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SAPTIMA PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM
TEMA: CÁLCULOS QUÍMICOS - ESTEQUIOMETRIA
Es el conjunto de unidades planteadas con la
finalidad de expresar la masa de las sustancias y su
relación con el número de partículas contenidas en
ella (átomos, iones, moléculas, etc).
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA (UQM)
Masa Atómica Promedio de un Elemento
Según el espectrómetro de masas:
( )
( )( ) ( )( )34,969 75,77 36,996 24,23
M.A. C
100
+
=l
( )M.A. C 35,453 uma=l
Isótopo A
Masa
isotópica
(uma)
% Abundancia
35
17
Cl 35 34, 969 75, 77 %
37
17
Cl 37 36, 996 24,23 %
Significa: 1 átomo de Cloro (Cl ) tiene una masa en
promedio 35,453 uma.
Se define como la masa relativa de las moléculas de
una sustancia. Se puede determinar sumando las
masas atómicas relativas de los átomos que
constituyen la molécula
Ejemplos:
( ) ( )2H OM 1 16 2 1 18∴ = + =
( )M M.A. E= ∑
Algunos ejemplos:
( ) ( )2H SM 2 1 1 32 34= + =
( ) ( ) ( )3HNOM 1 1 1 14 3 16 63= + + =
( )2
M 2 14 28= =
( ) ( ) ( )6 12 6C H OM 6 12 12 1 6 16 180= + + =
Nota: Para compuestos iónicos se emplea la
masa o peso formula (P.F). Los compuestos
iónicos no forman moléculas, se representan
por su unidad fórmula.
Masa o Peso Molecular ( M )
En el sistema S.I. el mol es la cantidad de una
sustancia que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas y otras partículas) como átomos
hay exactamente en 12 gramos del isótopo de
Carbono -12. El valor aceptado en la actualidad es:
Concepto de Mol
1mol 6,022045 10 particulas23
*=
En forma práctica:
NA: Número de Avogadro
1 mol de sustancia = 6 x 1023
partículas = 1 NA
partícula
Es aquella cantidad de un elemento, que contiene
exactamente 1 mol de átomos y su masa equivale
numéricamente a su masa atómica, expresado en
gramos
Ejemplos:
1 at-g (C) = 12g
Equivale o
contiene
→ 1mol de átomos
(C) ó 6,022 x 1023
átomos (C)
Átomo gramo (at-g)
Es aquella cantidad de una sustancia covalente, que
contiene exactamente 1 mol de moléculas y su masa
equivale numéricamente a su masa molecular
expresado en gramos.
Molécula gramo (mol-g)
Ejemplos:

2. Relaciona la masa de una sustancia con la masa de
“Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación”
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Número de molécula gramo de una sustancia
A
Masa(Sust) #moléculas(Sust)
#mol g n
M(Sust)
− = = =
CONCEPTO
Es aquella parte de la química que estudia las
relaciones cuantitativas (masa, volumen, moles) de
los componentes puros de una reacción química.
Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas
pueden ser ponderales y / o volumétricas.
otras sustancias.
1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA
MASA
Fue planteada por el químico Francés Antoine
Lavoisier (1743 – 1794) considerado el padre de
la química moderna; nos indica que en toda
reacción química completa y balanceada la masa
total de las sustancias reactantes es igual a la masa
total de las sustancias de los productos.
Ejemplo:
48476 40.A.P
Ca2
=
+
48476 32M
)g(2O1
=
→
48476 56M
CaO2
=
Relación
Molar
2 mol – g 1 mol–g 2mol–g
Relación
en Masa
80g 32g 112g
∑ Masa (Reactantes) = ∑ Masa (Productos) = 112g
2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS
ESTEQUIOMETRIA
Leyes Ponderales
Fue enunciada por el químico francés Joseph
Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo
proceso químico los reactantes y productos
participan manteniendo sus masas o sus moles en
proporción fija, constante y definida; cualquier
exceso de uno de ellos permanece sin reacción
Ejemplo: Quemado de carbón
48476 12.A.P
)g(C2
=
+
48476 32M
)g(2O1
=
→
48476 56M
)g(CO2
=
Reacción
molar
2 mol – g 1 mol–g 2mol–g
Relación
en Masa
24g 32g 56g
Por
Proust
3g 4g 7g
Ejemplo 60g 80g 140g
Se observa que:
NOTA:
Reacción Limitante (RL):
Es aquella sustancia que ingresa al reactor
químico en menor proporción estequiométrica y al
agotarse limita la cantidad máxima del
producto(s) obtenido(s).
Reactivo en Exceso (RE):
Es aquella sustancia que ingresa al reactor
químico en mayor proporción estequiométrica por
lo tanto queda como sobrante al finalizar la
reacción.
Regla práctica para evaluar el R.L. y R.E para
cada reactante se plantea la siguiente proporción.
químicaecuaciónladeobtenidaCantidad
reactivodedatoCantidad
La menor relación es para el RL y todos los
cálculos se hacen con el
La mayor relación es para el R.E.
Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay –
Lussac (1778 – 1850), quién investigando las
reacciones de los gases determino: “A las mismas
condiciones de presión y temperatura existe una
relación constante y definida entre los volúmenes de
las sustancias gaseosas que intervienen en una
versión química; cualquier exceso deja de
combinarse”.
Estas relaciones solo serán aplicables a sustancias
gaseosas.
Ejemplo: Síntesis del amoniaco
7
)CO(masa
4
)2O(masa
3
)C(masa
==
Leyes Volumétricas

3. “Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación”
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1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Reacción
molar
1 mol – g 3 mol–g 2mol–g
Relación
volumétrica
1vol 3vol 2vol
Por Gay
Lussac
1L
5L
30cm3
3L
15L
90 cm3
2L
10L
60 cm3
Relación de volúmenes:
2
)3NH(vol
3
)2H(vol
1
)2N(vol
==
ESTEQUIOMETRÍA
1. En el Sistema Internacional, la cantidad de sustancia es una magnitud básica y su
unidad es el MOL. Al respecto de sus equivalencias, marque la alternativa
INCORRECTA.
I. Un mol de Cu contiene 6,02x1023
moléculas de Cu.
II. En 1 mol de hidrógeno gaseoso hay 2 moles de átomos de H.
III. 1,2x1024
moléculas de NH3 ocupan un volumen de 44,8L a CN.
1 mol = 6,02x1023
A) VFV B) FVF C) VVV D) FFV E) FVV
Solución:
6,02 x 1023
1 mol P. At. (g)
PF (g)
22,4 L (gas CN)
I. FALSO: 1 mol de Cu = 6,02x1023
átomos de Cu.
II. VERDADERO:
1mol H2(g) = 6,02x1023
moléculas de H2 = 2 mol de átomos de H = 1,2x1024
átomos de H.
III. VERDADERO: 1,2x1024
moléculas NH3 = 2 mol de NH3 = 44,8 L de NH3 (CN).
2. Complete los espacios en blanco:
I. Dos moles de NO2 pesan _______ gramos y contienen 3,6 X1024
átomos.
II. En 127g de FeCl2 hay 1U.F. de FeCl2 y ________ iones cloruro.
Datos: Pesos atómicos: N = 14 O = 16 Fe = 56 Cl = 35,5
A) 92 – 1,8x1024
B) 46 – 1,2x1024
C) 92 – 6,02x1023
D) 46 – 2,4x1024
E) 92 – 1,2x1024
Solución:
I. PF NO2 = (14) + 2(16) = 46
1 mol NO2 = 46 g NO2 = 1mol de átomos N + 2mol de átomos O = 3 mol de átomos
2 mol NO2 = 2 x 46g NO2 = 92g NO2 = 6 mol átomos = 3,6 x 1024
átomos.

4. “Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación”
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II. PF FeCl2 = (56) + 2(35,5) = 127
127g FeCl2 = 1 U.F. FeCl2 = 2 mol iones Cl
1-
= 1,2x1024
iones cloruro
3. La fórmula del yeso es: CaSO4.2H2O. Al respecto, complete los espacios en blanco:
a) El porcentaje en peso de la sal anhidra es __________ %
b) En 344g de yeso hay _____________ g de agua
Datos:
A) 79 - 72 B) 72 - 79 C) 79 - 21
D) 21 - 79 E) 79 - 79
Solución:
Peso Fórmula del yeso:
CaSO4.2H2O = (40) + 32 + (4x16) + 2(18) = 172
CaSO4 = 136 2H2O= 36
anhidrasal%79100x
172
136
x100
O.2HCaSOPF
PF.CaSO
CaSO%
24
4
4 
O2H72g 2





O.2HgCaSO172
O2H36g
O.2HCaSO344g
24
2
24
4. El etilenglicol, un anticongelante tiene un peso molecular de 62g/mol. Si su
composición contiene 38,7% de C; 9,7% de H y 51,6% de O, indique la alternativa
que contiene la fórmula molecular del anticongelante.
Pesos atómicos: C = 12 O = 16 H = 1
A) C2H22O1 B) C2H5O2 C) C2H6O2
D) C3H10O E) CH2O3
Solución:
 Fórmula empírica: C1H3O1 PM CH3O = 31
Elemento Ca S O H
Peso Atómico 40 32 16 1
Elemento %W W(g) W(g) ÷ PA = n Proporción a números enteros
C 38,7 38,7 38,7 ÷ 12 = 3,2 3,2 ÷ 3,2 =1
H 9,7 9,7 9,7 ÷ 1 = 9,7 9,7 ÷ 3,2 =3
O 51,6 51,6 51,6 ÷ 16 = 3,2 3,2 ÷ 3,2 =1
100g
2
empíricaFórmulaPM
molecularFórmulaPM

31
62
x
 Fórmula molecular: C2H6O2

5. 5.
“Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación”
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Una barra de magnesio puro reacciona estequiométricamente con 146g de cloruro
de hidrógeno contenido en ácido clorhídrico generando la respectiva sal haloidea e
hidrógeno gaseoso.
Al respecto marque la secuencia de verdadero (V) ó falso para las siguientes
proposiciones:
I. El peso de magnesio que reaccionó fue de 24g.
II. Se formó 190g de cloruro de magnesio.
III. Se liberó 44,8 L de H2(g) medidos a CN.
Datos: P.At. Mg = 24 PF HCl = 36,5
A) VFV B) FVV C) VVV D) FFV E) FVF
Solución:
Mg(s) + 2HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g)
I. FALSO: El peso de magnesio que reaccionó fue de 48g.
Mg48g
2x36,5gHC
24gMg
146gHC 





l
l
II. VERDADERO: Se formó 190g de cloruro de magnesio: MgCl2
2
2
l
l
l
l MgC190g
2x36,5gHC
MgC95g
146gHC 





III. VERDADERO: Se liberó 44,8 L de H2(g) medidos a CN
(CN)H44,8L
2x36,5gHC
H22,4L
146gHC 2
2
l
l 





6. El hidróxido de sodio (NaOH) o soda caústica es utilizado en la industria para fabricar
jabones, papel, limpiadores, entre otros. Una forma de obtenerlo es combinando
hidróxido de calcio [Ca(OH)2] o cal apagada y carbonato de sodio (Na2CO3) o sosa a
través de una reacción de metátesis. Al respecto complete los espacios en blanco.
I. Por 2 mol de cada reactante que se combinan estequiométricamente se generan
___ mol de producto.
II. Se requiere ______ kg de cal apagada de 74% de pureza para producir 80kg de
soda cáustica.
Pesos Fórmula: NaOH = 40 Ca(OH)2 = 74
A) 6 - 100 B) 3 - 80 C) 6 - 80 D) 3 - 100 E) 6 – 74
Solución:
Ca(OH)2 (ac) + Na2CO3 (ac) → 2 NaOH (ac) + CaCO3 (s)
.

6. 7.
“Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación”
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I. 2 moles de reactantes generan 3 moles de productos y 4 moles de reactantes
generan 6 moles de producto.
II. apagadacalkg100
Ca(OH)kg74
apagadacalkg100
NaOHkg2x40
Ca(OH)kg74
NaOHkg80
2
2














Bajo ciertas condiciones se obtuvo vapor de agua a partir de 8 gramos de hidrógeno
y 32 gramos de oxígeno. Indique el reactivo limitante y determine el volumen en litros
del reactivo en exceso, medido a CN, al finalizar la reacción.
A) O2 y 44,8 B) H2 y 22,4 C) H2 y 44,8
D) H2 y 89,6 E) O2 y 98,6
Solución:
1 mol H2 = 2g H2 → 8g H2 = 4 moles H2
1mol O2 = 32g O2
Ecuación balanceada:
2 H2(g) + O2(g) 2H2O(v)
2 mol H2 requiere 1 mol O2(g) y forma 2 mol H2O(v)
→ Reactivo en exceso = H2
nH2 exceso = 4 mol – 2 mol = 2mol →
→ Reactivo limitante = O2
8. Para obtener la sosa Solvay o natrón (Na2CO3), se emplea 100g de carbonato de
calcio con 12g de carbono y suficiente cantidad de sulfato de sodio, según la
ecuación:
Na2SO4(s) + CaCO3(s) + C(s) → Na2CO3(s) + CaS(s) + CO2(g)
¿Cuál fue el rendimiento de la reacción si se obtuvo 45g de sosa?
P.At.C = 12 PF CaCO3 = 100 PFNa2CO3
A) 80 B) 78 C) 75 D) 83 E) 85
Solución:
Balanceando la ecuación:
Na2SO4 + CaCO3 + 2C → Na2CO3 + CaS + 2CO2
100gCaCO3---- 24g C
2 mol H2 = 2x22,4L = 44,8L
Reactivo Limitante: C
Reactivo en exceso: CaCO3
32
32
CONag53
C24g
CONag106
xC12g 
orendimientde85%100x
53g
45g
100x
CalculadaCantidad
ObtenidaCantidad
R% 

7. 5.
4.
3.
2.
1.
10.
9.
8.
7.
6.
5.
4.
3.
2.
1.
“Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación”
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SEMANA Nº 7: UQM - ESTEQUIOMETRIA
¿Cuántos átomos- gramos o moles de átomos hay
en 112g de nitrógeno molecular?
A) 4 B) 5 C) 3 D) 6 E) 8
Los pesos fórmulas de los compuestos Zn3(PO4)2
(fosfato de Zinc) y (NH4)2SO4 (sulfato de
amonio), respectivamente son:
A) 132 y 386,2 B) 386,2 y 128
C) 370,2 y 128
D) 386,2 y 132 E) 370,2 y 132
¿Cuántos gramos y átomos de oxígeno hay,
respectivamente, en 386,2g de Zn3(PO4)2?
A) 128 y 4,8x1024
B) 128 y 4,8x10-24
C) 4,8x1024
y 128
D) 128 y 2,4x1024
E) 128 y 2,4x10-24
Determine respectivamente el porcentaje en peso
de cada elemento en el Al(OH)3
A) 3,85; 61,64; 34,61
B) 43,61; 3,85; 61,57
C) 34,61; 61,54; 3,85
D) 34,61; 60,54; 3,85
E) 34,61; 61,54; 4,85
Determine la fórmula empírica para un compuesto
que contiene 26,6% de K, 35,4% de Cr y 38% de
oxígeno.
A) KCrO4
B) K2Cr2O7
C) KCr2O7
D) K2CrO7
E) K2Cr2O4
En la reacción: Al + HCl → AlCl3 + H2 , si
reaccionaran 54g de aluminio con suficiente
cantidad de ácido clorhídrico, ¿cuántos gramos de
hidrógeno y moles de cloruro de aluminio (III) se
producirán, respectivamente?
A) 3 y 2 B) 2 y 6 C) 3 y 1
D) 6 y 4 E) 6 y 2
¿Cuántos gramos de SO2 se formarán a partir de
96g de azufre y 64g de oxígeno?
A) 96 B) 128 C) 64
D) 32 E) 138
¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen en la
combustión completa de 80g de propano (C3H8)?
A) 220 B) 44 C) 240
D) 180 E) 260
En la descomposición por calentamiento de
2,45g de KClO3, ¿qué volumen de oxígeno en
mL, a C.N se obtendrá?
KClO3 → KCl + O2
A) 6,72x10-1
B) 6,72x102
C) 6,72x10-2
D) 6,72x103
E) 6,72x10-3
¿Qué cantidad, en gramos, de óxido de aluminio
se puede preparar a partir de 24,9g de aluminio
que reacciona con suficiente oxígeno?
A) 40 B) 57 C) 32
D) 36 E) 47
PRÁCTICA DOMICILIARIA
(UNMSM-2004-II) ¿Cuántas moles de dióxido de
carbono se produce, si 375g de CaCO3 con 80% de
pureza se descompone según la reacción
CaCO3 → CaO + CO2 P.A( Ca=40; C=12; O=16 )
A) 3,75 B) 3,00
D) 3,55 E) 2,95
C) 3,20
(UNMSM-2005-II) ¿Cuántos gramos de anhídrido
carbónico se forman cuando reaccionan 60g de
carbono con suficiente oxígeno. P.A ( C=12uma ,
O=16uma )
A) 220 B) 440
D) 240 E) 200
C) 130
(UNMSM-2008-II) ¿Cuántos gramos de agua se
formarán al hacer reaccionar 10g de H2 con 500g
de O2?
A) 45g B) 90g
D) 270g E) 135g
C) 180g
(UNMSM-2011-II) Se hace reaccionar 20g de
NaNO3, cuya pureza es 75% con suficiente
cantidad de H2SO4, según la ecuación:
2NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO3
Calcule el peso de HNO3 producido.
Datos: P.F( HNO3=63 g/mol; NaNO3= 85g/mol)
A) 14,8g B) 11,1g C) 22,2g
D) 13,9g E) 18,5g
UNMSM-2004-I) A partir de 0,303g de KClO3 se
ha obtenido 0,1g de O2. Calcular el porcentaje de
rendimiento de la reacción:
2 KClO3 →2 KCl + 3 O2 P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 )
A) 84,2% B) 64,0%
D) 74,2% E) 32,0%
C) 94,0%