Relaciones molares

1. ESTEQUIOMETRÍA
DE LAS
REACCIONES
CRISTHIAN Y. HILASACA ZEA

2. La ESTEQUI0METRÍA es una herramienta
indispensable en la química. Problemas tan diversos
como, por ejemplo, la medición de la concentración
de ozono en la atmósfera, la determinación del
rendimiento potencial de oro a partir de una mina y
la evaluación de diferentes procesos para convertir
el carbón en combustibles gaseosos, comprenden
aspectos de ESTEQUIOMETRÍA.
INTRODUCCIÓN

3. ESTEQUIOMETRÍA

4. ESTEQUIOMETRÍA
El procedimiento químico-matemático por medio del cual se determinan las
cantidades de reaccionantes y productos que intervienen en una reacción
química.
Stoicheion (elemento)
Metron (medida)

5. Estudia las relaciones cuantitativas que se presentan en la reacción química.
La estequiometria se fundamenta en la ecuación química balanceada.
ESTEQUIOMETRÍA
La cantidad de una sustancia se puede expresar en dos unidades: gramos y moles.
Mol: Es la cantidad en gramos numéricamente
igual a la masa de un átomo de una molécula;
este es un término colectivo y tiene una
equivalencia de 6.02x1023 unidades (número de
Avogadro).
EJEMPLO: 1 mol de Carbono equivale a 12 gramos del mismo, pues el carbono pesa
12 u.m.a y esta cantidad contiene 6.02 x 1023 átomos de Carbono.
Es una rama de la química que estudia las relaciones
cuantitativas (cantidad) entre los reactivos y productos
que participan en una reacción química.

6. 1789
Ley de Lavoisier de la conservación
de la masa.
Lavoisier comprobó que en cualquier reacción
química,
LEYES PONDERALES.
la suma de las masas de los
productos que reaccionan
la suma de las masas de
los productos obtenidos
Esto significa que:
=

7. En una reacción
química, la materia no
se crea ni se destruye,
tan sólo se transforma.
Por ejemplo,
si 10 gramos de A se
combinan con 20 gramos de B,
se obtienen 30 gramos de A B.
Antoine Lavoisier: 1734-1794

8. +
+

9. 1799
Ley de Proust de las proporciones definidas.
Afirma que:
Cuando dos elementos se
combinan para formar un
compuesto, lo hacen
siempre en proporciones de
peso fijas y definidas.
Joseph Louis Proust,
(1754-1826)

11. Proust fue a España impartir clases de química, en Segovia y Madrid.
el amoniaco
siempre tendrá
Así, por ejemplo,
un 82.25 % de nitrógeno
y un 17,25 % de hidrógeno
sea cual sea el método empleado para obtenerlo.
La ley de las proporciones definidas constituyó una poderosa arma
para los químicos en la búsqueda de la composición.

12. La ley de Proust
no impide que
dos o más elementos
se unan
en varias proporciones
para formar varios compuestos

13. 1805
Ley de Dalton de las proporciones múltiples
Dalton 1766-1844
Cuando dos elementos se
combinan para dar más de un
compuesto, los pesos de un
elemento que se combinan con
una cantidad fija del otro, guardan
entre si una relación numérica
sencilla.

15. 1805
Ley de Dalton de las proporciones múltiples.
agua y peróxido de hidrógeno
ambas formadas por los elementos hidrógeno y oxígeno
al formar agua:
8.0 g de oxígeno reaccionan con 1.0 g
de hidrógeno
en el peróxido de hidrógeno, hay 16.0
g de oxígeno por cada 1.0 g de
hidrógeno
la proporción de la masa de oxígeno por gramo de
hidrógeno entre los dos compuestos es de 2:1
Usando la teoría atómica, podemos llegar a la conclusión de que el peróxido de
hidrógeno contiene dos veces más átomos de oxígeno por átomo de hidrógeno
que el agua.

16. Análisis comparativo
Ingredientes para la
preparación de pie de limón
Ingredientes para la
preparación de aspirina
3.0 g de ácido salicílico en un matraz Erlenmeyer
de 250 mL.
6.0 mL de anhídrido acético.
10 gotas de ácido fosfórico al 85%.
20 gotas de agua destilada.
20 mL de agua destilada

17. Ahora se sabe que un elemento en
estado natural puede ser una mezcla
de isótopos, cada uno con su propia
masa característica.
La masa atómica promedio o masa
atómica se determina a partir de las
masas isotópicas y las abundancias
fraccionales.
𝑀𝐴 = ෍ 𝑚𝑖. 𝑎𝑓

18. EJEMPLO 01: El litio en la naturaleza se encuentra como una mezcla de isótopos:
7,42% 6Li (6,015 uma) y 92,58% 7Li (7,016 uma). ¿Cuál es la masa atómica del litio?
𝑀𝐴 = ෍ 𝑚𝑖. 𝑎𝑓
Solución:
𝑀𝐴 =
7,42 6,015 + (92,58)(7,016)
100
𝑀𝐴 = 6,941 𝑢𝑚𝑎
Reemplazando:

19. EJEMPLO 02: El cloro consiste de los siguientes isótopos 35Cl (34.60885 uma) 75.771%
y 37Cl (36.96590 uma) 42.229%. ¿Cuál es la masa atómica del cloro?
𝑀𝐴 = ෍ 𝑚𝑖. 𝑎𝑓
Solución:
𝑀𝐴 =
75,771 34,60885 + (42,229)(36,96590)
118
𝑀𝐴 = 35,45 𝑢𝑚𝑎
Reemplazando:

20. En la tabla periódica se reportan las masas atómicas promedio de todos los elementos.

21. MAGNITUDES
ATÓMICAS:
Masa atómica: es la suma de protones y
neutrones de un átomo.
Para poder medir la masa de un átomo, se
creo la unidad de masa atómica (uma).
1 𝑢𝑚𝑎 = 1,6606 × 10−27
𝑘𝑔.

22. • Mol (n): es una unidad de cantidad de materia o sustancia
que contiene 6,02 × 1023
(átomos, moléculas o iones).
• Número de Avogadro (NA): es el número de partículas
presentes en un mol de sustancia, este es 6,02 × 1023
.
1 𝑚𝑜𝑙 = 6,02 × 1023
á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠, 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠.
• Toda unidad tiene su equivalencia, ejemplos:
1 docena = 12 huevos
1 resma de hojas = 500 hojas

23.  Masa molar (M): es la masa de un mol
de partículas (átomos o moléculas)
expresada en gramos.
 Para un elemento, la masa molar es
equivalente a la masa atómica.
 Ejemplo: la masa molar del aluminio
(Al) es 26,98 g/mol.
 Para un compuesto, la masa molar es
equivalente a la suma de los átomo
presentes en la formula química del
compuesto.
 Ejemplo: la masa molar de 𝐻2𝑂 es 18
g/mol
Elementos
N° de
átomos
Masa
atómica
H2O
Hidrogeno 2 1 g/mol 2 x 1= 2
Oxigeno 1 16 g/mol 1 x 16 = 16
Total=18 g/mol

24.  Volumen molar: es el volumen que
ocupa un mol de un compuesto es
estado gaseoso.
 1 mol de gas en condiciones normales
de presión y temperatura ocupan 22,4
L. Las condiciones normales (CN) son
0°C de temperatura y 1 atm de
presión.
 1 mol de cualquier gas en condiciones
normales de P y T = 22,4 L.
Mol
Masa (g)
Masa
atómica
Partícula
6,02 × 1023
Volumen(L)
22,4
(gases)

26. Clasificación de la materia hasta el nivel atómico
¿es homogénea?
NO
SÍ
H2O (l)
C6H12O6 (s)
H2 (g)
O2 (g)
C (s)
Disolución
de glucosa
0,83 M
Leche
(suspensiones)
Sangre
Compuesto Elemento
Mezcla
heterogénea
Disolución
Mezcla Sustancia
Materia
¿puede separarse por un proceso físico?
NO
SI
¿puede descomponerse por un
proceso químico?
NO
SÍ

27. La masa molecular ( MM ) es la suma de las masas atómicas de todos los
elementos que conforman una molécula.
Para los compuestos iónicos como NaCl que no contienen unidades
moleculares discretas, se utiliza el término masa fórmula ( MF ).
El método para determinar masas atómicos o moleculares es la espectrometría de masas.
SO2
1 S
2 O
32.07 uma
31.98 uma
SO2 64.05 uma
NaCl 58.45 uma

28. Un mol se define como la cantidad de una sustancia dada que contiene
tantas moléculas o entidades formulares como el número de átomos que
hay exactamente en 12 gramos de carbono -12.
Al número de átomos en una muestra de
12 g de C-12 se le llama:
Las mediciones recientes de este número
dan el valor de:
6.0221367 X 1023
docena
par
Cuando se utiliza el término mol, es importante especificar siempre la fórmula.
Número de Avogadro ( NA )

29. La masa molar es la masa de un mol de sustancia.
Para realizar cálculos de masa-mol a unidades-mol se utiliza el método del factor unitario .
1 molécula H2SO4 =98.07 uma
1 mol H2SO4 = 6.022 x1023 moléculas
masa molecular ( uma ) = masa molar ( g )
1 mol H2SO4 = 98.07 g

30. EJEMPLO 03: Determine la composición porcentual del etanol con formula: C2H6O
Composición
porcentual
La composición porcentual establece el porcentaje en
masa de cada elemento presente en un compuesto.
% =
𝑛 × 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
× 100
%𝐶 =
2 12,01 𝑔
46,07 𝑔/𝑚𝑜𝑙
× 100 %𝐶 = 52,14 %
%𝐻 =
6 1,008 𝑔
46,07 𝑔/𝑚𝑜𝑙
× 100 %𝐻 = 13,13 %
%𝑂 =
1 16,00 𝑔
46,07 𝑔/𝑚𝑜𝑙
× 100 %𝑂 = 34,73 %
Solución:
CH2CH3OH

31. EJEMPLO 04: Hallar la composición porcentual del ácido sulfúrico.
Solución:
%𝐻 =
2 1,0 𝑔
98 𝑔/𝑚𝑜𝑙
× 100 %𝐻 = 2,04 %
%𝑆 =
1 32,00 𝑔
98 𝑔/𝑚𝑜𝑙
× 100 %𝑆 = 32,7 %
%𝑂 =
4 16,00 𝑔
98 𝑔/𝑚𝑜𝑙
× 100 %𝑂 = 65,3 %
𝑆𝑂3 + 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝑆𝑂4
Formulando el ácido:
Reemplazando:

32. Fórmula
Mínima o
Empírica
A partir de la composición de un compuesto (que puede
obtenerse mediante un analizador elemental), es posible
deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una
relación simple de números enteros entre los átomos que lo
componen.
La fórmula empírica es la expresión más sencilla para representar un compuesto químico. Nos
indica los elementos que están presentes y la proporción mínima en números enteros que hay
entre sus átomos. A esta fórmula se le conoce también como “fórmula mínima” representada
con “FE”.

33. Una fórmula empírica es la fórmula de una sustancia escrita con los
subíndices enteros más pequeños.
Para la mayoría de las sustancias iónicas la fórmula empírica es la fórmula
del compuesto, con frecuencia este no es el caso para las sustancias
moleculares.

34. EJEMPLO 05: Calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K,
8.84 g de Cr y 9.52 g de O.
𝑛𝐾 = 6,64 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾
39,1 𝑔 𝑑𝑒 𝐾
= 0,170 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾
Solución:
a) Se calcula el número de moles de cada elemento:
𝑛𝐶𝑟 = 8,84 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑟
52,0 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑟
= 0,170 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑟
𝑛𝑂 = 9,52 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
16,0 𝑔 𝑑𝑒 𝑂
= 0,595 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
b) De los resultados obtenidos tomamos el
menor de ellos y este será el divisor de
todos los resultados, incluso del mismo:
𝑛𝐾 =
0,170
0,170
= 1 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝐶𝑟 =
0,170
0,170
= 1 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝑂 =
0,595
0,170
= 3,5 𝑚𝑜𝑙
c) Se toman estos números enteros obtenidos
en el paso anterior, los cuales serán los
átomos (subíndices) de dicho elemento.
𝐾: 1 𝐶𝑟: 1 𝑂: 3,5
d) Multiplicamos x2 para obtener números
enteros:
𝑥2
𝐾: 2 𝐶𝑟: 2 𝑂: 7 𝐾2𝐶𝑟2𝑂7
Dicromato de potasio

35. EJEMPLO 06: Se determina que una muestra de benzoato de metilo, un compuesto
empleado en la elaboración de perfumes, contiene 70,57% de Carbono, 5,93% de
Hidrógeno y 23,49% de Oxígeno. Obtenga la fórmula empírica de esta sustancia
Solución:
𝑛𝐶 = 70,57 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶
12,01 𝑔 𝑑𝑒 𝐶
= 5,875 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶
a) Se calcula el número de moles de cada elemento:
𝑛𝐻 = 5,93 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻
1,01 𝑔 𝑑𝑒 𝐻
= 5,871 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻
𝑛𝑂 = 23,49 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
16,0 𝑔 𝑑𝑒 𝑂
= 1,468 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
b) De los resultados obtenidos tomamos el
menor de ellos y este será el divisor de
todos los resultados, incluso del mismo:
𝑛𝐶 =
5,875
1,468
= 4 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝐻 =
5,871
1,468
= 4 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝑂 =
1,468
1,468
= 1 𝑚𝑜𝑙
c) Se toman estos números enteros obtenidos
en el paso anterior, los cuales serán los
átomos (subíndices) de dicho elemento.
C: 4 𝐻: 4 𝑂: 1
𝐶4𝐻4𝑂

36. Fórmula
Molecular o
Fórmula
Verdadera
La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con
la fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del
benceno es CH, que no tiene correspondencia con ninguna
molécula real, mientras que su fórmula molecular es C6H6.
La fórmula molecular es la fórmula real de la molécula y está formada por los símbolos que
son los elementos químicos y unos subíndices que nos indica el número de átomos que
participan en la formación de la molécula. Se representa por “FM”.
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H C6H6
“CH”
fórmula empírica fórmula molecular

37. EJEMPLO 07: La fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molar es 180 g/mol.
Escribir su fórmula molecular.
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝐶𝐻2𝑂 = 30 𝑔/𝑚𝑜𝑙
Solución:
𝑛 =
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
𝑛 =
180 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑢𝑐𝑜𝑠𝑎
30 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝐻2𝑂
Reemplazando
Multiplicamos x6:
𝐶6𝐻12𝑂6
𝐹ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 = 𝐶𝐻2𝑂 𝑛
𝑛 = 6
𝐹ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 = 𝐶𝐻2𝑂 6

38. EJEMPLO 08: El succinato de dibutilo es un repelente utilizado en casas para los insectos.
Su composición es 62,58% de Carbono, 9,63% de Hidrógeno y 27,79% de Oxígeno. Si su
peso molecular determinado experimentalmente es de 239 g/mol, obtén su fórmula
molecular.
Solución:
𝑛𝐶 = 62,58 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶
12,01 𝑔 𝑑𝑒 𝐶
= 5,2106 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶
a) Se calcula el número de moles de cada elemento:
𝑛𝐻 = 9,63 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻
1,01 𝑔 𝑑𝑒 𝐻
= 9,5346 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻
𝑛𝑂 = 27,79 𝑔 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
16,0 𝑔 𝑑𝑒 𝑂
= 1,7369 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
b) De los resultados obtenidos tomamos el
menor de ellos y este será el divisor de
todos los resultados, incluso del mismo:
𝑛𝐶 =
5,2106
1,7369
= 3 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝐻 =
9,5346
1,7369
= 5,5 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝑂 =
1,7369
1,7369
= 1 𝑚𝑜𝑙
c) Se toman estos números enteros obtenidos
en el paso anterior, los cuales serán los
átomos (subíndices) de dicho elemento.
𝐶: 3 𝐻: 5,5 𝑂: 1,
d) Multiplicamos x2 para obtener números
enteros:
𝑥2
𝐶: 6 𝐻: 11 𝑂: 2 𝐶6𝐻11𝑂2

39. CÁLCULOS
ESTEQUIOMÉTRICOS
EN UNA REACCIÓN

40. Conocimientos previos
 Número de Avogadro (NA)
 Masa molar (MM)
 Ley de la conservación de la materia
 Manejo de factores de conversión
1 mol
1 mol de sustancia:
- átomos
- Iones
- moléculas
- etc.

41. Estequiometría
“Estudio cuantitativo de reactivos y
productos en una reacción química”

42. Cálculos estequiométricos en una reacción
 Se recomienda realizar los cálculos
estequiométricos en base a “moles”
de reactivos y productos.
 Para obtener moles a partir de la
masa o viceversa utilizar la masa
molar como factor de conversión.

43. Factores de conversión
De tabla periódica MMS = 32.064 [g/mol]
1 mol S = 32.064 [g/mol]
25𝑔 𝑆 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆
32,064 𝑔 𝑆
= 0,780 𝑚𝑜𝑙 𝑆
2 𝑚𝑜𝑙 𝑆 ×
32,064 𝑔 𝑆
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆
= 64,128𝑔 𝑆
Solución:
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆
32,064 𝑔 𝑆
32,064𝑔 𝑆
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆
ó
25𝑔 𝑆 ×
32,064 𝑔 𝑆
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆
= 801,6 𝑔2/𝑚𝑜𝑙 𝑆
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆 32,064𝑔 𝑆
25𝑔 𝑆
𝑥
𝑥 = 0,780 𝑚𝑜𝑙 𝑆
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆 32,064𝑔 𝑆
𝑦
2 𝑚𝑜𝑙 𝑆
𝑦 = 64,128𝑔 𝑆
EJEMPLO 09: ¿A cuantas moles corresponden 25 g de S?. Determine la masa contenida
en 2 moles de S.
Otra forma:

44. 2H2 + 1O2 →2H2O
Relación molar entre reactivos: Relación molar entre reactivos y
producto:
O2 :H2O
1 : 2
H2 : H2O
(1 a 2)
Por cada 2 mol de H2 que reaccionan con
1 mol de O2 se obtienen 2 mol de H2O
De las relaciones molares se derivan factores de conversión para el cálculo de
cantidades esteqúiométricas de reactivos y productos en una reacción.
ó
Relaciones Molares
Por cada mol de O2 se necesitan 2
mol de H2 para que se lleve a cabo
la reacción.
2 : 2
(2 a 2)
H2 : O2
2 : 1
(2 a 1)

45. Analogía para las relaciones molares
2 C + 1 H2 → 1 C2H2
pan : queso
2 : 1
pan : sándwich
2 : 1
queso : sándwich
1 : 1
Relaciones molares:
Se necesitan 2 rebanadas de pan por cada rebanada de queso para preparar
1 sándwich

46. Utilizando el método de factores de conversión
20,5 𝑔 𝐶𝑂2 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2
44,0 𝑔 𝐶𝑂2
×
2 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2
×
84 𝑔 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
= 78,27 𝑔 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
Solución:
EJEMPLO 10: Cuando se calienta polvo para hornear (bicarbonato de sodio NaHCO3), se
libera dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que se esponjen las galletas,
las donas y el pan. Calcule la masa de NaHCO3 que se requiere para producir 20.5 g de
CO2 de acuerdo a la siguiente reacción:
2𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 → 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 + 𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂
Masa molar de CO2
para obtener moles
a partir de la masa.
Relación molar entre
CO2 y NaHCO3
Masa molar de NaHCO3, para
obtener la masa correspondiente
a partir de moles.
Cálculo de masas molares:
𝑀𝑀 𝐶𝑂2 = 12 + 16 × 2 = 44 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑀 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 = 23 + 1 + 12 + 16 × 3 = 84 𝑔/𝑚𝑜𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2 = 44 𝑔𝐶𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 = 84 𝑔𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3

47. 2 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2
20,5 𝑔 𝐶𝑂2
𝑥
2(84 𝑔 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3) 1(44,0 𝑔 𝐶𝑂2)
20,5 𝑔 𝐶𝑂2
𝑥
𝑥 = 78,27 𝑔 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
Otra forma:
2𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 → 1𝑁𝑎2𝐶𝑂3 + 1𝐶𝑂2 + 1𝐻2𝑂
Reemplazando los moles por la masa molar de los compuestos:
Estableciendo las relaciones molares:

48. EJERCICIOS
PROPUESTOS

49. Solución:
EJERCICIO 01: ¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para la combustión completa de
24 moles de gas propano?

50. Solución:
EJERCICIO 02: La masa molar de la cafeína es 194.19 g. Cuál es la fórmula molecular de la
cafeína, si su fórmula empírica es C4H5N2O.

51. EJERCICIO 03: Un análisis hecho al ibuprofeno, un analgésico, muestra la siguiente
composición porcentual en masa: 75,69% de Carbono, 8,80% de Hidrógeno y 15,51% de
Oxígeno. Calcule su fórmula empírica y molecular.
Solución:

52. Solución:
EJERCICIO 04: Se puede preparar KClO4 mediante una serie de reacciones consecutivas.
¿Cuánto Cl2 se necesita para preparar 100 g de KClO4 con la secuencia siguiente:
𝐶𝑙2 + 2𝐾𝑂𝐻 → 𝐾𝐶𝑙 + 𝐾𝐶𝑙𝑂 + 𝐻2𝑂
3𝐾𝐶𝑙𝑂 → 2𝐾𝐶𝑙 + 𝐾𝐶𝑙𝑂3
4𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 3𝐾𝐶𝑙𝑂4 + 𝐾𝐶𝑙