UC 5 Cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas_Completo

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• Masa atómica, concepto de mol y masa 
molar
• Número de átomos por cantidad de 
elemento
• Composición porcentual
• Fórmula empírica y molecular
• Ecuaciones químicas, Balanceo de 
ecuaciones
• Cálculos estequiométricos
• Reactivos limitante
UC 5. ESTEQUIOMETRÍA
La materia no puede ser creada o destruida en ningún proceso físico o 
químico, simplemente transformada.
Por definición:
1 átomo 12C “pesa” 12 uma
On this scale
1H = 1.0079 uma
16O = 15.9993 uma
7Li = 6.9412 uma
Masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa
atómica (uma)
Mundo Micro
átomos y moléculas
Mundo Macro
gramos
¿moléculas?
Punta de micropipeta
(1.0 μL, or 1.0*10-6L)
(contiene 1018 – 1019 moléculas)
ESTEQUIOMETRÍA
1 Amstrom
10-8 metros
Una unidad especial para describir una gran cantidad de 
átomos o moléculas
MOL
El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas 
entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como 
átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12.
1 mol de átomos de 12C
6.022*1023 átomos
La constante de Avogadro (Número de
Avogadro, NA) es una unidad, igual a
6.022 x 1023 partículas (átomos,
moléculas, ...).
NA = 6.022*10
23
Amedeo Avogadro
(1776 – 1856)
Número de Avogadro
1 mol = NA = 6.022*10
23 partículas
1 mol = NA = 6.022*10
23 partículas
1 docena = 12 huevos
1 par= 2 zapatos
1 mol de átomos= 6.022 x 1023 átomos
elementos
átomos
compound
moléculas
ion
iones
1 mol partículas = NA = 6.022*10
23 partículas
1 mol de iones = 6.022 x 1023 iones
1 mol de moléculas = 6.022 x 1023 moléculas
1 mol = NA = 6.022*10
23 partículas = Masa molar 
La masa molar (M, PM), definida como la masa (en gramos o 
kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una 
sustancia.
12C
Masa atómica: 12 uma
Masa molar: 12 gramos
Número de Avogadro y masa molar de un elemento
Para cualquier elemento
masa atómica (uma) = masa molar (gramos)
1 mol de átomos de 12C = 6.022*1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O = 6.022*10
23 moléculas de H2O
1 mol de iones NO3
- = 6.022*1023 iones NO3
-
1 mol = NA = 6.022*10
23 partículas
Masa Molecular
La masa molecular de un compuesto se calcula a partir de los valores de masa
atómica de sus elementos constitutivos, de acuerdo con la fórmula molecular.
Formula molecular del agua: H2O
H = 2 * (masa atómica del H) 
O = 1 *( masa atómica del H)
H = 2 *1.0079 
O = 1 *15.9994
18.0152 uma
Por lo tanto, 1 mol de moléculas de H2O tienen una masa de 18.0152 g.
Molécula de agua
(H2O)
1 mol = NA = 6.02*10
23 partículas
1 mol = Masa Molar
Las relaciones del número de Avogadro y la masa molar nos 
permiten realizar conversiones entre masa y moles de 
átomos y entre moles y número de átomos
gramos átomosmol
gramos moléculasmol átomos
M NA
PM NA FM
Elementos
Compuestos
Interpretando Fórmulas Químicas
7
Coeficiente
estequiométrico
Subíndice
FORMULACIÓN QUÍMICA
H3PO4
Ca3(PO4)2
NaCl
Fe(OH)3
Ejemplos:
Determine el masa molecular para:
a) H2S04
Formula molecular del agua: H2SO4
H = 2 * (masa molar del H) 
O = 4 *( masa molar del O)
S = 1 *(masa molar del S)
H = 2 *1.0079 = 2.016
O = 4* 15.9994 = 64.00
S = 1 *32.064 = 32,064
98.1 g/mol
Por lo tanto, 1 mol de moléculas de H2SO4 tienen una masa de 98.1 g
Ejemplos:
Determine el masa molar para:
a) C12H22O11
a) Formula molecular del agua: C12H22O11
C = 12 * (masa molar del C) 
H = 22 *( masa molar del H)
S = 11 *(masa molar del O)
C = 12 *12.01 = 144.12 
H = 22* 1,00794 = 22.17
O = 11 *15.9994 = 175,99
342.0 g/mol
Por lo tanto, 1 mol de moléculas de C12H22O11 tienen una masa de 342.0 g
Ejemplos:
1 mol de He = 4.003 g He = 6,022 x 1023 átomos de He
6,46 g He  X mol de He
M (Tabla periódica)
1 mol de He 
4.003 g He
4.003 g He
1mol He
Ejemplos:
6,46 g He  X mol de He
6,46 g He x 1 mol de He 
4.003 g He
= 1,61 moles de He
Ejemplos:
¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S? 16,3 g S  X átomos de S
32,07 g S = 1 mol de S = 6,022 x 1023 átomos de S
6,022 x 1023 átomos de S
1 mol S
__1 mol S__
32,07 g S
16,3 g S moles de S  átomos de S
16,3 g S x 1 mol S __ x 6,022 x 1023 átomos de S
32,07 g S 1 mol S
= 3,06 x 1023 at. S
Ejemplos:
¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S?
16,3 g S  X átomos de S
1 mol de S = 32,07 g S = 6,022 x 1023 átomos de S
6,022 x 1023 átomos de S
32,07 g S
32 g de S_______
6,022 x 1023 átomos de S
OTRA SOLUCIÓN
Ejemplos:
¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S?
16,3 g S  X átomos de S
16,3 g S x 6,022 x 1023 átomos de S
32,07 g S
= 3,06 x 1023 átomos de S
Ejemplos:
Calcule el número de átomos de H que hay en 0.350 mol de C6H1206.
1 mol de moléculas C6H12O6  12 moles de átomos de H
0,350 mol de C6H12O6  número de átomos de H
0,350 mol C6H12O6 x 12 mol de H_ x 6,022 x 10
23 átomos H
1 mol C6H12O6 1 mol de H
= 2,53 x 1024 átomos H
1 mol de átomos de H  6,022 x 1023 átomos de H
Ejemplos:
3. Calcule el número de átomos de H que hay en 0.350 mol de C6H1206.
1 moléculas C6H12O6  12 átomos de H
0,350 mol de C6H12O6  número de átomos de H
0,350 mol C6H12O6 x 6,022 x 10
23 moléculas C6H12O6 _ x 12 átomos de H
1 mol C6H12O6 1 molécula C6H12O6 
= 2,53 x 1024 átomos H
OTRA SOLUCIÓN
1 mol de C6H12O6  6,022 x 10
23 moléculas de C6H12O6
Se tienen 3 mol de ferrocianuro de potasio, K4[Fe(CN) 6] Determine:
a) ¿Cuántos mol de átomos de potasio hay en la muestra?
b) ¿Cuántos átomos de hierro hay en la muestra?
c) ¿Cuántos mol de átomos de nitrógeno hay en la muestra?
d) ¿Cuántos mol de moléculas de nitrógeno se pueden formar si todo el
nitrógeno se convierte en la forma molecular?
Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 2 átomos de 
plomo o 5,1 x 10-23 moles de helio?
2 átomos Pb x 1 mol de Pb x ___207,2 g Pb___
6,022 x 1023 átomos Pb 1 mol de Pb
= 6,88 x 10-22 g Pb
5,1 x 10-23 mol He x 4,003 g He__
1 mol de He
= 2,24 x 10-21
MASA de 2 átomos de Pb < MASA 5,1 x 10-23 moles de helio
Se tienen 0,10 mol de nitrato de bario, calcula:
a) El número de átomos de bario en la muestra.
b) El número de mol de átomos de oxígeno en la muestra.
c) El número de moléculas de oxígeno que se obtendría si todo el 
oxígeno fuese convertido a la forma molecular.
d) La masa en gramos de nitrógeno en la muestra.
• Masa atómica, concepto de mol y masa 
molar
• Número de átomos por cantidad de 
elemento
• Composición porcentual
• Fórmula empírica y molecular
• Ecuaciones químicas, Balanceo de 
ecuaciones
• Cálculos estequiométricos
• Reactivos limitante
UC 5. ESTEQUIOMETRÍA
La materia no puede ser creada o destruida en ningún proceso físico o 
químico, simplemente transformada.
Composición porcentual de un elemento en un compuesto 
(% p/p)
Consiste en calcular el porcentaje de masa (%) de cada elemento en un
compuesto, de acuerdo a su formula empírica.
%𝑍 =
𝑛 ∗ 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
∗ 100
n es el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto
Ejemplo: Calcule la composición porcentual de H3PO4
3.086% + 31.61% + 65.31% = 100%
Peso H3PO4 :
H = 3 * 1.008 g = 3.024 g
P = 1 * 30.97 g = 30.97 g
O = 4 * 16.00 g = 64.00 g
97.99 g
H: 1.008 g
P: 30.97 g
O: 16.00 g
C2H6O
%C =
2 x (12.01 g)
46.07 g
x 100% = 52.14%
%H =
6 x (1.008 g)
46.07 g
x 100% = 13.13%
%O =
1 x (16.00 g)
46.07 g
x 100% = 34.73%
52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%
Calcule la composición porcentual del C2H6O
Ejercicios:
1. Calcule la composición porcentual de C12H22O11
%C = 42.1 
%H = 6.4
%O = 51.5
2. Calcule el porcentaje en masa de nitrógeno en Ca(NO3)2
%N = 17.1%
• Todas las sustancias que aparecen a continuación se utilizan como fertilizantes que 
contribuyen a la nitrogenación del suelo. Cuál de ellas representa una mejor fuente 
de nitrogeno, de acuerdo con su composiciónporcentual en masa?
a) Urea (NH2)2CO
b) Nitrato de amonio, NH4NO3
c) Guanidina, HNC(NH2)2
d) Amoniaco, NH3
• El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en especial en jabones 
y cosméticos. Su fórmula molecular es C9H10O. a) Calcule la composición porcentual 
en masa de C, H y O del alcohol cinámico. b) Cuántas moléculas de alcohol cinamico
están presentes en una muestra de 0.469 g?
Ejercicios:
Calculo de la Formula Empírica a partir de su composición porcentual
Ejemplo: ácido ascórbico (vitamina C) contiene
Masa molar
40.92% C (12.001 g/mol)
4.58% H (1.008 g/mol)
54.50% O (15.994 g/mol)
Determine su formula empírica 
Moles de cada
elemento
Masa(g)
Formula 
empírica
Relación de 
moles
Porcentaje
de masa
Divida entre el número de 
moles menor
Masa molar
Suponga 100 g 
de muestra
Cambiar a 
subindices enteros
C H O
40.92% 4.58% 54.50%
40.92g 4.5g 54.50g
40.92𝑔 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶
12.001 g C
4.58𝑔 𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻
1.008 g 𝐻
54.50𝑔 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂
15.994 g O
= 3.4097 moles C = 4.544 moles C = 3.407 moles O
3.4097
3.407
= 1.0
4.544
3.407
= 1.33
3.407
3.407
= 1.0
1.0∗3
3
1.0∗3 1.33∗3
43
C3H4O3CxHyOz C1H1.33O1X
La fórmula empírica se define como la relación molar mínima que involucra números
enteros (para el ácido ascórbico es C3H4O3).
Fórmula molecular considera todos los átomos que constituyen una molécula particular
(para el ácido ascórbico es C6H8O6).
Las fórmulas empíricas y moleculares no son siempre las mismas (por ejemplo, el ácido
ascórbico).
Ácido ascórbico (C6H8O6)
Formula Empírica Formula Molecular
C3H4O3 C6H8O6
Determinación de la Formula Molecular
La fórmula calculada a partir de la composición porcentual es siempre la fórmula empírica.
Para calcular la fórmula molecular, debemos conocer la masa molar aproximada del
compuesto, además de su fórmula empírica.
H2OH2O
molecular empirical
CH2O
C6H6 CH
N2H4 NH2
C2H2 CH
C6H12O6
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎)
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑒𝑚𝑝𝑖𝑟𝑖𝑐𝑎𝑙 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎)
Determinación de la Formula Molecular
𝑛 =
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑒𝑚𝑝𝑖𝑟𝑖𝑐𝑎𝑙 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎)
=
176.12 𝑔/𝑚𝑜𝑙
88.1 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 2
Ácido ascórbico (C6H8O6)
Formula Empírica Formula Molecular
C3H4O3 C6H8O6
Ejemplo: El mesitileno, un hidrocarburo que está presente en pequeñas cantidades en
el petróleo crudo, tiene la fórmula empírica C3H4. El peso molecular de esta sustancia,
determinado experimentalmente, es de 121 g/mol. Determine la fórmula molecular del
mesitileno.
3(12.0 g/mol) + 4(1.0 g/mol) = 40.0 g/mol
peso de la fórmula empírica, C3H4:
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝐹𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝐹𝑒𝑚𝑝
=
121
40.0
= 3.02
𝐶3𝐻4 𝑛
𝐶3𝐻4 3 = 𝐶9𝐻12
Ejercicio: Una muestra de un compuesto contiene 1.52 g de nitrógeno (N) y 3.47 g de oxígeno
(O). Se sabe que la masa molar de este compuesto está entre 90 g y 95 g. Determine la
fórmula molecular y la masa molar del compuesto.
formula empírica = NO2
masa molar empírica = 14.01 g + 2(16.00 g) = 46.01g
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝐹𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝐹𝑒𝑚𝑝
=
90
46.1
≈ 2
𝑁𝑂2 2 = 𝑁2𝑂4 92.0 g/mol
/0,108 = 1
/0,108 = 2
Análisis por Combustión
Determinación experimental de Formulas Empíricas
Los compuestos que contienen C, H y O se analizan rutinariamente mediante 
combustión en una cámara como esta.
– %C es determinada a partir de la masa de CO2 producida
– %H es determinada a partir de la masa H2O producida
– %O es determinado por diferencia después que las masas de C e H han sido
determinadas.
CnHnOn + O2 nCO2 + 1/2nH2O 
Análisis por Combustión
Determinación experimental de Formulas Empíricas
1. El análisis químico nos dice la cantidad de gramos de cada elemento
presentes en una cantidad dada de un compuesto. 
2. Convertimos para cada elemento los gramos en moles. 
3. Encontramos la fórmula empírica del compuesto.
g CO2 mol CO2 mol C g C
g H2O mol H2O mol H g H
g de O = g de muestra – (g de C + g de H)
11.5 g
Ejemplo:
CnHnOn + O2 nCO2 + 1/2nH2O 
Análisis por Combustión
22.0 g 13.5 g
Ejemplo: Suponga que en un experimento la combustión de 11.5 g de muestra producen
22.0 g de CO2 y 13.5 g de H2O.
1. Se calcula la masa de carbono y de hidrógeno en la muestra inicial de 11.5g de etanol:
2. 11.5 g de etanol contienen 6.00 g de carbon y 1.51 g de hidrógeno. Lo que sobra es oxígeno:
3. Ya con los datos de los pesos de cada elemento se puede determinar la Empirical formula 
C H O
6.00 g 1.51 g 4.00 g
6.00𝑔 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶
12.001 g C
1.51𝑔 𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻
1.008 g 𝐻
4.00𝑔 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂
15.994 g O
= 0.500 moles C = 1.50 moles H = 0.25 moles O
0.500
0.25
= 2.0
1.50
0.25
= 6.0
0.25
0.25
= 1.0
2 6 1
C2H6O
Masa(g)
Formula 
empírica
Relación de 
moles
Porcentaje
de masa
Divida entre el número de 
moles menor
Masa molar
Suponga 100 g 
de muestra
Cambiar a 
subindices enteros
Moles de cada
elemento
C: H : O 
2.98: 7.98: 1
3 : 8 : 1
C3H8O
Ejercicio: El alcohol isopropílico, una sustancia que se vende como alcohol para
fricciones, se compone de C, H y O. La combustión de 0.255 g de alcohol
isopropílico produce 0.561 g de CO2 y 0.306 g de H2O. Determine la fórmula
empírica del alcohol isopropílico.
/0,0043
Ejercicios
* Cuando se realiza la combustión de un compuesto orgánico que contiene
exclusivamente carbono, hidrógeno y nitrógeno se obtienen como productos 1.32 g de
CO2 , 0.81 g de H2O y 0.46g de NO2. Determina:
a) Su fórmula empírica.
* Al quemar completamente 3,70 g de un compuesto puro que contiene únicamente
carbono, hidrógeno y oxígeno, se producen 6,60 g de dióxido de carbono y 2,70 g de agua.
Se sabe además, que 14,8 g del compuesto corresponden a 0,1 mol. Determina la fórmula
empírica y la fórmula molecular del compuesto.
• Una muestra de 3.87 mg de ácido ascórbico (vitamina C) por combustión
genera 5.80 mg de CO2 y 1.58 mg de H2O. ¿Cuál es la composición en
porciento de este compuesto (el porcentaje de masa de cada elemento)?.
El ácido ascórbico contiene solamente C, H y O.
• La composición en porciento del acetaldehído es 54.5% de C, 9.2% de H
y 36.3 de O, y su masa molar es 44 g/mol. Determina la fórmula molecular
del acetaldehído.
• La cafeína, es un estimulante presente en el café que contiene 49.5% en
masa de C, 5.15% de H, 28.9 de N y 16.5% de O; tiene una masa molar
alrededor de 195 g/mol.
• Al quemar una muestra de un hidrocarburo que contiene carbono e 
hidrógeno se producen 12.28 g de CO2 y 5.86 g de agua.
a) ¿Cuántos gramos de muestra se quemaron?
b) ¿Cuál es la composición porcentual de cada elemento en el 
compuesto?
c) ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto orgánico?
Ejercicios:
Ejercicios:
1. El análisis de un compuesto dio la siguiente composición: K: 26,57% Cr: 
35,36% O: 38,07%. Calcular la fórmula empírica del compuesto
R/ K2Cr2O7
2. Un compuesto fue analizado y se encontró que contiene 13.5 g Ca, 10.8 g O, 
and 0.675 g H. ¿Cuál es al formula empírica del compuesto?
R/ Ca(OH)2
Una reacción química un proceso en el que una sustancia (o 
sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas.
Una ecuación química usa los símbolos químicos para 
mostrar lo que sucede durante una reacción química 
Reacciones Químicas y Ecuaciones Químicas
Ecuación 
Química
Interpretación 
Molecular
Interpretación 
en Moles
Ag+ (aq) + NO3
- (aq) + Na+ (aq) + Cl- (aq) AgCl (s) + Na+ (aq) + NO3
- (aq)
2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g)
HgO (s) Hg (l) + O2 (g)
AgNO3 (aq) + NaCl (aq) AgCl (s) + NaNO3 (aq)
NaCl (s) NaCl (aq)
H2O
Información adicional
Balance de ecuaciones químicas: Método Visual
Empiece balanceando esos elementos que aparecen sólo en un reactivo 
y un producto. 
C2H6 + O2 CO2 + H2O empiece con C o H pero no O 
2 carbonos 
en la izquierda 
1 carbono
en la derecha
multiplicar CO2 por 2
C2H6 + O2 2CO2 + H2O
6 hidrógenos
en la izquierda
2 hidrógenos
en la derecha multiplicar H2O por3
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
Balancee esos elementos que aparecen en dos o más reactivos o 
productos. 
2 oxígenos
en la izquierda
4 oxígenos
(2x2)
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
+ 3 oxígenos
(3x1)
multiplicar O2 por
7
2
= 7 oxígenos
en la derecha
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
7
2
quite la fracción 
multiplique ambos lados
por 2
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
Balance de ecuaciones químicas: Método Visual
5. Verifique para asegurarse de que tiene el mismo número de cada tipo de 
átomo en ambos lados de la ecuación. 
3.7
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
Reactivos Productos
4 C
12 H
14 O
4 C
12 H
14 O
4 C (2 x 2) 4 C
12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2)
14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6)
Balance de ecuaciones químicas: Método Visual
1. Asigne letras a cada reactante y productos (a, b, …):
a Cu + b HNO3  c Cu(NO3)2 + d H2O + e NO2
Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + H2O + NO2
2. Haga una lista de los elementos y proponga ecuaciones dependiendo del
número de átomos en cada compuesto
Cu: equation 1 a = c
H : equation 2 b = 2d
N : equation 3 b = 2c + e
O : equation 4 3b = 6c + d + 2e
Balance de ecuaciones químicas: Método Algebraíco
3. Resuelva el sistema de ecuaciones. Asigne un valor arbitrario a la letra que
aparezca en más ecuaciones
Balance de ecuaciones químicas: Método Algebraíco
a = c (1)
b = 2d (2)
b = 2c + e (3)
3b = 6c + d + 2e (4)
a=1  c=1 
Igualando (2) y (3) , sustituyendo c=1 y reordenando
2d – e = 2 *(-2) (5)
Sustituyendo c=1 en (4) y reordenando:
5d – 2e = 6 (6)
Suma algebraica ecuaciones (5) y (6):
2d – e = 2 (5)
5d – 2e = 6 (6)
-4d +2 e = -4 (5)
5d – 2e = 6 (6)
d = 2
3. Resuelva el sistema de ecuaciones. Asigne un valor arbitrario a la letra que
aparezca en más ecuaciones
a = 1 ; b = 4; c = 1 ; d = 2; e = 2
Cu + 4 HNO3  Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2
Balance de ecuaciones químicas: Método Algebraíco
a = c (1)
b = 2d (2)
b = 2c + e (3)
3b = 6c + d + 2e (4)
Sustituyendo d=2 en (2) :
b = 2*(2) b=4
Sustituyendo b=4 y c=1 en (3) :
b = 2c + e e = b-2c e = 4-2*(1) e=2
Ejercicios: Balancear las siguientes ecuaciones:
• Al + S8 Al2S3 
• CO + O2 CO2
• C2H4 + O2 CO2 + H2O 
• Pb(NO3)2 + NaC l PbCl2 + NaNO3
• Mg2C3 + H2O Mg(OH)2 + C3H4
• Ca(OH)2 + HBr CaBr2 + H2O 
Ejercicios: Balancear las siguientes ecuaciones:
• Al + S8 Al2S3 
• CO + O2 CO2
• C2H4 + O2 CO2 + H2O 
• Pb(NO3)2 + NaC l PbCl2 + NaNO3
• Mg2C3 + H2O Mg(OH)2 + C3H4
• Ca(OH)2 + HBr CaBr2 + H2O 
• 16 Al + 3 S8 8 Al2S3
• 2 CO + O2 2 CO2
• C2H4 + 3 O2 2 CO2 + 2 H2O 
• Pb(NO3)2 + 2 NaCl PbCl2 + 2 NaNO3
• Mg2C3 + 4 H2O 2 Mg(OH)2 + C3H4
• Ca(OH)2 + 2 HBr CaBr2 + 2 H2O
Tipos de Reacciones Químicas
Clasificación de acuerdo a los cambios energéticos
-Exotérmica
-Endotérmica
Clasificación de acuerdo a la reorganización de reactivos y productos 
-Síntesis o Combinación
-Descomposición
-Desplazamiento simple
-Desplazamiento doble
Tipos de Reacciones Químicas
Clasificación de acuerdo al comportamiento químico o clasificación analítica
Metátesis (Desplazamiento doble)
-Precipitación
-Ácido-base (Neutralización)
Óxido-Reducción o Redox
- Síntesis 
- Desplazamiento simple: metales o Hidrógeno
- Desplazamiento simple: Desproporción (Dismutación)
- Descomposición 
- Combustión
Energía y Reacciones
• Todas las reacciones químicas envuelven un cambio de energía.
• La transferencia de energía, usualmente calor, entra o sale de la mezcla de reacción. 
• Cambio de energía: H (Entalpía)
Algunas reacciones causan un aumento de la
temperatura de la mezcla de reacción. Este tipo de
reacción es llamada exotérmica. La mezcla de reacción
proporciona energía térmica, por lo que el entorno
aumenta de temperatura.
Cambios Temperatura
Algunas reacciones causan una disminución de la
temperatura de la mezcla de reacción. Este tipo de
reacción se llama endotérmica. La mezcla de reacción
capta la energía térmica, por lo tanto, el entorno
disminuye su temperatura
Exotérmica vs. Endotérmica
Reacciones endotérmicas y exotérmicas
Energía debe ser suministrada al
sistema para romper enlaces
Energía es desprendida cuando
se forman nuevos enlaces.
Endotérmica
Exotérmica
Entalpía de la reacción es mayor a cero; ∆𝑯 > 𝟎
𝟐𝑪𝑶 𝒈 + 𝑶𝟐 → 𝑪𝑶𝟐 𝒈 ∆𝑯 = −𝟓𝟔𝟔 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍
𝑪𝑶𝟐 𝒈 → 𝑪𝑶 𝒈 +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 ∆𝑯 = 𝟐𝟖𝟑 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍
Entalpía de la reacción es menor a cero; ∆𝑯 < 𝟎
Síntesis o Reacciones de Combinación
Ejemplos:
N2 (g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
C3H6 (g) + Br2 (l)  C3H6Br2(l)
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
2 Mg (s) O2 (g) 2 MgO (s)
+
REDOX
Reacción de Desplazamiento.
Desplazamiento de Hidrógeno
2 Li(s) + 2H2O(l)  2 LiOH(ac) + H2(g)
Zn(s) + 2HCl(ac)  ZnCl2(ac) + H2(g)
REDOX
Zn (s) + CuSO4 (ac) ZnSO4 (ac) + Cu (s)
Reacción de Desplazamiento. 
Desplazamiento de metal
REDOX
Reacción de Desplazamiento. 
Desplazamiento de metal
Cu (s) + 2AgNO3 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)
REDOX
Reacciones de Descomposición
2 H2O(l)  2 H2(g) + O2(g)
CaCO3(s)  CO2(g) + CaO(s)
REDOX
2 HgO(s)  2 Hg(l) + O2(s)
REDOX
no-REDOX
Reacciones de Combustión
C2H6O(l) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(l)
C5H12(g) + 8O2(g)  5CO2(g) + 6H2O(g)
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
(g) (g)(g)(g)
REDOX
Reacciones de precipitación
Precipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución
2 KI(ac) + Pb(NO3)2(ac)  PbI2(s) + 2KNO3(ac)
Reacciones Ácido-Base 
H2SO4(ac) + Mg(OH)2(ac)  MgSO4(ac) + H2O(l)
KOH(ac) + H2S(ac)  K2S(ac) + H2O(l)
HCl(ac) + NaOH(ac)  NaCl(ac) + H2O(l)
HCl(ac) + KOH(ac) CaCl2(ac) + H2O(l)
Zn(s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)
Ca(s) + F2(g) CaF2(s)
Precipitación, doble desplazamiento
Ácido-Base, doble desplazamiento
Redox, desplazamiento de H2
Redox, combinación
Clasifique las reacciones siguientes:
H2S(g) + O2(g) H2SO4; ∆H = - 184.6 kJ/mol
Exotérmica, síntesis, redox
BaCl2(ac) + Na2SO4(ac) BaSO4(s) + 2NaCl(ac)
• Masa atómica, concepto de mol y masa 
molar
• Número de átomos por cantidad de 
elemento
• Composición porcentual
• Fórmula empírica y molecular
• Ecuaciones químicas, Balanceo de 
ecuaciones
• Cálculos estequiométricos
• Reactivos limitante
UC 5. ESTEQUIOMETRÍA
La materia no puede ser creada o destruida en ningún proceso físico o 
químico, simplemente transformada.
Cantidad de Reactantes y Productos
aA bB
A y B
𝒂𝒎𝒐𝒍 𝑨
𝒃𝒎𝒐𝒍 𝑩
; 
𝒃𝒎𝒐𝒍 𝑩
𝒂𝒎𝒐𝒍 𝑨
molar ratios
Método del Mol
ESTEQUIOMETRÍA
aA bB
A y B
𝒂𝒎𝒐𝒍 𝑨
𝒃𝒎𝒐𝒍 𝑩
; 
𝒃𝒎𝒐𝒍 𝑩
𝒂𝒎𝒐𝒍 𝑨
Cantidad de Reactivos y Productos
aA + bB cC + dD
Mass A
Atoms
Molecules
A
Mol A Mol B
Mass B
Atoms
Molecules
B
Relación Mol a Mol usando los 
Coeficientes de la ecuación
química balanceada
Relación molar
ESTEQUIOMETRÍA
Método del Mol
ESTEQUIOMETRÍA
Método del Mol
ESTEQUIOMETRÍA
Método del Mol
ESTEQUIOMETRÍA
Ejemplo: Considerar la combustión completa de butano, C4H10, el combustible de los 
encendedores desechables:
a) Escribe la reacción del proceso y balancearla:
b) Escribe las relaciones molares existentes
2 : 13 : 8 : 10
2 𝑚𝑜𝑙 𝐶4𝐻10
13 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
;
2 𝑚𝑜𝑙 𝐶4𝐻10
8 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2
;
10 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂
13 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
…
Método del Mol
ESTEQUIOMETRÍA
Método del Mol
ESTEQUIOMETRÍA
Es recomendable calcular las masas moleculares de los compuestos involucrados en 
la reacción química:
C4H10
C: 4 x 12 = 48
H: 10 x 1 = 10
58 g/mol
MH= 1 g/mol - MC= 12 g/mol - MO= 16 g/mol Tabla Periódica
CO2
C: 1 x 12 = 12
O: 2 x 16 = 32
44 g/mol
H2O
H: 2 x 1 = 2
O: 1 x 16 = 16
18 g/mol
O2
O: 2 x 16 = 32 g/mol
c) Calcule la masa de CO2 que se produce al quemar 1.00 g de C4H10
Método del Mol
ESTEQUIOMETRÍA
gramos de C4H10 → moles de C4H10 → moles de CO2 → gramos de CO2
2 moles de C4H10
8 moles de CO2
8 moles de CO2
2 moles de C4H10
d) Calculela masa de O2 que se necesita al quemar 1.00 g de C4H10
Método del Mol
ESTEQUIOMETRÍA
gramos de C4H10 → moles de C4H10 → moles de O2 → gramos de O2
2 moles de C4H10
13 moles de O2
13 moles de O2
2 moles de C4H10
Método del Mol
209 g CH3OH
1 mol CH3OH
32.0 g CH3OH
x
4 mol H2O
2 mol CH3OH
x
18.0 g H2O
1 mol H2O
x =
235 g H2O
gramos CH3OH moles CH3OH moles H2O gramos H2O
masa molar
CH3OH
coeficientes 
de la ecuación química
masa molar
H2O
ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Considere la combustion del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso:
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
Si la reacción se inicia con 3.60 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 que se 
producen si hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO.
Cual de las expresiones es correcta para la ecuación siguiente?
4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g)
a) Se producen 6 g de H2O para cada 4 g de NH3 que ha reaccionado.
b) Se produce 1 mol de NO por mol de NH3 que ha reaccionado.
c) Se producen 2 moles de NO por cada 3 moles de O2 que ha reaccionado.
Revisión de conceptos
ESTEQUIOMETRÍA
6 verdes agotados
6 rojas sobre la izquierda
Reactivos limitantes 
3.9
Antes del inicio de la reacción Después de completada la reacción
Reactivo limitante
Reactivo en exceso
Ecuación: C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
x 80.0 g O2
1.0 mol C3H8
44.0 g C3H8
22.0 g C3H8 x x =
5.0 mol O2
1.0 mol C3H8
32.0 g O2
1.0 mol O2
Ejemplo. En un recipiente de reacción, 22.0 g de propano (C3H8) se mezcla con 19.0 g de
oxígeno molecular (O2) y reaccionan.
a) Escriba una ecuación química balanceada para esta reacción
b) Encuentre el reactivo limite.
Hay 19.0 g O2 y se necesitarían 80.0 g O2 para poder reaccionar con todos los 22.0 g C3H8, 
como falta oxígeno, el oxígeno es el reactivo limitante.
22.0 g 19.0 g
¿Qué cantidad de oxígeno se requiere para que reaccione con todo el propano?
ESTEQUIOMETRÍA
Ecuación: C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
22.0 g 19.0 g
x 5.225 g C3H8
1.0 mol O2
32.0 g O2
19.0 g O2 x x =
1.0 mol C3H8
5.0 mol O2
44.0 g C3H8 
1.0 mol C3H8
c) Cuanto sobra del reactivo en exceso?
(22.0 – 5.225) = 16.775 g C3H8 sobran
¿Qué cantidad de propano se requiere para que reaccione con todo el oxígeno?
Hay 22.0 g C3H8 y se necesitarían 5.225 g C3H8 para poder reaccionar con todos los 19.0 g 
O2, como sobra propano, el propano es el reactivo en exceso.
ESTEQUIOMETRÍA
c) Calcule la cantidad en gramos de CO2 que se produciría (se utiliza el RL)
x 15.675 g CO2
1.0 mol O2
32.0 g O2
19.0 g O2 x x =
3.0 mol CO2
5.0 mol O2
44.0 g CO2
1.0 mol CO2
x 8.55 g H2O
1.0 mol O2
32.0 g O2
19.0 g O2 x x =
4.0 mol H2O
5.0 mol O2
18.0 g H2O
1.0 mol H2O
d) Calcule la cantidad en gramos de H2O que se produciría (se utiliza el RL)
ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3
2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
Calcular la masa de Al2O3 formada.
g Al mol Al mol Fe2O3 g Fe2O3
g Fe2O3 mol Fe2O3 mol Al g Al 
¿Qué cantidad de óxido férrico se requiere para que reaccione con todo el aluminio?
¿Qué cantidad de aluminio se requiere para que reaccione con todo el óxido férrico ?
ESTEQUIOMETRÍA
2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
124 g Al
1 mol Al
27.0 g Al
x
1 mol Fe2O3
2 mol Al
x
160. g Fe2O3
1 mol Fe2O3
x = 367 g Fe2O3
124 g Al Requieren 367 g Fe2O3
Por lo tanto, Al será el reactivo limitante, reaccionarán 124 g de Al con 
367 g Fe2O3 y quedarán sin reaccionar (601 g-367g)= 234 g de Fe2O3
cantidad de óxido férrico se requiere para que reaccione con todo el aluminio
Esto significa que 124 g de Al requieren de 367 g de Fe2O3 para reaccionar 
completamente.
124 g 601 g
ESTEQUIOMETRÍA
g Al mol Al mol Al2O3 g Al2O3
124 g Al
1 mol Al
27.0 g Al
x
1 mol Al2O3
2 mol Al
x
102. g Al2O3
1 mol Al2O3
x = 234 g Al2O3
Calcular la masa de Al2O3 formada. (Se recomienda utilizar el R. L)
2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe 
124 g 367 g
+ 234 g de Fe2O3 sin 
reaccionar
ESTEQUIOMETRÍA
367 g Fe2O3
1 mol Fe2O3
159,7 g Fe2O3
x
1 mol Al2O3
1 mol Fe2O3
x
102. g Al2O3
1 mol Al2O3
x = 234 g Al2O3
2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe 
124 g 367 g
+ 234 g de Fe2O3 sin 
reaccionar
g Fe2O3 mol Fe2O3 mol Al2O3 g Al2O3
que reaccionaron
367 g
Para los calculos de cantidad de producto formado, también se puede
utilizar el reactivo que sobra, siempre que los calculos se hagan con la 
cantidad de reactivo que reaccionó.
La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reaccion del amoniaco con dioxido de carbono:
2NH3(g) + CO2(g) → (NH2)2CO(ac) + H2O(l)
En un proceso se hacen reaccionar 637.2 g de NH3 con 1 142 g de CO2. a) .Cual de los dos 
reactivos es el reactivo limitante? b) Calcule la masa de (NH2)2CO que se formara. c) .Cuanto 
del reactivo en exceso (en gramos) quedara sin reaccionar al finalizar la reaccion?
Rendimiento de reacción
Rendimiento Teórico: Es la cantidad máxima de producto que podrá ser formada
si reacciona todo el reactivo limitante. Se calcula a partir de la ecuación química
balanceada.
Rendimiento Real: La cantidad de producto realmente formado o recuperado
cuando la reacción se lleva a cabo en el laboratorio. El rendimiento real es casi
siempre menor que (y nunca puede ser mayor que) el rendimiento teórico.
El rendimiento porcentual de una reacción es la relación de los rendimientos real
y teórico, según:
ESTEQUIOMETRÍA
Ejemplo: Si se obtienen 14.981 g CO2, de la reacción de 22 g de propano con 
19.0 g de oxígeno, cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?
¿Qué cantidad teórica de CO2 se obtiene en la reacción? 
Este valor se obtiene teniendo en cuenta el reactivo limitante!!!
¿Qué cantidad real o experimental se obtiene de CO2?
Este valor es el obtenido en el laboratorio!!!
ESTEQUIOMETRÍA
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
¿Qué cantidad teórica de CO2 se obtiene en la reacción?
Primero debo determinar quien es el reactivo limitantes, para luego poder calcular la 
cantidad de dióxido de carbono que teóricamente debería formarse
ESTEQUIOMETRÍA
22 g 19g
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
22 g C3H8
1 mol C3H8
44.0 g C3H8
x
5 mol O2
1 mol C3H8
x
32. g O2
1 mol O2
x = 80 g O2
cantidad de oxígeno que se requiere para que reaccione con todo el propano
cantidad de propano que se requiere para que reaccione con todo el propano
19 g O2
1 mol O2
32.0 g O2
x
1 mol C3H8
5 mol O2
x
44. g C3H8
1 mol C3H8
x =5,23 g C3H8
El reactivo limite es el oxígeno
x 15.675 g CO2
1.0 mol O2
32.0 g O2
19.0 g O2 x x = 
3.0 mol CO2
5.0 mol O2
44.0 g CO2
1.0 mol CO2
%𝑅 =
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
∗ 100
¿Qué cantidad teórica de CO2 se obtiene en la reacción?
Rendimiento teórico
Rendimiento experimental:
lo proporciona el problema
14.981 g CO2
Rendimiento real
=
14.981
15.675
∗ 100 = 95.6%
ESTEQUIOMETRÍA
5,23 g 19g
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
Reaccionan:
Sobran:
Inicial: 22 g 19g
16,77 g
Porcentaje de pureza
Porcentaje de pureza es el porcentaje de masa de una sustancia
respecto a la masa impura de la sustancia.
%𝑃𝑢𝑟𝑖𝑡𝑦 =
𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑢𝑛𝑑 𝑒𝑛 𝑡ℎ𝑒 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑠𝑎𝑚𝑝𝑙𝑒
𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑠𝑎𝑚𝑝𝑙𝑒
∗ 100%
• Si una muestra impura es usada en una reacción química , el porcentaje de pureza
debe ser usado en los calculos estequiométricos.
• El porcentaje de pureza también puede ser determinado, en teoría, por medio de la
cantidad de producto obtenido de la reacción, asumiendo que el rendimiento es del
100%.
%𝑃 =
𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑢𝑛𝑑
𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑠𝑎𝑚𝑝𝑙𝑒
∗ 100%
Ejercicios:
1. Calcule la masa de NaCl 97% presentes en 10 g de muestra.
97% =
𝑋
10
∗ 100%
2. Considere la reacción de hidróxido de magnesio con ácido fosfórico
92.5% =
𝑋
15.0
∗ 100%
X = 9.7 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙
𝑀𝑔(𝑂𝐻)2+𝐻3𝑃𝑂4 → 𝑀𝑔3(𝑃𝑂4)2 + 𝐻2𝑂
%𝑃 =
𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑢𝑛𝑑
𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑠𝑎𝑚𝑝𝑙𝑒
∗ 100%
a) Calcule la masa de Mg3(PO4)2 que se debería formar (asumir rendimiento 100%) desde
la reacción de 15.0g de Mg(OH)2 92.5% con un exceso de H3PO4.
13.875𝑔 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2∗
1 𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑔 𝑂𝐻 2
58.3𝑔 𝑀𝑔 𝑂𝐻 2
∗
1 𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑔3 𝑃𝑂4 2
3 𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑔 𝑂𝐻 2
∗
262.9𝑔 𝑀𝑔3 𝑃𝑂4 2
1 𝑚𝑜𝑙𝑀𝑔3 𝑃𝑂4 2
𝑋 = 13.875𝑔 𝑑𝑒 𝑀𝑔 𝑂𝐻 2
3 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2+ 2 𝐻3𝑃𝑂4 → 𝑀𝑔3(𝑃𝑂4)2 + 6𝐻2𝑂
= 20.9𝑔 𝑀𝑔3(𝑃𝑂4)2
88.5% =
84.49
𝑋
∗ 100%
%𝑃 =
𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑢𝑛𝑑
𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑠𝑎𝑚𝑝𝑙𝑒
∗ 100%
b) Calcule la masa de Mg(OH)2 88.5% que se necesitaría para formar 127.0 g de Mg3(PO4)2
(asumir rendimiento 100%)
127.0 𝑔 𝑀𝑔3 𝑃𝑂4 2 ∗
1 𝑚𝑜𝑙𝑀𝑔3 𝑃𝑂4 2
262.9𝑔 𝑀𝑔3 𝑃𝑂4 2
∗
3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
1 𝑚𝑜𝑙𝑀𝑔3 𝑃𝑂4 2
∗
58.3𝑔 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
1 𝑚𝑜𝑙𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
𝑋 = 95.47𝑔 𝑀𝑔 𝑂𝐻 2
3 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2+ 2 𝐻3𝑃𝑂4 → 𝑀𝑔3(𝑃𝑂4)2 + 6𝐻2𝑂
= 84.49𝑔 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
3. Una muestra de 0.5273g de sulfato de plata impura fue tratada con un exceso de una
solución de cloruro de sodio. Se obtuvieron 0.3572g de cloruro de plata. Calcular el porcentaje
de pureza de la muestra de sulfato de plata.
%𝑃 =
0.3885
0.5273
∗ 100% = 73.68%
0.3572𝑔 𝐴𝑔𝐶𝑙 ∗
1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝐶𝑙
143.3𝑔 𝐴𝑔𝐶𝑙
∗
1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔2𝑆𝑂4
2 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝐶𝑙
∗
311.736𝑔𝐴𝑔2𝑆𝑂4
1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔2𝑆𝑂4
= 0.3885𝑔 𝐴𝑔2𝑆𝑂4
𝐴𝑔2𝑆𝑂4 + 𝑁𝑎𝐶𝑙 → 𝐴𝑔𝐶𝑙 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
𝐴𝑔2𝑆𝑂4 + 2𝑁𝑎𝐶𝑙 → 2𝐴𝑔𝐶𝑙 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
%𝑃 =
𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑢𝑛𝑑
𝑚𝑎𝑠𝑠 𝑜𝑓 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑒 𝑠𝑎𝑚𝑝𝑙𝑒
∗ 100%