Libro de Química II

2PRELIMINARES
Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de diciembre de 2009.
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 11,524 ejemplares.
COLEGIO DE BACHILLERES
DEL ESTADO DE SONORA
Director General
Mtro. Jorge Luis Ibarra Mendivil
Director Académico
Lic. Jorge Alberto Ponce Salazar
Director de Administración y Finanzas
Lic. Oscar Rascón Acuña
Director de Planeación
Dr. Jorge Ángel Gastélum Islas
QUÍMICA 2
Módulo de Aprendizaje.
Copyright ©, 2009 por Colegio de Bachilleres
del Estado de Sonora
todos los derechos reservados.
Primera edición 2009. Impreso en México.
DIRECCIÓN ACADÉMICA
Departamento de Desarrollo Curricular
Blvd. Agustín de Vildósola, Sector Sur
Hermosillo, Sonora. México. C.P. 83280
Registro ISBN, en trámite.
COMISIÓN ELABORADORA:
EQUIPO TÉCNICO
Coordinación general:
Luz María Grijalva Díaz
Elaboradores disciplinares:
Alma Lorenia Valenzuela Chávez Matemáticas II
Nydia Gabriela Estrella Química II
Próspero Mendoza Yocupicio Historia de México I
Diego Navarro Gil Taller de Lectura y Redacción II
María del Socorro Salas Meneses Ética y Valores II
María Enedina Duarte Camacho Informática II
Moisés Galaz Duarte Lengua Adicional al Español II
Sonia María Valle Ross Orientación Educativa II
Revisión Disciplinaria:
Ramón Marcos Peralta Barreras
Corrección de Estilo:
Antonia Sánchez Primero
Supervisión Académica:
Nancy Vianey Morales Luna
Diseño:
Joaquín Rivas Samaniego
Grupo Editorial:
Ana Isabel Ramírez Vásquez
Bernardino Huerta Valdez
Francisco Peralta Varela
Joaquín Rivas Samaniego
Coordinación Técnica:
Claudia Lugo Peñuñuri
Coordinación General:
Lic. Jorge Alberto Ponce Salazar

3
PRELIMINARES
Ubicación Curricular
DATOS DEL ALUMNO
Nombre: _______________________________________________________________
Plantel: __________________________________________________________________
Grupo: _________________ Turno: _____________ Teléfono:___________________
E-mail: _________________________________________________________________
Domicilio: ______________________________________________________________
_______________________________________________________________________
COMPONENTE:
FORMACIÓN BÁSICA
CAMPO DE CONOCIMIENTO:
CIENCIAS EXPERIMENTALES
HORAS SEMANALES:
05
CRÉDITOS:
10

5
PRELIMINARES
Presentación ..................................................................................................................................................... 7
Mapa de asignatura.......................................................................................................................................... 8
BLOQUE 1: APLICA LA NOCIÓN DE MOL EN LA CUANTIFICACIÓN DE
PROCESOS QUÍMICOS .........................................................................................................................9
Secuencia 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 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 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
Secuencia 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 1. Mezclas homogéneas y heterogéneas ........................................................................88
• Elemento, compuesto y mezcla .................................................................................................................90
• Métodos de separación de mezclas ..........................................................................................................92
Secuencia 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. Ácidos y bases............................................................................................................121
• Características de ácidos y bases .............................................................................................................¿?
• ¿Ácido o básico? ........................................................................................................................................¿?
• Reacción de neutralización y titulación ....................................................................................................129
Índice

6PRELIMINARES
BLOQUE 4: VALORA LA IMPORTANCIA DE LOS COMPUESTOS DEL
CARBONO EN SU ENTORNO............................................................................................................133
Secuencia 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 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 1. Macromoléculas naturales......................................................................................... 192
• Macromoléculas, monómeros y polímeros............................................................................................. 193
• Composición química de los seres vivos...................................................................................................¿?
• Carbohidratos .......................................................................................................................................... 194
• Lípidos...................................................................................................................................................... 202
• Proteínas .................................................................................................................................................. 208
Secuencia 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
Este Módulo de Aprendizaje de Química 2 contiene la información necesaria para apoyarte en la construcción de tu
aprendizaje, ya que está diseñado para ser una guía en el proceso de enseñanza-aprendizaje que llevarás acabo en
el transcurso de tu vida como bachiller.
Al adentrarte en este nuevo Módulo, encontrarás que cuenta con la descripción de las competencias que obtendrás y
el cómo saber identificarlas, y algo muy importante: reconocer si se han adquirido o no mediante la autoevaluación.
Aunado a los contenidos de este Módulo, las aportaciones y la guía de tu profesor(a) serán también fundamentales
para ayudarte a la construcción de tu propio conocimiento, sobre todo a obtener las competencias esenciales para
hacer frente a los retos que se presentarán a lo largo de tu vida.
El material que tienes en tus manos, es una herramienta de suma importancia que te conviertas en una persona
competente, visionaria e innovadora, características que se establecen en los objetivos de la Reforma Integral de
Educación Media Superior que actualmente se esta implementando a nivel Nacional.
El reto del Colegio de Bachilleres de ofrecerte material de apoyo de calidad, acorde a los nuevos tiempos, que
cumplan con los objetivos de la Reforma, además de lo que los escenarios local, nacional, e internacional demandan,
se ve alcanzado en este Módulo de Aprendizaje, el cual no deja de ser perfectible, pero que a la vez concentra la
información y actividades que ayudarán hacer de ti la persona que nuestra sociedad necesita.
Presentación

Química 2
Bloque 1
Aplica la noción de mol
en la cuantificación de
procesos químicos.
Secuencia didáctica 1.
Mediciones de la
materia.
Estequiometria,
economía y cuidado
ambiental.
Bloque 2
Actúa para disminuir la
contaminación del aire,
del agua y del suelo.
Contaminación: causas
y efectos.
Prevención y reducción
de la contaminación.
Bloque 3
Comprende la utilidad
de los sistemas
dispersos.
Mezclas homogéneas y
heterogéneas.
Disolución, suspensión
y coloide.
Ácidos y bases.
Bloque 4
Valora la importancia de
los compuestos del
carbono en su entorno.
Estructura de los
compuestos del
carbono.
Clasificación de los
compuestos del
carbono.
Bloque 5
Identifica la importancia
de las macromoléculas
naturales y sintéticas.
Macromoléculas
naturales
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.
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 preparar 3.5 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?: 3Ca3(PO4)2 Ca
_________________P _______________O ___________________.

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 1023
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 1023
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: NA = 6.022 x 1023
y representa a una constante física.
1 mol de cualquier sustancia o cosa, contiene 6.022 x 1023
partículas (átomos, moléculas,
iones) o lo que sea a lo que se refiera.
1 mol=6.022 x 1023
partículas
De esta manera, un mol de aluminio (Al) estará formado por 6.022 x 1023
átomos de aluminio; en tanto que un mol de
agua (H2O) contiene 6.022 x 1023
moléculas de agua o un mol de iones Ca++
, tiene 6.022 x 1023
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 1023
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.

 El helio es monoatómico: 1 mol de He = 6,022 x 1023
átomos de He
 El hidrógeno es diatómico: 1 mol de H2 = 6,022 × 1023
moléculas de H2 o 2 x 6.022 x
1023
átomos de hidrógeno.
 El sulfato de amonio es poliatómico: 1 mol (NH4)2SO4 = 6,022 × 1023
moléculas de
(NH4)2SO4.
 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, 102
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 1023
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 1023
átomos de carbono = 12 x 6.022 x 1023
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 C12
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 x1023
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 H2O, 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 H2O 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.

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
Al2(Cr2O7)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 H2, Cl2) 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 1023
C 12.0107 12 12.00 6.022 x 1023
Fe 55.845 56 56.00 6 .022 x 1023
Cl 35.453 35.5 35.50 6.022 x 1023
O 15.9994 16 16.00 6.022 x 1023
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 (H2) es una molécula formada
por dos átomos de hidrógeno, así un mol de moléculas de H2 contiene 2 moles de átomos de hidrógeno. Por lo tanto,
la masa molar de la molécula de H2 es el doble de la masa molar del átomo de hidrógeno; es decir 2 x 1 g = 2 g.
Elemento Masa atómica
(uma)
Masa molar
(gramos)
Cantidad de
moléculas
H2 1 (1 x 2)= 2 6.022 x 1023
Cl2 35.5 (35.5 x 2)= 71.0 6.022 x 1023
1 mol = 6.022 x 1023
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 1023
átomos de hierro
170 gramos de hierro  x
Despejando X:
X = 6.022 x 1023
átomos x 170 gramos de hierro
56.00 gramos de hierro
X= 1.828107 x1024
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

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 (O2) y un mol de nitrógeno (N2).
Cantidad: 1 mol 1mol 1 mol
Masa: 40 g 32 g 28 g
Número de 6.022x1023
6.022x1023
6.022x1023
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 (SO2), uno de los responsables de la lluvia ácida
b) Ácido ascórbico o vitamina C (C6H8O6)
2. ¿Cuál es la masa molar del mercurio (Hg) y del ozono (O3)?
Hg O3
3. ¿Qué volumen ocupan 43 moles de CO2 en condiciones normales o estándar?

Evaluación
Actividad: 2 Producto: Ejercicios. Puntaje:
Saberes
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
docente
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
C9H38O. 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:
2H2 + O2  2H2O
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 relativos de 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.
2H2(g) + O2(g) 2H2O(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 (6.022x1023
moléculas) de H2 + 6.022x1023
moléculas de O2 2 (6.022x1023
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”.

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 + O2 → CO2
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 (H2O) 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).
2H2 + O2  2H2O
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 (CO2). En el CO la relación en masa es de 12 g de
carbono por 16 de oxígeno; mientras que en el CO2 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 (H2O).
Por otro lado 6 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para producir dióxido de
carbono (CO2).
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, CH4, 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 CH4
Compuesto Relación
en masa
Cl2O 70 a 16
Cl2O3 70 a 48
Cl2O5 70 a 80
Cl2O7 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?

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
Describe el significado de las
leyes ponderales.
Aplica las leyes ponderales.
Aprecia la interpretación práctica
de las leyes estequiométricas
Autoevaluación
docente
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%.
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________________________

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 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
Cada Pueden
relacionarse
con
Para dar
2 molé
culas de
SO2
1 molécula
de O2
2 moléculas
de SO3
2 moles
de SO2
1 mol de O2 2 moles de
SO3
128 g de
SO2
32 g de O2 160 g de
SO2
44.8 litros
de SO2
22.4 litros
de O2
44.8 litros
de SO3
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 (NH3) 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:
N2 + H2  NH3
1) Como primer paso balancear la ecuación química:
N2 + 3H2  2NH3
2) Una vez balanceada la ecuación química se interpreta en las unidades requeridas, en este caso el mol:
N2 + 3H2  2NH3
1 mol de N2 + 3 mol de H2  2 mol de NH3
3) Identificar la relación y resolver el cálculo planteando una regla de tres simple:
1 mol de N2 → 3 moles de H2
X mol de N2 → 23 moles de H2
X mol de N2= (23 moles de H2) (1 mol de N2)
3 moles de H2
X mol de N2= 7.666 moles de N2 se combinan con 23 moles de H2

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 (C4H10) 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 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
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
C4H10 C= 12
H= 1
C=12 X 4= 48
H= 1 X 10= 10
58 g/mol 2 C4H10
2(58) = 116 g
CO2
C= 12
O=16
C= 12 x1= 12
O=16 x 2=32
44 g/mol 8 CO2
8(44)= 352 g
2 moles de C4H10 → 8 moles de CO2
116 g de C4H10 → 352 g de CO2
450 g de C4H10 → X g de CO2
X g de CO2 = (450 g de C4H10) (352 g de CO2)
116 g de C4H10
X g de CO2 =1365.517 g de CO2
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 (C4H10):
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
¿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 ocupa un 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.

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 C4H10 → 13 moles de O2
44.8 litros de C4H10 → 104 litros de O2
40 litros de C4H10 → X volumen de O2
X volumen de O2= (104 litros de O2)(40 litros de C4H10)
44.8 litros de C4H10
X volumen de O2= 92.857 litros de oxígeno son necesarios para reaccionar con 40 litros de butano.
Relaciones masa-mol-volumen.
La aspirina, o ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es uno de los analgésicos más
conocidos. Un método de laboratorio para su preparación es hacer reaccionar ácido
salicílico (C7H6O3) con anhídrido acético (C4H6O3). La ecuación química de la
reacción es:
2C7H6O3 + C4H6O3  2C9H8O4 + H2O
Si se quieren obtener 345 gramos de aspirina (C9H8O4) ¿Cuántos moles de ácido
salicílico (C7H6O3) 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:
2C7H6O3 + C4H6O3  2C9H8O4 + H2O
2 moles deC7H6O3 → 2 moles deC9H8O4
Primera parte X moles C7H6O3 → 345 gramos C9H8O4
Segunda parte 2 moles C7H6O3 → 360 gramos C9H8O4
*Al convertir alguna sustancia presente en la ecuación, a moles litros o gramos; se
debe utilizar el coeficiente estequiométrico para determinar este cálculo.
C9H8O4 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 C7H6O3 → 345 gramos C9H8O4
2 moles C7H6O3 → 360 gramos C9H8O4
X moles C7H6O3= 2 moles C7H6O3 x 345 gramos C9H8O4
360 gramos C9H8O4

29
BLOQUE 1
Resultado: 1.91 moles de ácido salicílico se requieren para la obtención de 345 gramos de aspirina C9H8O
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) + O2(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 (C8H18) por día. ¿Cuál es el volumen
de dióxido de carbono (CO2) que se acumula en la atmósfera por la combustión
de esta cantidad de gasolina. La ecuación correspondiente es:
2C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18H2O
La disminución del ozono (O3) 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:
3O3 + NO → 4O2 + NO2
Calcula el número de moles de ozono que se descomponen al reaccionar con 1234 gramos de óxido nítrico:

Evaluación
Actividad: 4
Producto: Cálculos
estequiométricos.
Puntaje:
Saberes
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
docente
Calcula el número de moles de ozono que se descomponen al reaccionar con 1234 gramos de
óxido nítrico:
El fertilizante sulfato de amonio (NH4)2SO4 se prepara mediante la reacción entre el amoniaco NH3 y ácido
sulfúrico H2SO4:
2NH3(g) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4(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?

Para calcular los porcentajes en masa de hidrógeno y oxígeno presentes en la molécula de agua se debe determinar
la masa de 1 mol de agua (H2O). 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 H2O = 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
(CaCO3) se obtiene mediante los siguientes cálculos:
CaCO3
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, FeS2
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

El conjunto de números enteros calculados se escribe como subíndice del elemento correspondiente:
La fórmula mínima del glicerol: C3H8O3
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 CHO2, y su peso molecular es de 90, ¿Cuál es su fórmula molecular?
Datos:
Fórmula mínima = CHO2
Peso molecular = 90 uma
Peso fórmula = 12 + 1 + 32 = 45
Factor = 90 / 45 = 2
Fórmula molecular: Factor (fórmula mínima)
Fórmula molecular: 2 (CHO2) = C2H2O4

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 Cl2
b) 60.0 gramos de NaClO3
c) 11.2 litros de Cl2
d) 0.10 mol de KCl
La reacción entre el óxido nítrico (NO) y el oxígeno para formar dióxido de nitrógeno (NO2) es un paso
determinante para la formación del smog fotoquímico:
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
¿Cuántos moles de oxígeno se consumen para formar 32 litros de NO2?

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 (NH2)2CO
b) Nitrato de amonio NH4NO3
c) Amoniaco NH3
Calcula la composición porcentual de cada uno de los elementos del fosfato de calcio Ca3(PO4)2, principal
constituyente de los huesos.

37
BLOQUE 1
Evaluación
Saberes
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
docente
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 siguiente composición porcentual en masa: Carbono 44.4%, hidrógeno 6.21%, azufre 39,5% y oxígeno 9.86%.
Calcula su fórmula mínima. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es aproximadamente de 162
gramos?

Estequiometria, economía y cuidado ambiental.
Inicio
Resuelve el siguiente cuestionario.
¿Qué importancia tiene la estequiometría en las producciones
industriales o en la preparación casera de bebidas?
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
¿Qué es la contaminación?
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
Explica la elaboración de tacos si cuentas con carne asada, suficiente verdura y 10 tortillas. ¿De qué depende
la cantidad de tacos que se pueden preparar?
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
Actividad: 1

39
BLOQUE 1
Un anticongelante, no
sólo es para prevenir del
congelamiento a los
vehículos. En realidad un
anticongelante provee
una temperatura
adecuada, que permite
proteger todos los
componentes y
superficies internas de
los daños por el calor y
la corrosión.
Evaluación
Saberes
Reconoce la aplicación de los
cálculos estequiométricos.
Aplica conceptos a procesos
cotidianos.
Se percata y valora la utilización
de cálculos estequiométricos.
Autoevaluación
docente
Desarrollo
Reactivo limitante.
En las reacciones químicas que se llevan a cabo a nivel industrial o en el laboratorio,
generalmente los reactivos no se colocan en cantidades estequiométricas exactas;
es decir en las proporciones que indica la ecuación balanceada. En consecuencia,
en la reacción uno de los reactivos se consume en su totalidad, o sea se termina
primero. El reactivo que se consume primero en una reacción recibe el nombre de
reactivo limitante ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de
la cantidad de este reactivo; cuando este reactivo se consume no se puede formar
más producto; en otras palabras limita la reacción. Los reactivos en exceso, son los
reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la
cantidad de reactivo limitante.
Un ejemplo para explicar este concepto es la organización de un grupo de danza
formado por 3 mujeres y 5 hombres, por lo que su director, al preparar un baile por
parejas solo puede completar 3 parejas hombre/mujer; 2 hombres se quedan sin
pareja. En este caso el número de mujeres limita el número de parejas o de hombres
que podrán participar en este baile.
Durante los procesos químicos, se selecciona al reactivo que es más costoso como reactivo limitante, porque de esta
forma es un hecho que este reactivo se termine durante la reacción y no se desperdiciará.
El concepto de reactivo limitante es también importante a la hora de querer reducir los productos contaminantes. Es
de gran importancia saber hacer las reacciones, para no producir residuos contaminantes o bien eliminarlos antes de
que se conviertan en un problema. Una forma de hacer bien las reacciones es controlar el reactivo que se quiere sea
el limitante para conducir las reacciones.

¿Qué es el metanol?
El metanol es un líquido sin color con
un suave olor a alcohol, lo que lo hace
imposible de detectar cuando está
mezclado con alcohol.
•¿Cuánto es demasiado?
Menos de una cucharita de metanol
puede causar ceguera y más de
cuatro cucharadas pueden ser
letales.
•¿Cuáles son los efectos del metanol?
Beber metanol causa los mismos
efectos que beber alcohol en exceso,
además de causar problemas
pronunciados de visión. Sin embargo,
una vez que los síntomas
desaparecen, se repiten de seis a 30
horas después con mayor severidad.
Aquellos con intoxicación más seria
pierden el conocimiento y mueren por
fallas respiratorias o cardíacas. Otros
pueden permanecer en estado de
coma hasta por una semana y quedar
ciegos.
Ejemplo:
El etilenglicol (C2H6O2) que se utiliza como anticongelante para los automóviles y en la
preparación del poliéster para la elaboración de telas, se prepara haciendo reaccionar
óxido de etileno (C2H4O) y agua. La ecuación química balanceada de esta reacción es:
C2H4O + H2O → C2H6O2
Si se hace reaccionar 166 gramos de óxido de etileno con 75.0 gramos de agua, ¿Cuál
es el reactivo limitante? ¿Qué cantidad de etilenglicol se obtiene?
Para encontrar cuál es el reactivo limitante se identifica la relación estequiométrica en la ecuación balanceada:
En el problema: X gramos de H2O → 166 gramos de C2H4O
En la ecuación: 18 gramos de H2O → 44 gramos de C2H4O
Entonces:
X gramos de H2O= (18 gramos de H2O) (166 gramos de C2H4O)
44 gramos de C2H4O
Resultado:
67.90 gramos de H2O son necesarios para la reacción exacta de 166 gramos de C2H4O. En el problema se hacen
reaccionar 75 gramos de agua, por lo que sobran 7.10 gramos de agua, por lo tanto el reactivo limitante es el óxido
de etileno (C2H4O) y el reactivo en exceso es el H2O.
Ahora para determinar la cantidad de etilenglicol producida, se realiza el cálculo a partir de la cantidad dada de óxido
de etileno (C2H4O):
X cantidad de etilenglicol (C2H6O2) → 166 gramos de oxido de etileno (C2H4O)
62 gramos de etilenglicol (C2H6O2) → 44 gramos de oxido de etileno (C2H4O)
X cantidad de etilenglicol= (62 gramos de (C2H6O2)) (166 gramos de (C2H4O))
44 gramos de C2H4O
Resultado: 233.90 gramos de etilenglicol se obtienen a partir de 166 gramos de
etileno, que resultó ser el reactivo limitante; al final de la reacción se recupera la
cantidad sobrante de agua (7.10 g).

41
BLOQUE 1
Actividad: 2
Lee el texto “estequiometria e intoxicaciones” y responde lo que se te solicita al final del
mismo.
Estequiometria e intoxicaciones.
Cuando una persona se
intoxica por la acción de
algún producto químico, en
ocasiones se le puede dar un
antídoto, que reacciona con el
agente tóxico para producir
sustancias que no son
dañinas al organismo.
Un ejemplo es la intoxicación con ácido oxálico
(C2H2O4), sustancia que se puede encontrar en
algunos productos antioxidantes, blanqueadores
y limpiadores de metales.
Otro caso de intoxicación ocurre cuando las
personas ingieren metanol en lugar de etanol. El
metanol se oxida y produce formaldehido, que a
su vez se convierte en ácido fórmico, que es muy
neurotóxico y sus lesiones son irreversibles.
El cuerpo humano no es capaz de eliminar al
ácido fórmico, por lo que el ácido baja el valor del
pH de la sangre lo cual puede producir la muerte.
El ácido fórmico puede neutralizarse en el
organismo suministrando bicarbonato de sodio.
El ácido fórmico tiene que ser el reactivo limitante
por lo que el bicarbonato de sodio se ingiere en
cantidades excesivas.
En todos los casos de intoxicaciones, la idea del
antídoto es que éste sea el reactivo en exceso y el
veneno sea el reactivo limitante. De esta forma, el
veneno reaccionará por completo y se terminará
el problema.
El funcionamiento de las píldoras anticonceptivas
también está relacionado con reactivos en exceso
y reactivos limitantes, ya que es la administración
de diferentes hormonas en cantidades precisas lo
que evita la ovulación y por lo tanto el embarazo.
1) Explica con base en lo leído cuál es la aplicación en el área de la salud del reactivo limitante.
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
2) ¿Por qué el antídoto siempre debe ser el reactivo en exceso al tratar una intoxicación?
__________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________

Evaluación
Saberes
Comprende el concepto de
reactivo limitante.
Aplica el concepto al cuidado de
la salud.
Actúa responsablemente en uso
de sustancias.
Autoevaluación C MC NC
Calificación otorgada por el
docente
Rendimiento de una reacción.
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de la reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es
decir, la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona completamente el reactivo limitante. El rendimiento
teórico, por tanto, es el máximo rendimiento, el cual se predice a partir de la ecuación balanceada.
En la práctica el rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción, casi
siempre es menor que el rendimiento teórico. El porcentaje de rendimiento puede ser cualquier valor entre 1 y 100.
Mientras más cercano a 100 sea, más óptimo será el proceso. Existen muchas razones para explicar la diferencia
entre el rendimiento real y teórico; entre los factores que pueden afectar el rendimiento se encuentran la presión o la
temperatura, la pureza de los reactivos o la reacción puede ser reversible o la contaminación de la reacción con otras
sustancias no deseables.
Para determinar la eficiencia de una reacción específica, se utiliza el rendimiento porcentual o porcentaje de
rendimiento, el cual describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico. Se calcula como sigue:
100x
teóricoientodimren
realientodimren
ientodimrendePorcentaje
Ejemplo:
El titanio, un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, se utiliza en la construcción
de bicicletas ligeras y resistentes. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV)
con magnesio fundido, a una temperatura entre 950 y 1150°C:
TiCl4 (g) + 2Mg(l) → Ti(s) + 2MgCl2(l)
En cierta operación industrial 3.54 x107
gramos de TiCl4 reaccionan con 1.13 x107
gramos de Mg.
a) Calcúlese el rendimiento teórico de Ti, en gramos.
b) Calcúlese el porcentaje de rendimiento si realmente se obtienen 7.91 x 106
gramos
de Ti.
100x
teóricoientodimren
realientodimren
Impurezas de reactivos
•Es prácticamente imposible
tener una sustancia que sea
absolutamente pura, aún los
mejores reactivos tienen
impurezas.
•En los reactivos que se venden
comercialmente están
especificadas, no solamente la
cantidad de impurezas sino
cuales son.
• La pureza de los reactivos se
representa como porcentaje. Si
se dice que un reactivo tiene 90
% de pureza, eso significa que
por cada 100 g que se tomen
habrá sólo 90 g que
corresponden al reactivo y 10 g
son de impurezas.

43
BLOQUE 1
Respuesta:
a) Primero se determina cual sustancia es el reactivo limitante.
Como los datos en el problema están dados en gramos, se convierte a gramos la cantidad estequiométrica de
TiCl4 y de Mg:
En la ecuación: 188 g TiCl4 →48 g Mg
En el problema: 3.54 x107
g TiCl4 → x g Mg
Solución: X g Mg = (3.54 x107
g TiCl4) (48 g Mg)
188 g TiCl4
Resultado:
9,038,297.872 g de Mg deben reaccionar con 3.54 x107
g TiCl4, pero en la reacción se
han añadido 1.13 x107
g de Mg (11,300,000 g Mg); por lo tanto hay Mg en exceso y el
reactivo limitante es el TiCl4.
b) Ahora se calcula el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante:
En la ecuación: 88 g de TiCl4 → 48 g de Ti
En el problema: 3.54 x107
g de TiCl4 → X g de Ti
Solución: X g de Ti= (3.54 x107
g de TiCl4) (48 g de Ti)
188 g de TiCl4
Resultado: 9,038,297.872 g de Ti es el rendimiento teórico de la reacción.
c) Por último se calcula el porcentaje de rendimiento con base en que realmente se obtienen 7.91 x 106
gramos de Ti
(rendimiento real).
100x
teóricoientodimren
realientodimren
% de rendimiento: 7910000 g Ti X 100
9,038,297.872 g de Ti
Resultado: el porcentaje de rendimiento es de 87.5%
Otro ejemplo:
La urea (NH2)2CO, sustancia utilizada como fertilizante, se prepara por la siguiente reacción:
2NH3 (g) + CO2 (g) → (NH2)2CO (ac) + H2O (l)
Implante de titanio.

Durante un proceso se ponen a reaccionar 79.98 litros de NH3 con 58.13 litros de CO2. Calcular la masa de urea que
se obtiene y la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. Si el porcentaje de rendimiento es igual al
93%, calcula la cantidad real de urea que se produce.
a) Encontrar el reactivo limitante:
En la ecuación: 44.8 litros de NH3 → 22.4 litros de CO2
En el problema: X litros de NH3 → 58.13 litros CO2
Solución: X litros de NH3= (44.8 litros de NH3) ( 58.13 litros CO2)
22.4 litros CO2
Resultado: 116.26 litros de NH3 deben reaccionar con 58.13 de CO2, en el proceso se añaden 79.98 litros solamente,
por lo tanto el NH3 es el reactivo limitante y el CO2 se encuentra en exceso.
Con 79.98 litros de NH3 exactamente reaccionan 39.99 litros de CO2; como en la reacción se añadieron 58.13 litros de
CO2 la cantidad excedente de esta sustancia es de 18.14 litros.
b) A partir de este dato calcular ahora el rendimiento teórico de esta reacción:
En la ecuación: 44.8 litros de NH3 → 82 gramos de (NH2)2CO
En el problema: 79.98 litros de NH3→ X gramos de (NH2)2CO
Solución: X gramos de (NH2)2CO= (79.98 litros de NH3)(82 gramos de (NH2)2CO)
44.8 litros de NH3
Resultado: 146.39 gramos de urea (NH2)2CO es el rendimiento teórico a partir de la cantidad de reactivo limitante
disponible, pero como el rendimiento es del 93%.
Entonces el rendimiento real es de 136.14 gramos de urea.
100x
teóricoientodimren
ientodimrende%
realientodimnRe
El nitrógeno es el nutriente edáfico
requerido en mayor cantidad por las
plantas. En su forma más
abundante, es el gas principal de la
atmósfera (N2).

45
BLOQUE 1
En equipo, resuelvan los cálculos indicados en cada problema.
1) Parte del dióxido de azufre (SO2) que se expulsa a la atmósfera es convertido en ácido sulfúrico
(H2SO4) que forma parte de la lluvia ácida, al reaccionar con el oxígeno y el vapor de agua presentes.
La ecuación química de esta reacción es:
2SO2 + O2 + H2O → 2H2SO4
¿Qué cantidad de ácido sulfúrico se produce al reaccionar 600 gramos de SO2 con 64 gramos de O2? ¿Cuál es
el reactivo limitante?
2) Una muestra impura de zinc (Zn) se trata con un exceso de ácido sulfúrico (H2SO4) para formar sulfato de
zinc (ZnSO4) e hidrógeno molecular (H2). Escriban la ecuación balanceada para la reacción:
Ecuación balanceada:
Si se obtienen 0.0764 gramos de H2 a partir de 3.86 gramos de la muestra, calculen el porcentaje de pureza de
la muestra, ¿Qué suposiciones se hacen para explicar el resultado?
Actividad: 3

Evaluación
Saberes
Interpreta los conceptos de
reactivo limitante y rendimiento
teórico en los cálculos
estequiométricos.
Calcula el reactivo limitante y el
rendimiento teórico en una
reacción química.
Se percata de la importancia de
aplicar cálculos estequiométricos
para evitar problemas ecológicos
y económicos.
Coevaluación C MC NC
Calificación otorgada por el
docente
3) Para determinar el monóxido de carbono (CO) se utiliza el reactivo pentóxido de
diyodo (I2O5) en la reacción:
I2O5 (s) + 5CO(g) → 5CO2(g) + I2(s)
¿Cuántos litros de CO alcanza a medir un detector cargado con 800 gramos de I2O5? ¿Cuál es la cantidad
exacta de CO detectado si el rendimiento de la reacción es del 99%?

47
BLOQUE 1
Cálculos estequiométricos, economía e impacto ambiental.
Al pensar en ciudades industriales se evocan imágenes de lugares contaminados. En la
actualidad, la industria y la contaminación se han relacionado entre sí y aceptado como
un mal de estos tiempos, aún sin preguntarse o sin saber qué es la industria y con ello
entender qué tiene que ver la contaminación con la industria.
Se conoce como industria al conjunto de
actividades orientadas a la transformación
de materias primas en objetos o productos
útiles y preparados para el consumo. En
este proceso se incluye la obtención o
transporte de estos bienes o productos, ya
sean intermedios o finales. Algunas industrias trabajan en serie
(automóviles, electrodomésticos, etc.); otras se sirven de lotes de
productos por ciclos que se repiten cierto número de veces hasta que se
cambia el producto o el modelo (industria textil). Hay industrias que
trabajan sobre pedidos adaptándose a las exigencias de cada cliente
(instalaciones eléctricas, químicas, etc.), en tanto que otras industrias
producen solamente proyectos especiales (industria naval).
A partir de la definición de industria ¿La cosecha de frijol o la obtención y
transporte de leche desde el establo a las pasteurizadoras son procesos
industriales? Sí la respuesta es afirmativa entonces habrá que reflexionar
en las siguientes preguntas: ¿en qué contaminan?, ¿se puede prescindir
de la industria?
Es posible que en realidad las personas relacionen los procesos industriales con
las fábricas de papel, plásticos, combustibles, telas, autos, computadoras,
pinturas o productos de belleza. En estos casos se puede pensar en un proceso
contaminante asociado a la fabricación de los productos que se utilizan todos los
días. ¿Qué acaso es el precio que se deber pagar por tener las comodidades
características de esta época, a las que casi nadie está dispuesto a renunciar?
Todas las obras y actividades son capaces de provocar cambios en el entorno,
pero no por ello debemos paralizar el desarrollo ni eliminar la producción, sino por
el contrario, existen cada vez más medios desarrollados a su vez para permitir las
actividades siendo respetuosos con el Medio Ambiente. Por otra parte, la
realización de cualquier obra exige un suelo disponible y condicionado por su
situación, su calificación y su calidad, que a su vez dependen del uso anterior y su
grado de contaminación. Estos son aspectos esenciales de un proyecto, que es
necesario abordar antes de proponer su ubicación definitiva. Por estas razones,
cada vez es más necesario que los profesionales que realizan los proyectos
conozcan los medios, mecanismos y elementos que deben considerar e integrar
en los proyectos para que éstos resulten respetuosos con el Medio Ambiente.
En cualquiera de las industrias que fabrican los productos mencionados
anteriormente, lo que se lleva a cabo son reacciones químicas, mismas que
pueden representarse con ecuaciones químicas. Los reactivos son lo que se
conoce como materia prima. Los contaminantes pueden ser parte de los productos de la reacción, o bien estar en los
reactivos. Para no producir contaminantes o bien eliminarlos antes de que se conviertan en un problema, hay que
saber hacer las reacciones adecuadamente y disponer con seguridad de los residuos.
¿Cuánto se gasta en
gasolina?
Se puede reducir el costo que
representa el gasto de
combustible en los automóviles,
siguiendo estas
recomendaciones:
1. Revisar la presión de
las llantas. de
Asegurarse de que la
presión de aire sea la
recomendada.
2. Cambiar los filtros de
aire.
3. Realizar el
mantenimiento
sugerido en el
manual del usuario.
4. Comprar el
combustible correcto,
el indicado en el
manual.
5. Un auto ligero es un
auto económico. El
peso es vital para el
consumo de
combustible.

Con las ecuaciones químicas, ¿Se podrá conocer cuánto se va
a obtener de determinado producto y cuánto se necesita de
materia prima de cierto reactivo?, ¿Se podría determinar la
cantidad de contaminación que se produce?, ¿Por qué en
ocasiones queda materia prima sin reaccionar?, ¿Será que en
la industria los procesos no están suficientemente estudiados
y por ello se produce la contaminación? De cualquier forma,
¿Qué es preferible, mejorar la industria o eliminarla y con ella
todas las ventajas que nos aporta?, ¿Qué tan costoso es lograr
que la industria no contamine?
Como ejemplo para el análisis de estos cuestionamientos se
presenta el caso de la relación aire/combustible en un motor.
El monóxido de carbono (CO) se produce en todas las
combustiones incompletas de compuestos de carbono, esto
es, aquéllas que no forman dióxido de carbono como producto
de la reacción. Es un gas invisible, incoloro y sinsabor, por lo
que no se puede detectar altamente. El problema es que el CO
es fuertemente tóxico, ya que forma un enlace fuerte con el
hierro (Fe) de la hemoglobina de la sangre. En condiciones
normales, el hierro de la hemoglobina se une al oxígeno que
se respira y es la que se encarga de llevarlo a todas las células
del cuerpo. Cuando el CO se une al hierro de la hemoglobina
forma un enlace más fuerte que el del hierro con el oxígeno,
con lo cual impide el acceso del oxígeno a las células, con lo
que sobreviene la muerte por asfixia. El monóxido de carbono
convive con los habitantes de las grandes ciudades. Su
presencia en la atmósfera está relacionada con la circulación
de vehículos que utilizan gasolina.
En la combustión completa de la gasolina se produce CO2.
Este gas es menos tóxico que el monóxido de carbono (CO).
Las ecuaciones balanceadas de formación de CO y CO2 a
partir de la gasolina (formada por octano, C8H18) son las
siguientes:
2C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18H2O
2C8H18 + 17O2 → 16CO + 18H2O
Por las ecuaciones se sabe que la producción de CO ocurre
cuando hay menos oxígeno presente (17 moles). La
combustión de la gasolina (C8H18) en presencia de poco
oxígeno favorece la formación de CO.
Experimentalmente se ha obtenido la proporción de CO y CO2
que se produce en función de la cantidad de oxígeno que se
emplea por mol de gasolina quemada. Es recomendable que
el pistón reciba una cantidad de sustancia de alrededor de 13
moles de O2 por cada mol de gasolina, para con ello estar por
encima de las cantidades estequiométricas necesarias para la
formación del dióxido de carbono. Así se produce muy poco
CO y no se entorpece el funcionamiento del motor.

49
BLOQUE 1
En las reacciones de combustión de la gasolina, el O2 tiene que ser el reactivo en exceso para así evitar la formación
del gas más tóxico, el CO.
Una buena medida para reducir la contaminación, quizás la mejor, es afinar el motor lo más frecuentemente posible.
La afinación incluye la limpieza de las partes por las que fluye el aire hacia el interior del motor y la calibración de las
válvulas de acceso. ¿Es suficiente que en la industria automotriz se conozca a detalle el manejo de las ecuaciones
involucradas o a todos los ciudadanos nos compete una parte del cuidado ambiental?, ¿Las implicaciones
económicas son solo a partir del conocimiento de la reacciones de combustión de la gasolina?
Cierre
Lee el texto “Acido sulfúrico” y responde lo que se te solicita al final del mismo.
Ácido sulfúrico.
El ácido sulfúrico es el compuesto que se produce en mayor cantidad en el mundo. Comercialmente el ácido sulfúrico se
prepara en disoluciones, cuya pureza se expresa en porcentajes. Así tenemos ácido sulfúrico al 78%, al 93% y al 99% de
pureza.
El proceso de contacto produce un ácido más puro y concentrado, pero requiere de materias primas más puras y el uso
de catalizadores costosos. Por este método, la conversión total puede ser incrementada desde el 98% al 99.5-99.8%, por
consiguiente reduciendo la emisión del SO2 convertido a la atmósfera. El proceso se basa en el empleo de un catalizador
para convertir el SO2 en SO3, del que se obtiene ácido sulfúrico por hidratación.
2 SO2 + O2 → 2 SO3
SO3 + H2O → H2SO4
El proceso de contacto ha sido mejorado en todo detalle y es ahora una de las industrias de bajo costo, con un proceso
automático continuo. Todas las nuevas plantas de ácido sulfúrico usan el proceso de contacto. Las pocas plantas de
pequeña capacidad emplean la cámara de procesamiento que representa el 5% de las plantas de ácido sulfúrico.
Actividad: 4
El ácido sulfúrico es el eslabón principal en la cadena de producción de muchos
productos químicos. Se usa en la síntesis química de muchos fármacos, en la
fabricación de baterías, en la purificación del petróleo, en metalurgia el ácido
sulfúrico se emplea para eliminar las capas de óxido formadas sobre el acero y en la
producción de fibras sintéticas y colorantes. De él se obtiene el sulfato de amonio
que se utiliza en la fabricación de fertilizantes. En los detergentes se utilizan sulfatos y
sulfonatos que también provienen del ácido sulfúrico, también se emplea en la
purificación de grasas y aceites. De esta forma, el ácido sulfúrico no es sólo
responsable de la lluvia ácida. Sus aplicaciones son diversas y muy importantes.
El ácido sulfúrico se encuentra disponible comercialmente en un gran número de
concentraciones y grados de pureza. Existen dos procesos principales para la
producción de ácido sulfúrico, el método de cámaras de plomo y el proceso de
contacto. El proceso de cámaras de plomo es el más antiguo de los dos procesos y
es utilizado actualmente para producir gran parte del ácido consumido en la
fabricación de fertilizantes. Este método produce un ácido relativamente diluido
(62%-78% H2SO4).

Con base en lo leído responde:
¿Por qué esta sustancia (H2SO4) es tan importante para la industria?
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¿Por qué el proceso de contacto para la producción de ácido sulfúrico, se puede considerar de menor impacto
ambiental?
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Menciona las implicaciones económicas y ecológicas de hacer reaccionar 30 moles de SO2 con 10 moles de O2,
para obtener SO3, esto como parte del proceso de producción de H2SO4.
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Calcula la producción real, en gramos de ácido sulfúrico, que se obtiene a partir de la reacción de 300 moles de
SO3; por el método de contacto alcanzando una conversión del 98%.
2 SO3
H2O
H2SO4
2 SO2
O2
2 SO3

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