Quimica texto 2bgu contport



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• 
cloruro  
• 
bromuro  
• 
sulfuro 
• 
fosfato  
• 
silicato  
• 
borato 
2. 
Nombra tres gases nobles, tres metales de transición y tres metales ligeros.
3. 
Contesta: ¿Cuál es el número atómico, la masa atómica y el símbolo del oxígeno?
4. 
Escoge la opción correcta según los enunciados sean verdaderos o falsos:
a. El 
yodo
 es un gas noble. 
(V) 
(F)
b. El 
cromo
 es un metal de transición. 
(V) 
(F) 
c.  El número atómico del 
sodio
 es 11. 
(V) 
(F)
d.  El número atómico y la masa atómica del 
hidrógeno
 son iguales. 
(V) 
(F) 
 
Formación del óxido de 
aluminio
  Formación del cloruro 
de bario

14
Clasificación de la materia
 Pr
ohibida su r
epr
oducción
Realicen un mapa conceptual con base en las siguientes preguntas:
 
¿Cuál es la relación entre un elemento y un compuesto químico
 
¿Cuáles son los dos tipos de mezclas en la materia? 
 
¿Cuál es la diferencia entre materia homogénea y heterogénea
 
¿Qué es una disolución
Mencionen si las siguientes mezclas son homogéneas o heterogé-
neas:
 
a. Botella de agua comercial cerrada con la tapa
 
b. Agua y aceite 
 
c. Café con leche, azúcar, nata y cacao 
 
d. Lechuga, zanahoria, queso, tomate
 Ejemplo de mezcla heterogé-
nea: café vienés
http://goo.g
l/uAXloC
Materia
mezcla 
homogénea
mezcla 
homogénea
(disolución)
destilación
cristalización
filtración
decantación
tamización
cromatografía
compuesto
combinación 
de dos o más 
elementos
se encuentra 
puro en la 
naturaleza
elemento
sustancia pura



no
no
mezcla 
heterogénea
¿se puede separar con 
procedimientos físicos?
¿se puede descomponer 
en otras sustancias usando 
procesos químicos?
¿es uniforme en todas 
sus partes?
no
en grupo
RU
PO

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
15
Estados de la materia
Sólido
• 
Su forma es definida y constante.
•  
El volumen es fijo y los sólidos son, por tanto, prác-
ticamente incompresibles.
Líquido
•  
Su forma se adapta a la del recipiente que los 
contiene.
•  
Prácticamente incompresibles, por lo que su volu-
men es constante y no depende de la presión.
•  
Presentan, generalmente, fluidez, que les permite 
pasar con facilidad de un recipiente a otro.

  Tienen capacidad de difusión. Por lo tanto, al po-
ner en contacto dos líquidos, tienden a mezclarse.
•  
Presentan tensión superficial. Por esta razón, los lí-
quidos forman gotas más o menos esféricas cuan-
do caen libremente.
Gas
•  
No poseen forma propia y adoptan la del reci-
piente que los contiene.
•  
No tienen volumen fijo. Se pueden comprimir y ex-
pandir. 
•  
Son fluidos.
•  
Tienen capacidad de difusión.
Para caracterizar a los estados de la materia utilizamos la densidad, cuya fórmula es:
donde dm y v son la densidad, masa y volumen respectivamente. Generalmente a la den-
sidad de sólidos y líquidos la expresamos en unidades de gramos por centímetro cúbico  
(g/cm
3
) y su equivalente es gramos por mililitro (g/mL). La densidad de los gases tiende a ser 
baja, por lo que sus unidades se encuentran en gramos por litro (g/L).
5. 
Responde.
a.  ¿Cuáles son los estados de la materia?
b.  ¿Cuál es la diferencia en cuanto a forma entre los estados de la materia?
6. 
Determina la densidad  en g/mL, conociendo que 25 gramos de hierro se disuelven en 50 mL de 
agua. 
A
ctividades
d= m
V

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
16
16
1
 Pr
ohibida su r
epr
oducción
1.
 
Reacciones químicas y sus ecuaciones
  1.1. 
Masa atómica y Avogadro
  1.2. 
Masa molecular y Avogadro 
  1.3. 
Composición porcentual
  1.4. 
Fórmula empírica y molecular
  1.5. 
Balanceo de ecuaciones
  1.6. 
Estequiometría de las reacciones
  1.7. 
Reactivo limitante y reactivo en exceso
  1.8. 
Rendimiento de reacción
http://goo.g
l/N2EM3Y
CONTENIDOS:

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
17
Web:
Noticia:
Película:
El diamante ya no es el material natural más 
duro
Existen materiales artificiales más duros que el 
diamante, pero en esta ocasión estamos ante 
una sustancia natural bautizada como lonsdalei-
te
. Este compuesto, al igual que los diamantes, 
está constituido por átomos de carbono y la re-
vista New Scientist asegura que es un 58% más 
duro que la piedra preciosa.
http://goo.gl/qoEKLv
1. 
Lee la noticia y responde:
a.  ¿Qué es el lonsdaleite y cómo se origina?
b.  ¿Qué establece la ley de la conservación 
de la masa?
2. 
Pon atención a la lectura sobre Marie Curie y 
contesta:
  
—¿Qué hizo Marie Curie para llegar a ser 
la primera catedrática en la universidad y     
lograr el Premio Nobel?
3. 
Observa el video y responde:
 
—¿Cómo se diagnostica la quimifobia?
Marie Curie, la primera mujer en ganar el Premio 
Nobel
La primera mujer catedrática en la Universidad 
de París y la primera en ganar el Premio Nobel, 
compartido con su marido Pierre Curie, por sus 
investigaciones sobre los elementos radiactivos.
http://goo.gl/ipfE0V
¿Quimifobia? Química en la vida cotidiana
El reportaje trata de demostrar que el desarrollo de 
la sociedad actual se ha dado gracias a la evolu-
ción de la química. Se debe tomar en cuenta que 
los diferentes productos desarrollados en la industria 
química no son buenos o malos. Este tipo de adjeti-
vos van a estar dados dependiendo del uso.
https://goo.gl/xPo2YP
En contexto:
 Pr
ohibida su r
epr
oducción
17

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
18
Para contar cantidades muy grandes, los seres humanos 
han creado diferentes unidades alternas, por ejemplo, la de-
cena y centena. Si alguien quiere contar hasta el mil es más 
fácil solo contar cien decenas o diez centenas y resultaría 
exactamente lo mismo. 
En química, necesitamos saber la cantidad de sustancia 
que va a participar en una reacción. A la unidad internacio-
nal para poder medirla la conocemos como mol
Un 
mol
 representa una cantidad muy grande de unidades, 
es decir, números que van más allá de los que estamos 
acostumbrados a emplear habitualmente. La equivalencia 
en partículas de 1 mol es el número de Avogadro (NA).
NA = 6,023 
×
 10
23
 unidades
Cada átomo de la tabla periódica puede tener esta equiva-
lencia; por ejemplo, para el caso del carbono, tendríamos:
1 mol de C = 6,023 
×
 10
23
 átomos de C
1. Reacciones químicas y sus ecuaciones
1.1.   Masa atómica y Avogadro
Número de moles
Conversiones
Para realizar una transformación de forma adecuada, es ne-
cesario operar de la siguiente forma, tomando en cuenta 
que el valor a transformar es el dato inicial o el valor dado 
por el ejercicio:
Ecuación de conversión
Encontremos cuánto equivale 2,50 moles de oxígeno (O) en átomos de O. 
Para resolver esto, debemos seguir una serie de pasos.
Paso 1: Identificamos el valor a transformar, que siempre es el valor inicial. Este dato irá al inicio de la 
ecuación de conversión. 
2,50 moles de O
Ejem
plo 1
y también:
BIÉ
N
Amadeo Avogadro (1776-1856) se 
graduó como doctor en Derecho 
Canónico, pero nunca ejerció su 
profesión. Su pasión fue siempre la 
física y química con grandes des-
trezas para la matemática.
Manifestó la llamada hipótesis de 
Avogadro que decía: iguales vo-
lúmenes de gases distintos contie-
nen el mismo número de molécu-
las si ambos se encuentran a igual 
temperatura y presión. 
Tomado de la pagina:
http://goo.gl/IOgGlS
distribución de 
electrones en 
niveles
número 
atómico
símbolo
masa 
atómica
carbono
12,01
nombre
6
C
2
6
×
 equivalencia
= cantidad buscada 
(unidad buscada)
(unidad buscada)
(unidad dada)
valor a transformar  
(unidad dada) 

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
19
Paso 2: Consideremos que la equivalencia en este caso es:
Ejem
plo 2
Calculemos cuánto equivale 1,15 x 10
22
 átomos de carbono en moles.
Para lograr definir esta relación, concluimos que un mol 
de átomos de un determinado tipo de carbono pesa 
exactamente doce gramos. 
Otra de las unidades definidas son las unidades de masa 
atómica (uma), a las cuales las representamos como un 
doceavo de la masa de un átomo de carbono. 
Por lo tanto, un átomo de carbono pesa exactamente 
doce uma, y un mol de carbono pesa doce gramos. 
Para registrar el peso de los diferentes elementos, reali-
cemos una comparación entre las unidades definidas a 
partir del carbono. 
Por ejemplo, un átomo de hidrógeno pesa la doceava 
parte que un átomo de carbono. Y definimos, con base 
en esto, el peso del hidrógeno y de todos los átomos, para 
obtener la equivalencia en gramos, moles y átomos.
Moles, masa y avogadro
1 mol de C = 6,023 
×
 10
23
 átomos de C = 12,01 g de C
1 mol de H = 6,023 
×
 10
23
 átomos de H = 1g de H
1 mol O = 6,023 × 10
23
 átomos de O
1,15 × 10
22
  átomos C
0,02 mol C
1 mol C
6,02 × 10
23
 átomos C
×  —————————————  

2,50 mol O
1,50 × 10
24
 átomos O
6,02 × 10
23
 átomos O
1 mol O
×  —————————————  

Reemplacemos los datos en la ecuación de conversión, con el fin de que las unidades dadas se 
simplifiquen:
y también:
BIÉ
N
Notación científica
Es un recurso matemático que uti-
lizamos para simplificar cálculos 
y representar en forma reducida 
números muy grandes o números 
muy pequeños. Si movemos la 
coma decimal hacia la izquierda, 
el exponente será positivo; mien-
tras que si movemos hacia la de-
recha, el exponente será negativo.
3 190 000
0, 0 0 0 0 2 2 0 5
3,19·10
6
=
=
2, 205 
·
10
-5
6 5 4 3 2 1
1 2 3 4 5
Notación científica

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
20
Ejem
plo 3
Calcular el número de átomos de Fe presentes en 22,21 g de Fe. 
Paso 1: El dato inicial es 22,21 gramos de Fe.
Paso 2: Para convertir a número de átomos, primero debemos transformar a número de moles de Fe 
a través de la equivalencia en gramos de la tabla periódica. Verifiquemos que las unidades dadas 
se simplifiquen:
Paso 3: Con el número de moles de Fe, podemos transformar a átomos con la equivalencia del número de Avo-
gadro. Verifiquemos que las unidades dadas se simplifiquen:
22,21 g de Fe
0,40 mol de Fe
1 mol de Fe
55,85 g de Fe
×  ——————————  

0,40 mol de Fe ×
2,41 × 10
23
 átomos de Fe
6,023 × 10
23
 átomos de Fe
1 mol de Fe
—————————————  

Ejem
plo 4
1,35 × 10
31
  átomos de Au ×
Si tenemos un total de 1,35 x 10
31
 átomos de Au, ¿cómo debería quedar expresada esta cantidad en moles?
2,24 × 10
7
 moles de Au
1 mol de Au
6,023 × 10
23 
átomos de Au
————————————————  

Analicen: si tenemos 3,12 × 10
21
 átomos de plomo, ¿cuántos gramos de plomo tenemos? 
Investiguen tres efectos del plomo en el medioambiente y en la salud de las personas.
Ruta para conversiones de gramos, moles y átomos
Para transformar la masa de cualquier elemento, (A), a la cantidad de átomos presen-
tes en esa masa, es indispensable convertir la masa a moles. Para transformar la masa 
de un elemento a moles, debemos dividir la masa descrita por el peso de la tabla pe-
riódica. Después de ello, multiplicamos al número de moles obtenido por el número de 
Avogadro, para así lograr la transformación a átomos del elemento requerido.
masa de sustancia A
moles de sustancia A
peso A
Avogadro
átomos de sustancia A
Para resolver cualquier ejercicio de masa atómica, debemos seguir este camino por 
medio de las flechas:
en grupo
RU
PO

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
21
En química, la mayoría de las veces usamos compuestos expresados como moléculas, las 
cuales emplean subíndices.
Para conocer la cantidad de átomos en un componente dentro de una molécula es 
necesario tener en cuenta el subíndice del elemento y los subíndices de los paréntesis.
Calculemos el número de átomos de cada una de las especies 
que componen una molécula de ácido acético, CH
3
COOH.
Paso 1: Hagamos una lista de los elementos químicos que contie-
nen la molécula.
• 
carbón
• 
hidrógeno
• 
oxígeno
1.2.  Masa molecular y Avogadro
Subíndices moleculares
Fórmulas moleculares y empíricas
Las fórmulas moleculares son aque-
llas que indican el número de átomos 
que tienen cada elemento (H
2
 es la 
fórmula del hidrógeno) mientras que 
la formula empírica indica qué ele-
mentos están presentes en una fórmu-
la, (H
2
O
2
 peróxido de hidrógeno con-
tiene dos átomos de hidrógeno y dos 
átomos de oxígeno).
carbón
1 + 1
hidrógeno
3 + 1
CH
3
COOH
oxígeno
1 + 1
Paso 3: Describamos la proporcionalidad de elementos que existe 
en la molécula.
• 
carbón: 2 átomos de C
• 
hidrógeno: 4 átomos de H
• 
oxígeno: 2 átomos de O
Una 
molécula
 es la unión de 
átomos en proporciones defi-
nidas, usando subíndices. Por 
ejemplo, el óxido de sodio, 
 
Na
2
O está formado por dos áto-
mos de sodio (Na) y un átomo 
de oxígeno (O). 
y también:
BIÉ
N
Ejem
plo 5
Paso 2: Tomando en cuenta los subíndices, anotemos cuántas 
veces se repite cada elemento dentro de la molécula. 
https://goo.g
l/UqlxsI
 
Óxido de sodio

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
22
Existen compuestos cuya composición está descrita por subíndices que abarcan a más de 
un tipo de elemento. La diferencia para realizar el cálculo no es tan grande, solo se precisa 
añadir un par de pasos. Como ejemplo, calcularemos la composición en átomos de la mo-
lécula de carbonato de aluminio (III).
El subíndice del (CO
3
)
3
, al ser 3, le afecta el triple al carbono y al oxígeno. De manera que te-
nemos tres átomos de carbono, nueve (3 x 3) átomos de oxígeno y dos átomos de aluminio.
Por lo general, buscamos hallar la masa molecular de un compuesto. Para ello, necesitamos 
saber la cantidad de átomos de cada especie que componen una molécula.
Esto quiere decir que, de un compuesto, podemos tener nuevas equivalencias. 
1 molécula de H
2
SO
4
 = 2 átomos de H; 1 átomo de S; 4 átomos de O
También podemos ver al compuesto como:
1 mol de H
2
SO
4
 = 2 moles de H; 1 mol de S; 4 moles de O
La suma de los pesos de los elementos que hay en un compuesto da como resultado el 
peso de la molécula y esto es equivalente a un mol del mismo compuesto.
Al
2
 (CO
3
)
3
H
2
 SO
4
H
2
 SO
4
1 molécula
1 mol de 
moléculas
2 átomos de H
1 átomo de S
4 átomos de O
2 moles de átomos de H
1 mol de átomo de S
4 moles de átomos de O
Cálculo de masa molecular


Calculemos la masa molecular del carbonato de hierro (III), 
Fe
2
 (CO
3
)
3
.
Paso 1: Escribamos la composición atómica del compuesto.
Elemento
Átomos moles
Hierro:
2
Carbón:
3
Oxígeno:
9
Ejem
plo 6
y también:
M
BIÉ
N
Mol
Proviene del latín, moles, 'masa'. Es 
una de las magnitudes físicas fun-
damentales en el SISTEMA INTER-
NACIONAL DE UNIDADES. Se utiliza 
para mediar cantidades de todas 
las sustancias presentes en un siste-
ma determinado.
2-
 
Átomos presentes en el ácido sulfúrico 
 
Moles de átomos presentes en el ácido sulfúrico 

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
24
Ejem
plo 9
a. Con 7,20 x 10
21
 moléculas de CH
4
, ¿cuántos gramos de H
2
O vamos a producir?
b. Con 6,5 moles de O
2
, ¿cuántas moles de CO
2
 vamos a producir?
c. Con 60 gramos de O
2
, ¿cuántos gramos de H
2
O vamos a formar?
Para resolver correctamente cualquier ejercicio debemos balancear la ecuación.
Resolución del literal a
Antes de realizar el cálculo estequiométrico, es necesario cambiar las moléculas de CH
4
 a moles del 
compuesto. Para ello, empleemos el número de Avogadro.
Una vez que conocemos la cantidad en moles de metano, podemos realizar el cálculo estequiomé-
trico, para lo cual es indispensable emplear los datos de la ecuación química y la masa molar del 
producto.
Resolución del literal b
Resolución del literal c
El metano (CH
4
) con el oxígeno (O
2
) producen agua (H
2
O) y dióxido de carbono (CO
2
), como mostramos 
en la siguiente reacción.
CH
4
 + O
2
 → H
2
O + CO
2
CH
4
 + 2O
2
 → 2H
2
O + CO
2
7,20 × 10
21
 moléculas CH
4
 ×
= 0,012 mol CH
4
1 mol CH
4
6,023 × 10
23
 moléculas CH
4
0,012 mol CH
4
 ×
×
= 0,43g H
2
O
2 moles H
2
O
18 g H
2
O
1 mol CH
4
1 mol H
2
O
60 g O
2
 ×
2 moles O
2
2 moles H
2
O
×
×
= 33,75g H
2
O
1 mol O
2
18 g H
2
O
32 g O
2
1 mol H
2
O
6,5 moles O
2
 ×
= 3,25 moles de CO
2
1 mol CO
2
2 moles O
2
1. 
Calcula la masa molecular del nitrato de calcio, Ca (NO
3
)
2

2. 
Obtén la cantidad de nitrato de potasio, KNO
3
, en moles y en gramos, que contiene 2,12 × 10
22
 áto-
mos de potasio. 
3. 
Calcula la masa molecular del dióxido de carbono, CO
2
A
ctividades

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
26
Ejem
plo 1
0
Ejem
plo 1
1
Determinemos cuántos átomos de aluminio y de oxígeno hay en el óxido de aluminio (Al
2
O
3
). 
Al = 2 átomos
O = 3 átomos
Podemos ver en la fórmula Al
2
O
3
, que hay dos átomos de aluminio y tres átomos de oxígeno en el 
compuesto.
Calculemos el porcentaje de hidrógeno (H), fósforo (P) y oxíge-
no (O) presentes en ácido fosfórico (H
3
PO
4
).
Peso del compuesto:
H = 1g × 3 = 3g
P = 31g × 1 = 31g
O =16g × 4 = 64g
H
3
PO
4
 = 3 + 31 + 64 = 98g
Podemos ver la cantidad de átomos de cada elemento dentro del 
compuesto. Para el H
3
PO
4
, hay tres átomos de hidrógeno, un átomo de 
fósforo y cuatro átomos de oxígeno.
Al sumar los porcentajes de los elementos, si el resultado es o 
tiende al 100%, el ejercicio está bien realizado. La pequeña di-
ferencia que hay es por el redondeo de las masas de los ele-
mentos en la tabla periódica. 
% H =
× 100% = 3,06%
(3) × (1)
98
% P =
× 100% = 31,63%
(1) × (31)
98
% O =
× 100% =  65,31%
(4) × (16)
98
4.  ¿Cuántos átomos de calcio, nitrógeno y oxígeno hay en un mol de Ca (NO
3
)
2
?
5. 
Calcula los siguientes porcentajes:
a.  hidrógeno y oxígeno en el agua (H
2
O)
b.  carbono, hidrógeno y oxígeno en metanol (CH
3
OH)
A
ctividades
El ácido fosfórico se puede apli-
car en:
Abonos
: abonos foliares (plan-
tas) y fertirrigación (cultivos ar-
bóreos)
Química
: regulador de pH, fa-
bricación de fosfatos 
y también:
M
BIÉ
N
http://goo.g
l/yvX2Rq

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
27
Ejem
plo 1
2
El ácido ascórbico (vitamina C) contiene 40,92% en masa de 
carbono, 4,58% en masa de hidrógeno y 54,50% en masa de 
oxígeno. 
a. Determinemos la fórmula empírica del ácido ascórbico. 
b. Establezcamos la fórmula molecular del ácido ascórbico si 
el peso molecular real es de 176,14 g.
Para la resolución del ejercicio debemos seguir una serie de 
pasos:
Paso 1: Verifiquemos que todos los porcentajes dados de los 
compuestos estén en unidades de gramos.
Paso 2: Pasemos a moles cada uno de los elementos.
1.4.  Fórmula empírica y molecular 
Al determinar la fórmula empírica de un compuesto, co-
nociendo su composición porcentual, podemos identifi-
car experimentalmente los compuestos.
La proporción del número de átomos de cada elemento que 
constituye un compuesto queda reflejada en su fórmula. A 
partir de ella es muy sencillo calcular la proporción entre las 
masas de los elementos, expresada en porcentaje.
La composición centesimal, la fórmula empírica y la fór-
mula molecular son maneras de expresar la composición 
de un compuesto.
La 
composición centesimal
 de cada elemento es un compuesto que representa las 
cien unidades de masa del compuesto. Ejemplo: 40% de C y 60% de H.
La 
fórmula empírica
 es la mínima relación que hay entre los átomos de un compuesto. 
Ejemplo: C
2
H
5
.
La 
fórmula molecular
 es la relación real que existe entre los átomos de un compuesto. 
Ejemplo: 2 
×
 (C
2
H
5
) = C
4
H
10
.
40,92 g de C; 4,58 g de H; 54,50 g de O
La composición centesimal 
se obtiene al analizar la 
composición en masa de 
un compuesto en el labo-
ratorio.
y también:
M
BIÉ
N
C: 40,92 g de C × 
= 3,40 mol de C
1 mol de C
12,01 g de C
http://goo.g
l/2wAfyL
Ácido ascórbico
Es un ácido de azúcar con 
propiedades antioxidantes.
100
80
60
40
20
0
0
10
20
30
40
50
44
29
28
15
Propano
Abundancia relativa 
Composición centecimal

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
28
 
H : 4,58 g de H × 
= 4,53 mol de H
1 mol de H
1,01 g de H
O : 54,50 g de O ×
= 3,40 mol de O 
1 mol de O
16 g de O
C :
= 1 
3,40 mol
3,40 mol
H :
= 1,33 
4,53 mol
3,40 mol
O :
= 1
3,40 mol
3,40 mol
Paso 3: Con base en las respuestas obtenidas, identifiquemos el 
valor menor y dividamos todos los resultados para este.
Paso 4: Si los resultados obtenidos son números enteros, pase-
mos al paso 5. Caso contrario, multipliquemos por cualquier nú-
mero (pero siguiendo un orden) hasta que el resultado sea un 
número entero. Entonces, si multiplicamos por 2, tendríamos:
Como el resultado del hidrógeno no es un número entero, debe-
mos seguir el orden y multiplicar por 3 y así sucesivamente hasta 
obtener números enteros como respuesta.
El resultado del hidrógeno es 4, ya que podemos redondear en 
estos casos.
C: 1 × 2 = 2
H: 1,33 × 2 = 1,66
O: 1 × 2 = 2
C: 1 × 3 = 3
H: 1,33 × 3 = 3,99 ≈4
O: 1 × 3 = 3
Butano:
Fórmula molecular
: C
4
H
10
Fórmula empírica
: C
2
H
5
Cloruro sódico (cristal iónico):
Fórmula molecular
: No hay.
Fórmula empírica
: NaCl
https://goo.g
l/t
h0Gmu
https://goo.g
l/t
h0Gmu

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
29
factor =

= 2 
peso real
176,14
peso calculado
88,07
Paso 5: Los resultados obtenidos representan los subíndices del compuesto en el orden respectivo en 
el que fueron nombrados en el ejercicio.
Paso 6: Para determinar si se trata de una fórmula empírica o molecular, debemos obtener el peso 
del compuesto calculado y compararlo respecto al valor real (valor dado en el ejercicio).
Paso 7: Si el factor es igual a 1, significa que tenemos una fórmula empírica y molecular a la vez. 
Caso contrario, debemos multiplicar cada subíndice del compuesto por el factor calculado y ese 
resultado será la fórmula molecular.
Calculemos la fórmula empírica de la sustancia, está 
compuesta por 18,4% de carbono, 21,5% de nitróge-
no y 60,1% de potasio.
C
3
H
4
O
3
2 × (C
3
H
4
O
3
) = C
6
H
8
O

C
3
H
4
O
3
 = (12,01 × 3) + (1,01 × 4) + (16 × 3) = 88,07
Ejem
plo 1
3
La 
alicina
 es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto 
muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44,4%, H: 6,21%, S: 39,5%, O: 9,86% 
Calculen su fórmula empírica.
Determinen su fórmula molecular si la masa es de 324 g.
Investiguen tres de sus principales propiedades en la industria química y en la vida cotidiana. 
18,4 g C ×
=
= 1
1 mol C
1,53 mol C
12,01 g C
1,53 mol
21,5 g N ×
=
= 1
1 mol N
1,53 mol N
14,01 g N
1,53 mol
60,1 g K ×
=
= 1
1 mol K
1,53 mol K
39,10 g K
1,53 mol
De modo que la fórmula es: C
1
N
1
K
1
 = CNK.
El cianuro de potasio (CNK), 
puede convertirse en un gas 
tóxico si tiene contacto con 
cualquier ácido.  
El cianuro de potasio, cuando es 
ingerido, reacciona con la aci-
dez del estómago y genera un 
 
gas tóxico.
y también:
BIÉ
N
http://goo.g
l/7JVZ6c
en grupo
RU
PO

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
30
1.5  Balanceo de ecuaciones
Muchas sustancias químicas pueden combinarse para 
dar lugar a otras sustancias químicas de distinta naturale-
za. A estos fenómenos los denominamos 

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