 1960 la 11ª Conferencia General de 
Pesas y Medidas estableció definitivamente el S.I., basado en 6 unidades fundamentales: 
metro, kilogramo, segundo, ampere, Kelvin y candela. En 1971 se agregó la séptima 
unidad fundamental: el mol, que hace referencia a la cantidad de sustancia. 
 
 
 
Unidades químicas. 
 
El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos, moléculas o iones. Los 
átomos, iones y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del 
tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de 
agua. En vez de hablar de trillones de partículas, es mucho más simple usar el mol 
como una unidad que agrupe a esta cantidad de unidades más pequeñas. En forma 
cotidiana se utilizan unidades parecidas al mol y como ejemplo tenemos a la unidad 
docena, la cual usamos para expresar una agrupación de 12 unidades, o las 
unidades trío, centena, millar, etc. 
 
 
Mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como 
átomos hay en exactamente 12 gramos de isótopo de carbono 12 (que son los 
átomos de carbono más abundantes en la Naturaleza). Pero, ¿Cuántos átomos están 
contenidos en 12 gramos de esos átomos de carbono? 
 
 
Determinado experimentalmente, la respuesta es verdaderamente asombrosa: existen 
6.022 x 10
23
 átomos, o sea ¡602 200 000 000 000 000 000 000! átomos, es decir, 
¡seiscientos dos mil doscientos trillones de átomos! De esta manera se dice que la 
cantidad de una sustancia que contiene 6.022 x 10
23
 partículas (átomos, moléculas, iones, 
electrones, etc.) es un mol de partículas de dicha sustancia. Este número es conocido 
como Número de Avogadro en honor al científico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856). 
 
Su símbolo: N
A
 = 6.022 x 10
23
 y representa a una constante física. 
 
1 mol de cualquier sustancia o cosa, contiene 6.022 x 10
23
 partículas (átomos, moléculas, 
iones) o lo que sea a lo que se refiera. 
1 mol=6.022 x 10
23
 partículas 
 
De esta manera, un mol de aluminio (Al) estará formado por 6.022 x 10
23
 átomos de aluminio; en tanto que un mol de 
agua (H
2
O) contiene 6.022 x 10
23
 moléculas de agua o un mol de iones Ca
++
, tiene 6.022 x 10
23
 iones de Ca, pero a su 
vez se puede decir que en esa mol de Ca
++
, hay dos moles de carga positiva o bien, 2 x 6.022 x 10
23
 cargas positivas. 
La unidad de mol se refiere a un número fijo de “unidades” cuya identidad se debe especificar, indicando si se refiere 
a un mol de átomos,de moléculas o de otras partículas. Así: 
Unidades básicas del sistema 
internacional de unidades. 
Magnitud Nombre Símbolo 
Longitud Metro M 
Masa Kilogramo Kg 
Tiempo Segundo S 
Intensidad 
de corriente 
eléctrica 
Ampere A 
Temperatura Kelvin K 
Cantidad de 
sustancia 
Mol Mol 
Intensidad 
luminosa 
Candela Cd 
Antiguas unidades. 
 
Amadeo Avogadro. 
 
 
14 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
 
 El helio es monoatómico: 1 mol de He = 6,022 x 1023 átomos de He 
 El hidrógeno es diatómico: 1 mol de H
2
 = 6,022 × 10
23
 moléculas de H
2
 o 2 x 6.022 x 
10
23
 átomos de hidrógeno. 
 El sulfato de amonio es poliatómico: 1 mol (NH
4
)
2
SO
4
 = 6,022 × 10
23
 moléculas de 
(NH
4
)
2
SO
4
. 
 El ion sodio Na+1: 1 mol de ion Na+1 = 6,022 × 1023 iones de sodio. 
 
No existen instrumentos para cuantificar directamente moles de sustancia (no podemos 
contar una a una tantas partículas); pero sí para medir la masa. Debido a esto, lo que se 
cuantifica es la masa de fracciones, uno o varios moles. 
 
En la actualidad, los valores de las masas atómicas, se determinan por medio de un 
espectrómetro de masa o espectrógrafo de masas, el cual fue inventado por Francis 
William Aston en 1920. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
En el espectrómetro de masas las partículas cargadas (ionizadas) inciden en un área en la que existe un campo 
magnético que las desvía hacia el área de detectores. El radio de curvatura depende del cociente entre carga y masa 
de cada partícula. 
 
La masa de la mayoría de los objetos se mide tomando como unidad el kilogramo. Así, las 
cantidades que resultan de esta medición son manejables; es decir, no son muy grandes ni 
muy pequeñas. Pero ¿Cómo utilizar el kilogramo para pesar cosas tan minúsculas como los 
átomos? Se obtendrían cifras extraordinariamente pequeñas. 
 
Cuando en la tabla periódica se lee masa atómica, se habla de una masa atómica relativa 
de los elementos, ya que se obtiene en base a una comparación con una unidad de referencia. No se puede pesar la 
masa del átomo individualmente; lo que se puede hacer es calcular la abundancia relativa de cada isótopo. Todos los 
elementos de la tabla periódica se derivan de sus isótopos que se forman en la naturaleza. 
 
Para determinar las masas atómicas de los elementos se toma como base el carbono 12 (el isótopo más abundante 
del carbono), al que se le asigna un valor exacto de 12. Esto quiere decir que la unidad a utilizar corresponde a la 
doceava parte de la masa del átomo de dicho isótopo. 
 
La unidad de referencia se llama; uma, que quiere decir unidad de masa atómica. Equivale a una doceava parte de la 
masa del núcleo del átomo del isótopo más abundante del carbono: el 
12
C. Esta unidad de masa atómica 
corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno) y se considera también, 
equivalente a la masa de un neutrón. 
 
Masa del protón =1.6726 × 10
-27
 Kg 
Masa del neutrón =1.675 X 10
-27
 Kg 
Notación exponencial 
 
Cuando hay que manejar cifras 
muy grandes o muy pequeñas, 
con gran cantidad de ceros, es 
habitual emplear la notación 
exponencial o, lo que es lo 
mismo, en vez de escribir todos 
los ceros se expresa el número 
como una base elevada a un 
exponente. Pueden existir dos 
situaciones: 
•Cuando el exponente es 
positivo (10
+n
), la cifra equivale a 
escribir 1 seguido de n ceros. 
Por ejemplo, 10
2
 es lo mismo 
que 100. 
•Cuando el exponente es 
negativo (10
-n
), n indica el 
número de ceros que anteceden 
al 1, considerándose como 
entero el primer cero y 
poniéndose la coma a 
continuación de éste. Por 
ejemplo 10
-2
 es lo mismo que 
0,01. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
BLOQUE 1 
1 uma = 1.67 x 10
-27
 kg 
1 g = 6.022 x 10
23
 uma = 1 mol de protones = 1 mol de neutrones 
En el átomo de carbono se tiene una masa atómica = 12 uma, por lo que: 
1mol de átomos de carbono = 6.022 x 10
23
 átomos de carbono = 12 x 6.022 x 10
23
 umas = 12 x 1g = 12g. 
Relación entre la masa, número de moles y átomos de un elemento. 
 
 
 
 
 
 
 
Este resultado se puede utilizar para determinar la relación entre unidades de masa atómica y gramos. Debido a que 
la masa de cada átomo de C
12
 es exactamente 12 uma, el número de gramos equivalente a 1 uma es: 
 
 
 
 
En consecuencia: 1 uma= 1.661 x 10
-24
 g por lo que g = 6.022 x10
23
 uma 
Este ejemplo demuestra que el número de Avogadro se puede utilizar para convertir unidades de masa atómica a 
masa en gramos, y viceversa. 
Los conceptos de número de Avogadro y masa molar, permiten efectuar conversiones entre masa y moles de átomos, 
entre número de átomos y masa, así como para calcular la masa de un solo átomo. Para estos cálculos se emplearán 
los siguientes factores multiplicadores unitarios: 
 
Donde X representa el símbolo de un elemento. 
 
Masa fórmula: es la suma de las masas atómicas expresada en unidades de masa atómica (uma) de los elementos 
indicados en la fórmula química. 
 
La fórmula H
2
O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de 
hidrógeno y uno de oxígeno. Su masa fórmula es la suma de la masa del átomo de hidrógeno (1.00794 uma) 
multiplicado por el número de veces que aparece en la fórmula (subíndice 2) más la masa de un átomo de oxígeno 
(15.999 uma), por tanto, la masa fórmula del H
2
O es 18.01528 uma. Generalmente se expresa el valor en número 
entero (redondeo); así la masa fórmula del agua es 18 uma, de hecho el redondeo se puede implementar desde el 
dato numérico de la masa del átomo. 
Para calcular la masa molar de un elemento es necesario conocer su masa atómica, y para ello se utiliza la tabla 
periódica de los elementos. Como las masas atómicas son números fraccionarios, para facilitar su manejo se 
redondea el valor obtenido de la tabla periódica, al entero más próximo. Si el número está 0.0, 0.1, 0.2, 0.3 se 
redondea al entero inmediato inferior, si es 0.4 o 0.5 se deja como 0.5 y si es 0.6, 0.7, 0.8, 0.9 se redondea al entero 
inmediato superior. Por ejemplo, el silicio (Si) tiene una masa atómica de 28.09 uma, por lo que se aproxima a 28 
uma. 
 
 
 
16 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
Fórmula Elemento Peso o 
masa 
atómica 
Peso 
o masa 
atómica 
aproximada 
Número 
de átomos 
Pesos 
totales de 
cada 
elemento 
Masa 
fórmula 
 
NaOH Na 
O 
H 
22.9897 
15.9994 
1.00794 
23 uma 
16 uma 
 1 uma 
1 
1 
1 
23 
16 
1 
 
40 uma 
Al
2
(Cr
2
O
7
)
3 
Al 
Cr 
O 
26.9815 
51.9961 
15.9994 
27 uma 
52 uma 
16 uma 
2 
6 
21 
54 
312 
336 
 
702 uma 
 
Masa molar: es la masa en gramos de un mol de átomos, moléculas o partículas de una sustancia; se representa con 
las unidades de gramos sobre mol (g/mol). Para todos los elementos (excepto los que se presentan en la naturaleza 
como moléculas diatómicas, como H
2
, Cl
2
) la masa molar es la masa en gramos numéricamente igual al peso atómico 
del elemento en unidades de masa atómica. Por ejemplo, el peso atómico del Ca es 40 uma, por lo que su masa 
molar es 40 g/mol. 
 
Elemento Masa 
atómica 
(uma) 
Masa atómica 
(aproximada) 
Masa molar 
(gramos) 
Cantidad de 
átomos 
Ni 58.6934 59 59.00 6.022 x 10
23
 
C 12.0107 12 12.00 6.022 x 10
23
 
Fe 55.845 56 56.00 6 .022 x 10
23
 
Cl 35.453 35.5 35.50 6.022 x 10
23 
O 15.9994 16 16.00 6.022 x 10
23 
 
Para obtener la masa molar en los elementos de moléculas diatómicas se debe considerar que las partículas en un 
mol de ese elemento están constituidas por átomos. Por ejemplo, un mol de hidrógeno (H
2
) es una molécula formada 
por dos átomos de hidrógeno, así un mol de moléculas de H
2
 contiene 2 moles de átomos de hidrógeno. Por lo tanto, 
la masa molar de la molécula de H
2
 es el doble de la masa molar del átomo dehidrógeno; es decir 2 x 1 g = 2 g. 
 
Elemento Masa atómica 
(uma) 
Masa molar 
(gramos) 
Cantidad de 
moléculas 
H
2
 1 (1 x 2)= 2 6.022 x 10
23
 
Cl
2
 35.5 (35.5 x 2)= 71.0 6.022 x 10
23
 
 
1 mol = 6.022 x 10
23
 partículas = masa molar (gramos) 
 
 
 
 
 
17 
BLOQUE 1 
Para determinar el número de moles (n) de una sustancia se tiene entonces la siguiente formula: 
n = m/PM 
Donde: 
 
n= número de moles 
m= masa del elemento o compuesto en gramos 
PM= peso o masa del mol de átomos o de moléculas en gr/mol 
 
Con los datos conocidos hasta ahora se pueden realizar algunos cálculos, por ejemplo: 
 
a) ¿Cuántos átomos de hierro (Fe) hay en 170 gramos de hierro? 
 
Datos: 
 
Masa atómica del hierro = 56 uma 
Masa de 1 mol de hierro= 56.00 g/mol 
 
56.00 gramos de hierro  6.022 x 10
23
 átomos de hierro 
170 gramos de hierro  x 
 
Despejando X: 
 
X = 6.022 x 10
23
 átomos x 170 gramos de hierro 
 56.00 gramos de hierro 
X= 1.828107 x10
24 
átomos de hierro existen en 170 gramos de hierro. 
 
b) El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para obtener el latón (con cobre) y para recubrir el hierro con objeto 
de prevenir su corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0.356 moles de Zn? 
 
Debido a que la masa molar (peso atómico) del Zn en de 65 g, la masa (m) del zinc en 
gramos está dada por: 
 
1 mol de Zn  65 gramos de Zn 
0.356 moles de Zn  X 
X = 0.356 mol de Zn x 65.00 gramos de Zn 
 1 mol de Zn 
X= 23.14 gramos de Zn 
 
 
Por fórmula m=nPM 
Donde m= (0.356 mol) (65 gr/mol) 
 
Un factor de conversión es una relación que se deduce de la igualdad entre las unidades. Se usa de la siguiente 
manera: 
 
Unidad y datos conocidos
conocidosdatosdeunidad
deseadasUnidades
= Respuesta en unidades deseadas 
 
 
Mineral de hierro 
(Magnetita) 
 
Piezas de latón 
 
 
 
18 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
c) ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)? 
 
Masa atómica de Fe= 56 uma, Masa molar de Fe= 56.00 gramos 
 
Se utiliza el factor de conversión apropiado para obtener moles. 
25 g Fe 
Feg56.00
Femol1
= 0.446 moles de Fe 
 
Aplicando la fórmula: n=m/PM 
entonces, 
Femol/g.
Feg
n
0056
25
dando como resultado, n= 0.446 moles de Fe 
 
Volumen molar: al referirse a sustancias gaseosas resulta conveniente utilizar un término llamado volumen molar: “un 
mol de cualquier gas tendría el mismo volumen que un mol de otro gas en condiciones normales de temperatura y 
presión, también llamadas condiciones estándar TPN (0°C y 1 atm). El volumen de un gas que se comporta de 
manera ideal es directamente proporcional al número de partículas de gas presentes, si la temperatura y la presión se 
mantienen constantes. Esta relación es conocida como la Ley de Avogadro. La determinación experimental señala 
que bajo estas condiciones se tiene un volumen de 22.4 litros por mol de gas (22.4 l/mol). 
 
En la siguiente figura se muestra el ejemplo de un mol de argón (Ar), 1 mol de oxígeno (O
2
) y un mol de nitrógeno (N
2
). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cantidad: 1 mol 1mol 1 mol 
Masa: 40 g 32 g 28 g 
Número de 6.022x10
23 
6.022x10
23
 6.022x10
23
 
partículas 
Volumen: 22.4 l 22.4l 22.4l 
Presión: 1 atm 1 atm 1 atm 
Temperatura: 0°C 0°C 0°C 
 
 
 
 
 
 
 
 
Volumen molar 
Volumen que ocupa un 
mol de una sustancia.
En el caso de sólidos y 
líquidos, este volumen 
depende de su 
densidad.
En cambio, el volumen 
molar es el mismo para 
cualquier gas si las 
condiciones de presión 
y temperatura son las 
mismas; en condiciones 
normales,(1 atm y 0°C) 
el volumen molar de un 
gas es de 22.4 litros.
 
 
 
19 
BLOQUE 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Actividad: 2 
 En equipo, realicen los cálculos indicados en cada cuestionamiento. 
 
1. Calcula la masa fórmula de cada uno de los siguientes compuestos: 
 
a) Dióxido de azufre (SO
2
), uno de los responsables de la lluvia ácida 
 
 
 
 
b) Ácido ascórbico o vitamina C (C
6
H
8
O
6
) 
 
 
 
 
2. ¿Cuál es la masa molar del mercurio (Hg) y del ozono (O
3
)? 
Hg 
 
 
O
3 
 
 
3. ¿Qué volumen ocupan 43 moles de CO
2 
 en condiciones normales o estándar? 
 
 
 
 
 
 
20 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Evaluación 
Actividad: 2 Producto: Ejercicios. Puntaje: 
Saberes 
Conceptual Procedimental Actitudinal 
Distingue los conceptos de mol, 
masa fórmula, masa molar y 
volumen molar, así como la 
notación exponencial. 
Utiliza, en cálculos, los conceptos 
de mol, masa fórmula, masa 
molar, volumen molar a través de 
notación exponencial. 
Valora la importancia del mol 
para realizar cálculos químicos. 
Coevaluación 
C MC NC 
Calificación otorgada por el 
docente 
 
 
 
 
Actividad: 2 (continuación) 
 
4. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes elementos: As y 
Ni? 
 
 
 
 
5. ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos, 1.10 gramos de átomos de hidrógeno (H) o 14.7 
gramos de cromo (Cr)) 
 
 
 
 
6. Las feromonas son un tipo especial de compuestos secretados por las hembras de muchas especies de 
insectos con el fin de atraer a los machos para aparearse. Una de tantas feromonas tiene la fórmula molecular 
C
9
H
38
O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto hembra es alrededor de 1.0 x 10
-12
 
g
. 
¿Cuántas moléculas de feromona hay en esta cantidad? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
BLOQUE 1 
Ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos. 
 
Las ecuaciones químicas brindan información cualitativa (tipo de átomos) y cuantitativa 
(cantidades de reactivos y productos). Cada símbolo y cada fórmula representan una 
cantidad específica de elementos y de compuestos. 
 
La determinación de las cantidades de sustancia que participan en una reacción química 
se lleva a cabo mediante un análisis cuantitativo, haciendo uso de la estequiometría. Se 
llama así a la rama de la Química que estudia la medición de las cantidades de reactivos y 
de productos en una reacción química. Este cálculo es indispensable porque no es 
suficiente saber cuáles son los componentes (análisis cualitativo) de una sustancia, ya 
sea reactivo o producto, sino que es importante determinar en qué cantidad se les puede 
producir. Por ejemplo, la producción de refrescos y de la mayoría de los cosméticos debe 
prepararse en las cantidades exactas (cuantitativo), ya que pequeñas alteraciones en 
esas cantidades pueden ocasionar grandes pérdidas o demandas legales contra las 
empresas fabricantes por los daños ocasionados. Por ello, conocer la composición de las 
sustancias y calcular sus reacciones, es una tarea fundamental de los químicos. 
 
Los cálculos estequiométricos se refieren a las relaciones cuantitativas que se establecen 
a partir de la información que brinda una ecuación química balanceada. Estas relaciones 
vinculan el número de moles de reactivos y de productos a través de los coeficientes de 
la ecuación química (relaciones estequiométricas). 
 
En una ecuación química balanceada los coeficientes se pueden interpretar tanto como los números relativos de 
moléculas (átomos) o como los números de moles. Por ejemplo, en la ecuación química balanceada para la 
obtención del agua: 
 
 
2H
2
 + O
2
  2H
2
O 
 
 
Los coeficientes indican que 2 moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 molécula de oxígeno para formar 2 
moléculas de agua. Los números de moles son idénticos a los números relativosde moléculas, por lo que la ecuación 
balanceada proporciona suficiente información para realizar cálculos estequiométricos. También proporciona la 
siguiente información: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Estas relaciones se pueden usar como factor de conversión para relacionar cantidades de reactivos de productos en 
una reacción química. 
 
 
 
 2H
2
(g)
 
 + O
2
(g) 2H
2
O(g)
 
 
 
 2 moléculas de hidrógeno + 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua 
 2 mol de hidrógeno + 1 mol de oxígeno 2 mol de agua 
 4 gramos de hidrógeno + 32 gramos de oxígeno 36 gramos de agua 
2 (6.022x10
23 
moléculas) de H
2
 + 6.022x10
23 
moléculas de O
2
 2 (6.022x10
23 
moléculas) de agua 
2 (22.4 litros) de hidrógeno + 22.4 litros de oxígeno 2 (22.4 litros) de agua 
 
La masa molar de un 
elemento es numéricamente 
igual a su peso atómico 
expresado en gramos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Glosario: 
Estequiometría. 
 
Esta palabra deriva de los 
vocablos griegos 
stoichéon (elemento) y 
métron (medida). 
 
Por lo tanto, el significado 
etimológico del término es 
“medida de los 
elementos”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
Leyes estequiométricas. 
 
La estequiometría tiene sus bases en cuatro leyes conocidas como leyes ponderales, y 
son: 
 
 Ley de conservación de masa (Lavoisier) 
 Ley de las proporciones definidas o constantes (Proust) 
 Ley de las proporciones múltiples (Dalton) 
 Ley de las proporciones recíprocas (Richter) 
 
Por medio de ellas se puede determinar los pesos y volúmenes de las sustancias que 
intervienen en una reacción química. 
 
Ley de conservación de masas: propuesta por Antoine Lauren Lavoisier; en ella se establece que la materia no se 
crea ni se destruye, es decir, en una reacción química la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los 
productos. En los cambios en sistemas aislados, varían las masas de las sustancias, pero no las de los elementos. 
 
La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. 
 
C + O
2
 → CO
2
 
 12g + 32 g → 44 g 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ley de las proporciones definidas o constantes: se atribuye a Joseph Proust, quien realizó numerosos análisis para 
demostrar la composición constante de las sustancias químicas. Analizó muestras de carbonatos de cobre 
provenientes de diversas fuentes naturales y de la síntesis de laboratorio, y encontró que todas ellas tienen la misma 
composición. Observó que esto sucedía con otras sustancias. La Ley de Proust, como también se le conoce, 
establece que “los elementos que se combinan para formar un compuesto siempre lo hacen en proporciones de masa 
definida y en relaciones sencillas”. 
Por ejemplo, 1 gramo de agua pura, sea cual sea su procedencia, siempre estará compuesta por 0.11 g de hidrógeno 
y 0.89 g de oxígeno. En 100 gramos de agua 89 g son de oxígeno y 11 g de hidrógeno; de aquí que se puede hablar 
de la composición porcentual o centesimal del agua de un 89% de oxígeno y un 11% de hidrógeno, de igual forma se 
puede calcular la composición centesimal de los compuestos a partir de la fórmula química de los mismos. 
La relación en masa de los elementos que forman la molécula de agua (H
2
O) es: 4 gramos de hidrógeno y 32 g de 
oxígeno, es decir, una relación de 1:8 (por cada gramo de hidrógeno existen 8 de oxígeno). 
 
 
 2H
2
 + O
2
  2H
2
O 
 4 g + 32 g  36 g 
 4 átomos de H + 2 átomos de O  4 átomos de H y 2 átomos de O 
 
 
 
Ponderable Raiz del latín
Susceptible 
de ser 
medido.
Pesar con la 
balanza
Ponderabilis
 
 
 
23 
BLOQUE 1 
Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton.“Cuando dos o mas 
elementos se unen para formar una serie de compuestos, las cantidades de 
un mismo elemento se combinan con una cantidad fija de otro. Guardan entre 
sí una relación que corresponde a números enteros sencillos”. 
Por ejemplo, el carbono y el oxígeno se combinan para formar monóxido (CO) 
y bióxido de carbono (CO
2
). En el CO la relación en masa es de 12 g de 
carbono por 16 de oxígeno; mientras que en el CO
2
 la relación es de 12 g de 
carbono y 32 de oxígeno. 
 
 
Ley de las proporciones recíprocas. Jeremías Benjamín Richter en su trabajo 
con los ácidos y las bases, observó que si se mezclaban disoluciones de 
ácidos y bases, éstas se neutralizan, es decir, la mezcla no mostraba 
propiedades de ácido ni de base. Al estudiar este fenómeno midió la cantidad 
exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad 
determinada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones 
cuidadosas encontró que se requerían cantidades fijas y exactas. 
 
La generalización de este hecho a otros ejemplos ha llevado a enunciar la ley de las 
proporciones recíprocas o Ley de Richter o de los pesos equivalentes de la siguiente 
manera: las masas de los elementos que se combinan con una masa de un tercero, 
guardan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre sí. 
 
Por ejemplo, 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua (H
2
O). 
Por otro lado 6 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para producir dióxido de 
carbono (CO
2
). 
 
Hidrógeno (2 g) + Oxígeno (16 g) → Agua 
 Carbono (6 g) + Oxígeno (16 g) → Dióxido de carbono 
 
De ello se podría deducir que, si el carbono y el hidrógeno se combinan entre sí, sus 
masas deben estar en la relación o bien decir que 2 g de hidrógeno reaccionan en 
forma equivalente con 6 g de carbono: 
 
masa de carbono/masa de hidrógeno = 6 / 2 
 
Pues bien, existe un compuesto de carbono e hidrógeno, el metano, CH
4
, en el que las masas de carbono e 
hidrógeno están en dicha proporción. 
 
Carbono (6 g) + Hidrógeno (2 g) → Metano = 12g C + 4g H = 16 g CH
4
 
 
Compuesto Relación 
en masa 
Cl
2
O 70 a 16 
Cl
2
O
3
 70 a 48 
Cl
2
O
5 
70 a 80 
Cl
2
O
7 
 70 a 112 
 
Representación de la Ley de 
las proporciones múltiples. 
Mientras que la masa del 
cloro permanece constante, 
la masa del oxígeno 
aumenta en una relación 
sencilla de 1, 3, 5 y 7. 
Observa y analiza la figura: 
 
¿Qué observaciones puedes hacer en el 
primer caso? 
¿Qué interpretación l
e das a los resultados en la 2da ecuación? 
¿Qué conclusiones puedes obtener a partir 
del 3er experimento? 
¿Cuál es la predicción en la reacción 
número 4? 
 
 
 
 
24 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resuelve lo que a continuación se te indica. 
 
Las relaciones ponderales se refieren a las relaciones de peso, masa, volumen y número de 
átomos que forman parte de los compuestos. Explica a qué se refiere cada una de éstas: 
 
 Ley de Lavoisier o de conservación de la materia 
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________ 
 
 Ley de Proust o de las proporciones constantes. 
_________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________ 
 
 Ley de las proporciones recíprocas. 
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________ 
 
Identifica la ley ponderal que aplica a cada una de las siguientes observaciones y explica brevemente tu 
razonamiento. 
 
a) Una muestra de cloruro de sodio proveniente de Baja California Sur contiene el mismo porcentaje en 
masa de sodio que otra muestra de cloruro de sodio proveniente de Sonora. 
 
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________ 
Actividad: 3 
 
 
 
 
25 
BLOQUE 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Evaluación 
Actividad: 3 Producto: Descripción. Puntaje: 
Saberes 
Conceptual Procedimental Actitudinal 
Describe el significado de las 
leyes ponderales. 
Aplica las leyes ponderales. 
Aprecia la interpretación práctica 
de las leyes estequiométricas 
Autoevaluación 
C MC NC 
Calificación otorgada por el 
docente 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Actividad: 3 (continuación) 
 
b) La masa sumada de magnesio y oxígeno antes de ser usado el flash de una cámara fotográfica, es igual a la 
masa de óxido de magnesio encontrado después de usarlo o accionarlo. 
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________________ 
c) Al reaccionar, el arsénico y el oxígeno pueden formar dos sustancias: una en la que hay 65.2% de arsénico, 
y otra en la que el porcentaje en masa de arsénico es de 75.8%. 
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
Relaciones estequiométricas. 
Las relaciones de una ecuación química 
pueden expresarse como relaciones de 
moléculas, de moles y de masas, así 
como de volúmenes si están implicados 
gases. 
El siguiente ejemplo ilustra la clase de 
información que puede deducirse de una 
ecuación química: 
2 SO
2
 (g) + O
2
 (g) → 2 SO
3
 (g) 
Cada Pueden 
relacionarse 
con 
Para dar 
2 molé 
culas de 
SO
2
 
1 molécula 
de O
2
 
2 moléculas 
de SO
3
 
2 moles 
de SO
2
 
1 mol de O
2
 2 moles de 
SO
3
 
128 g de 
SO
2
 
32 g de O
2
 160 g de 
SO
2 
44.8 litros 
de SO
2 
22.4 litros 
de O
2
 
44.8 litros 
de SO
3
 
 
 
Relaciones estequiométricas. 
Para realizar un análisis estequiométrico a una reacción química, la ecuación 
química que representa la transformación debe escribirse correctamente; es 
decir, que los símbolos de los elementos y las fórmulas de los compuestos 
participantes, ya sea como reactivos o como productos, deben ser los 
correctos. Una vez que se ha escrito correctamente, el siguiente paso es 
balancear la ecuación química. 
Los cálculos que se pueden realizar a partir de esta ecuación química 
balanceada incluyen relaciones mol-mol, masa-masa, volumen-volumen o una 
combinación de algunos de ellos como mol-volumen, masa-mol o masa-
volumen. 
Los cálculos que se realizan para buscar los moles que toman parte en una 
reacción se llaman problemas mol-mol. Por ejemplo: 
El amoniaco (NH
3
) que se usa para producir fertilizantes se obtiene haciendo 
reaccionar hidrógeno y nitrógeno gaseosos a alta temperatura y presión. 
¿Cuántos moles de nitrógeno se combinan con 23 moles de hidrógeno? La 
ecuación química sin balancear para la reacción es: 
N
2
 + H
2
  NH
3 
1) Como primer paso balancear la ecuación química: 
 
N
2
 + 3H
2
  2NH
3 
 
2) Una vez balanceada la ecuación química se interpreta en las unidades requeridas, en este caso el mol: 
 
 N
2
 + 3H
2
  2NH
3 
1 mol de N
2 
 + 3 mol de H
2
  2 mol de NH
3 
 
3) Identificar la relación y resolver el cálculo planteando una regla de tres simple: 
 
1 mol de N
2
 → 3 moles de H
2 
X mol de N
2
 → 23 moles de H
2
 
 
X mol de N
2
= (23 moles de H
2
) (1 mol de N
2
) 
 3 moles de H
2
 
X mol de N
2
= 7.666 moles de N
2
 se combinan con 23 moles de H
2
 
 
 
 
 
 
27 
BLOQUE 1 
En 1897 Félix Hoffman, 
un químico de los 
laboratorios Bayer, en 
Alemania, preparó un 
compuesto del ácido 
acetilsalicílico que 
apareció en el mercado 
con el nombre de 
aspirina. Fue uno de los 
primeros fármacos 
comercializado en forma 
de comprimido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Las operaciones estequiométricas que buscan las masas de las sustancias que toman parte en una reacción se les 
conoce como problemas o relaciones masa-masa. Un ejemplo: 
 
El butano (C
4
H
10
) es un gas combustible de uso común que se utiliza para cocinar y en la 
calefacción de los hogares. ¿Qué masa de dióxido de carbono se produce en la 
combustión de 450 gramos de butano? 
Solución: 
1) Escribe la ecuación química balanceada: 
 
2 C
4
H
10
 + 13 O
2 
 → 8 CO
2
 + 10 H
2
O 
 
2) Establece la relación mol-mol, determina la masa molar de las sustancias mencionadas 
en el problema, multiplica la masa molar por el coeficiente estequiométrico 
correspondiente: 
 
 
Sustancia 
Pesos atómicos 
(uma) 
Operaciones Masa molar Multiplicado por el 
coeficiente de la 
ecuación 
C
4
H
10
 C= 12 
H= 1 
C=12 X 4= 48 
H= 1 X 10= 10 
58 g/mol 2 C
4
H
10
 
2(58) = 116 g 
CO
2
 C= 12 
O=16 
C= 12 x1= 12 
O=16 x 2=32 
44 g/mol 8 CO
2
 
8(44)= 352 g 
 
2 moles de C
4
H
10
 → 8 moles de CO
2
 
116 g de C
4
H
10
 → 352 g de CO
2 
450 g de C
4
H
10
 → X g de CO
2
 
 
X g de CO
2
 = (450 g de C
4
H
10
) (352 g de CO
2
) 
 116 g de C
4
H
10
 
 
X g de CO
2
 =1365.517 g de CO
2
 
Conocido el volumen de una de las sustancias gaseosas participantes en condiciones 
determinadas, se puede encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se 
encuentren en las mismas condiciones de temperatura y presión. Es decir, relación 
volumen-volumen. Por ejemplo: 
En la reacción de combustión del butano (C
4
H
10
): 
 2 C
4
H
10
 + 13 O
2 
 → 8 CO
2
 + 10 H
2
O 
¿Qué volumen de oxígeno se requiere para la combustión de 40 litros de butano? 
1) Establece la relación mol-mol y a litros las especies involucradas en el problema, partiendo del volumen molar 
1 mol de cualquier gas en condiciones normales ocupaun volumen de 22.4 litros. 
 
1 mol de oxígeno ocupa 22.4 litros por lo tanto 8 moles ocuparán 104 litros. 
1 mol de butano ocupa 22.4 litros los 2 moles de butano en la ecuación ocupan 44.8 litros 
 
 
 
 
Soplete especialmente 
diseñado para 
aquellos trabajos en 
cocina y pastelería 
que requieren un 
cierto grado de 
precisión. Depósito 
recargable para gas 
butano. 
Temperatura 1500º C. 
 
 
28 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
El número de moles está 
determinado por los 
coeficientes en la ecuación 
balanceada. 
 
Si no aparece el coeficiente, 
se sobreentiende que su valor 
es igual a uno 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) Ahora plantea la solución del problema: 
 
2 moles de C
4
H
10
 → 13 moles de O
2 
 
44.8 litros de C
4
H
10
 → 104 litros de O
2
 
40 litros de C
4
H
10
 → X volumen de O
2
 
 
X volumen de O
2
= (104 litros de O
2
)(40 litros de C
4
H
10
) 
 44.8 litros de C
4
H
10
 
 
X volumen de O
2
= 92.857 litros de oxígeno son necesarios para reaccionar con 40 litros de butano. 
Relaciones masa-mol-volumen. 
La aspirina, o ácido acetilsalicílico (C
9
H
8
O
4
) es uno de los analgésicos más 
conocidos. Un método de laboratorio para su preparación es hacer reaccionar ácido 
salicílico (C
7
H
6
O
3
) con anhídrido acético (C
4
H
6
O
3
). La ecuación química de la 
reacción es: 
2C
7
H
6
O
3 
 + C
4
H
6
O
3
  2C
9
H
8
O
4 
+ H
2
O 
Si se quieren obtener 345 gramos de aspirina (C
9
H
8
O
4
) ¿Cuántos moles de ácido 
salicílico (C
7
H
6
O
3
) se requieren? 
 
 
Solución: 
 
Identificar en la ecuación las sustancias involucradas en el problema planteado y establecer la relación mol-mol y 
convertirlas en las unidades requeridas. 
 
Plantear la regla de tres simple por la que se resolverá el problema; la primera parte de la regla de tres se obtiene del 
enunciado del problema y la segunda se obtiene de la ecuación química balanceada: 
2C
7
H
6
O
3 
 + C
4
H
6
O
3
  2C
9
H
8
O
4 
+ H
2
O 
 2 moles deC
7
H
6
O
3
 → 2 moles deC
9
H
8
O
4
 
Primera parte X moles C
7
H
6
O
3 
 → 345 gramos C
9
H
8
O
4
 
Segunda parte 2 moles C
7
H
6
O
3
 → 360 gramos C
9
H
8
O
4 
 
*Al convertir alguna sustancia presente en la ecuación, a moles litros o gramos; se 
debe utilizar el coeficiente estequiométrico para determinar este cálculo. 
C
9
H
8
O
4
 C= 12 x 9= 108 
 H= 1 x 8= 8 
 O= 16 x 4= 64 
 180 gr/mol por lo que 360 gramos por dos moles 
 
 
X moles C
7
H
6
O
3 
 → 345 gramos C
9
H
8
O
4
 
2 moles C
7
H
6
O
3
 → 360 gramos C
9
H
8
O
4
 
 
X moles C
7
H
6
O
3
= 
 
 2 moles C
7
H
6
O
3
 x 345 gramos C
9
H
8
O
4 
 360 gramos C
9
H
8
O
4
 
 
 
 
 
 
29 
BLOQUE 1 
Resultado: 1.91 moles de ácido salicílico se requieren para la obtención de 345 gramos de aspirina C
9
H
8
O
 
 
Un trozo de carbón pesa 57 gramos ¿Qué volumen de monóxido de carbono se produce al quemar esta cantidad de 
carbón? La ecuación química para esta reacción es: 
 
2C(s) + O
2
(g) → 2CO(g) 
2moles de C(s) → 2 moles de CO(g) 
 
Planteamiento: 
 
56 gramos de carbón → 44.8 litros de CO 
57 gramos de carbón → X litros de CO 
 
Resultado: 45.6 litros de monóxido de carbono se producen a partir de los 57 
gramos de carbón. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Actividad: 4 
 
Realiza los siguientes cálculos estequiométricos. 
Un automóvil consume 5 litros de gasolina (C
8
H
18
) por día. ¿Cuál es el volumen 
de dióxido de carbono (CO
2
) que se acumula en la atmósfera por la combustión 
de esta cantidad de gasolina. La ecuación correspondiente es: 
2C
8
H
18
 + 25O
2
 → 16CO
2
 + 18H
2
O 
 
 
 
 
 
La disminución del ozono (O
3
) en la estratosfera ha sido tema de gran preocupación entre los científicos en los 
últimos años. Se cree que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico (NO) que proviene de las emisiones de 
los aviones de propulsión, a alturas elevadas. La reacción es: 
 
 3O
3
 + NO → 4O
2
 + NO
2
 
Calcula el número de moles de ozono que se descomponen al reaccionar con 1234 gramos de óxido nítrico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Evaluación 
Actividad: 4 
Producto: Cálculos 
estequiométricos. 
Puntaje: 
Saberes 
Conceptual Procedimental Actitudinal 
Comprende los cálculos 
estequiométricos. 
Resuelve ejercicios sobre 
cálculos estequiométricos que 
involucran relaciones mol-masa-
volumen. 
Valora la importancia del mol 
para realizar cálculos 
estequiométricos. 
Autoevaluación 
C MC NC 
Calificación otorgada por el 
docente 
 
 
 
 
Actividad: 4 (continuación) 
 
Calcula el número de moles de ozono que se descomponen al reaccionar con 1234 gramos de 
óxido nítrico: 
 
 
 
El fertilizante sulfato de amonio (NH
4
)
2
SO
4
 se prepara mediante la reacción entre el amoniaco NH
3
 y ácido 
sulfúrico H
2
SO
4
: 
 2NH
3(g)
 + H
2
SO
4(ac) 
→ (NH
4
)
2
SO
4(ac) 
 
 
¿Cuántos litros de amoniaco se necesitan para producir 150 kilogramos de de sulfato de amonio? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
BLOQUE 1 
Composición porcentual y su relación con la fórmula mínima y molecular. 
Es común en nuestro entorno escuchar el término porcentaje o por ciento, al igual que observar 
su representación %; ejemplos cotidianos son el descuento en los centros comerciales, los 
datos sobre la composición de la población porcentaje de mujeres y hombres, la probabilidad 
de ganar algo en una rifa. Pero ¿Cómo se calcula, por ejemplo, el porcentaje de alumnos de un 
grupo que practican alguna actividad deportiva si el total de alumnos del grupo son 46, de 
estos 32 practican deporte y 14 no realizan ninguna actividad deportiva? ¿Cuál fue el 
porcentaje de alumnos que realizan actividades deportivas?: 
Total de alumnos: 32 + 14 = 46 
Practican actividades deportivas= 32 
No realizan actividades deportivas = 14 
 
% Deportistas= Deportistas X 100 
 Total alumnos 
% Deportistas = 32 X 100 
 46 
% Deportistas= 69.56 el resto 30.44 es el porcentaje de alumnos que no realizan actividades deportivas. 
 
 
 
Cuando los químicos realizan el análisis cuantitativo de una muestra, indican su composición en términos de 
porcentaje en masa o porcentaje en peso. El porcentaje en masa de un elemento presente en un compuesto en 
particular equivale al número de gramos del elemento presente en 100 gramos de compuesto. Cuando se conoce la 
fórmula del compuesto que se analiza, la masa de cada elemento presente en la sustancia se puede expresar en 
términos de porcentaje. En el caso inverso, si se conocen los elementos que constituyen un compuesto y el 
porcentaje en que están presentes, se puede determinar la fórmula del 
compuesto. 
Para calcular el porcentaje en masa de un elemento que forma parte de un 
compuesto partiendo de la fórmula, se requiere: 
 Determinar la masa de un mol de la sustancia (masa molar) 
 Dividir la masa del elemento presente en un mol de la sustancia entre la 
masa molar de la sustancia 
 Multiplicar el cociente obtenido por 100 
La expresión matemática es: 
100
ciatansuslademolarMasa
ciatansusdemol1enpresenteelementodelMasa
elementodelmasaen%
 
 
¿Cómo calcularías el porcentaje de hidrógeno y de oxígeno 
presentes en la molécula de agua? 
 
 
32 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
Para calcular los porcentajes enmasa de hidrógeno y oxígeno presentes en la molécula de agua se debe determinar 
la masa de 1 mol de agua (H
2
O). Su fórmula indica que 1 molécula de agua está compuesta por dos átomos de 
hidrógeno y un átomo de oxígeno. Si la masa molar de un elemento es su masa atómica expresada en g/mol, 
entonces, a partir de esta información calcula la masa molar del agua: 
 
Hidrógeno: 2 mol (1 g/mol) = 2 g 
Oxígeno: 1 mol (16 g/mol) = 16 g 
Masa de 1 mol de H
2
O = 18 g 
 
Dividir la masa de cada elemento entre la masa molar del agua y multiplicar por 100. 
 
Porcentaje en masa del hidrógeno: 
 
Hde%.
g
g.
111100
18
2
 
 
Porcentaje en masa del oxígeno: 
Ode%.
g
g
888100
18
16 
 
La determinación del porcentaje en masa de cada elemento en el carbonato de calcio 
(CaCO
3
) se obtiene mediante los siguientes cálculos: 
 
CaCO
3
 
Masa molar = Ca= 40 x 1= 40 
 C=12 x 1 = 12 
 O= 16 x 3 =48 
 100g/mol 
 
100
100
40
gramos
gramos
CadePorcentaje
 
Porcentaje de Ca = 40 % 
100
100
12
gramos
gramos
CdePorcentaje
 
Porcentaje de C= 12 % 
 
100
100
48
gramos
gramos
OdePorcentaje
 
Porcentaje de O=48% 
La formula mínima o empírica. Proporciona la mínima relación de números enteros de 
los átomos de cada elemento presente en una molécula. Se obtiene con base en la 
composición porcentual, la cual se determina en forma experimental a partir del 
análisis del compuesto e indica sólo la proporción de los átomos presentes, 
expresada con los números enteros más pequeños posibles. Por su parte, la fórmula 
molecular, generalmente, es un múltiplo de números enteros de la fórmula mínima. 
La fórmula molecular. Proporciona el número real de átomos de cada elemento 
presente en una molécula. La formula real de un compuesto en algunos casos puede 
ser la fórmula mínima y en otros casos un múltiplo entero de ella. 
A la pirita de hierro, FeS
2
 
se le conoce como el oro 
de los tontos, pues se 
parece mucho al oro, y por 
ello engañó a los inocentes. 
La composición de la masa 
de la pirita es de 46.5% de 
hierro y 53.5% de azufre. 
Estas proporciones son las 
mismas en todas las 
muestras de pirita, es decir, 
son independientes del 
origen o cantidad de la 
sustancia. 
 
 
Trozo de pirita 
 
 
 
46
%
54
%
Composicion de la 
pirita de hierro.
Azufre Fierro
 
 
 
33 
BLOQUE 1 
Para determinar la fórmula molecular (real) de un compuesto es necesario conocer, en primer lugar, la fórmula mínima 
y la masa molecular de dicho compuesto. Ahora bien, para obtener la fórmula mínima debemos saber la composición 
porcentual del compuesto y las masas atómicas de sus elementos. 
 
Para entender estos dos tipos de fórmula imagina que en tu salón de clases la proporción mínima de hombres y 
mujeres es de 2: 1 (fórmula mínima); pero, la cantidad real de mujeres y hombres es de 30:15 (fórmula molecular). 
 
¿Cómo se puede determinar la fórmula mínima de un compuesto? 
Se puede determinar de la siguiente manera: 
 
1. Se requiere la composición porcentual. 
2. Dividir el % en peso de cada elemento entre su peso atómico para obtener la fracción proporcional del elemento. 
3. Dividir los valores obtenidos entre el menor de ellos. 
4. Si se obtienen fracciones, multiplicar los valores fraccionarios obtenidos por el mínimo común múltiplo. 
 
 
 
 
 
El glicerol, sustancia química presente en las lociones para manos, contienen 39.10% de carbono, 8.77% de 
hidrógeno y 52.13% de oxígeno. Determinar su fórmula su fórmula mínima. 
Solución: 
 
Carbono= 
263
12
1039
.
. 
Hidrógeno= 
778
1
778
.
. 
Oxígeno= 
253
16
1352
.
.
 
 
Dividir los valores anteriores entre el menor valor obtenido (3.25). 
 
Carbono= 
1
253
263
.
.
 
Hidrógeno= 
692
253
778
.
.
. 
Oxígeno= 
1
253
253
.
.
 
 
Se observa que uno de los valores obtenidos (2.67) no es un número entero. Para eliminar los decimales y obtener un 
número entero, debes multiplicar todos los valores por un número con el que se obtengan valores enteros. En este 
caso se multiplicará por 3: 
 
Carbono: 1.00 x 3= 3.00 
Hidrógeno: 2.67 x 3= 8.01 se aproxima a 8 
Oxígeno: 1.00 x 3= 3:00 
 
 
 
 
 
 
34 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
El conjunto de números enteros calculados se escribe como subíndice del elemento correspondiente: 
 
La fórmula mínima del glicerol: C
3
H
8
O
3
 
 
La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula mínima o empírica, se le suele llamar fórmula condensada o fórmula 
verdadera y nos indica el número total de átomos de cada elemento que se encuentra presente en una molécula de un 
compuesto. 
Para determinar la fórmula molecular: 
1. Calcular el “peso fórmula” de la fórmula mínima, sumando los pesos atómicos de los elementos que le forman. 
2. Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso fórmula (fórmula mínima). 
 
Factor = Peso molecular/ Peso fórmula 
 
3. Multiplicar el factor anterior, aproximado a un número entero, por los índices de la fórmula mínima, para obtener los 
índices de la fórmula molecular. 
 
Fórmula molecular = Factor (Fórmula mínima). 
 
Ejemplo: 
a) La fórmula mínima de un compuesto es CHO
2
, y su peso molecular es de 90, ¿Cuál es su fórmula molecular? 
Datos: 
Fórmula mínima = CHO
2
 
Peso molecular = 90 uma 
Peso fórmula = 12 + 1 + 32 = 45 
Factor = 90 / 45 = 2 
Fórmula molecular: Factor (fórmula mínima) 
Fórmula molecular: 2 (CHO
2
) = C
2
H
2
O
4
 
 
 
 
 
35 
BLOQUE 1 
Cierre 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Actividad: 5 
 En equipo, resuelvan los siguientes problemas. 
¿Cuál de las siguientes sustancias contiene la mayor masa de cloro? 
a) 5.0 gramos de Cl
2
 
b) 60.0 gramos de NaClO
3
 
c) 11.2 litros de Cl
2
 
d) 0.10 mol de KCl 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
La reacción entre el óxido nítrico (NO) y el oxígeno para formar dióxido de nitrógeno (NO
2
) es un paso 
determinante para la formación del smog fotoquímico: 
 2NO
(g)
 + O
2(g)
 → 2NO
2(g) 
¿Cuántos moles de oxígeno se consumen para formar 32 litros de NO
2
? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE PROCESOS QUÍMICOS. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Las sustancias que aparecen enlistadas a continuación se utilizan como fertilizantes que 
contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas representa la mejor fuente de 
nitrógeno, basándose en su composición porcentual en masa? 
a) Urea (NH
2
)
2
CO 
b) Nitrato de amonio NH
4
NO
3
 
c) Amoniaco NH
3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Calcula la composición porcentual de cada uno de los elementos del fosfato de calcio Ca
3
(PO
4
)
2
, principal 
constituyente de los huesos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Actividad: 5 (continuación) 
 
 
 
 
37 
BLOQUE 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Evaluación 
Actividad: 5 Producto: Ejercicios. Puntaje: 
Saberes 
Conceptual Procedimental Actitudinal 
Distingue los conceptos: mol, 
masa fórmula, masa molar, 
composición porcentual, fórmula 
mínima y fórmula molecular. 
Aplica los conceptos en la 
resolución de cálculos. 
 
Resuelve ejercicios en los que 
aplica conceptos 
Muestra una actitud positiva 
durante el trabajo en equipo. 
 
Valora la oportunidad de 
aprender de sus compañeros. 
Autoevaluación 
C MC NC 
Calificación otorgada por el 
docente 
 
 
 
 
Actividad: 5 (continuación) 
 Determina la fórmula mínima del fosfato de calcio Ca3(PO4)2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra 
la