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Definición:
Son las que se utilizan para expresar la cantidad de masa y volumen de las sustancias.
1. Masa Atómica o Peso Atómico
El peso atómico es el peso promedio relativo y ponderado asignado a los átomos de un elemento y comparado con la doceava parte de la masa del isótopo carbono 12 a quien se le denomina unidad de masa atómica.
La suma tiene un equivalente expresado en gramos:
1uma = 1,66 x 10-24g
Nota:
Debemos diferenciar entre el peso atómico y el número de masa; éste último es como la suma de protones y neutrones.
2. Determinación de la masa atómica promedio de una elemento (M.A.)
Es un promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los isótopos de un elemento. La ponderación se hace con las abundancias naturales de los isótopos.
Isótopos Abundancia
A1E -------------------- a%
A2E -------------------- b%
A3E -------------------- n%
Luego:
3. Masa atómica (M.A.) o peso atómico (P.A.)
Es la masa relativa de un elemento, se determina comparando su masa atómica absoluta con respecto a la unidad de masa atómica (U.M.A.) de acuerdo a esta definición la masa atómica no tiene unidades.
He aquí una relación de masas atómicas.
Pesos Atómicos Notables
Elem. H C N O Na Mg Al P S
P.A. 1 12 14 16 23 24 27 31 32
Elem. Cl K Ca Cr Mg Fe Cu Zn Br
P.A. 35,5 39 40 52 55 56 63,5 63,4 81
4. Masa molecular relativa o peso molecular (M)
Representa la masa relativa promedio de una molécula de una sustancia covalente. Se determina sumando los pesos atómicos de los elementos teniendo en cuenta el número de átomos de cada uno en la molécula.
Ejemplos:
1. H2O M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A.(O)
= 2 x 1 + 1 x 16 = 18 U.M.A.
2. H2SO4 M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A. (S) + 4 x P.A. (O)
= 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16
= 98 U.M.A.
Ahora calcularemos la masa molecular de las siguientes sustancias: oxígeno, cloruro de sodio, sulfito de aluminio y glucosa.
5. Concepto de MOL
Es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades estructurales (átomos; moléculas, iones, electrones, etc.) como átomos hay exactamente en 12 g (0,012 kg) de carbono –12. La cantidad de átomos en 12 g de C-12 es 6,023.1023 (llamado número de Avogrado NA)
1 mol = 6,023.1023 unidades = NA
unidades
Así, tendríamos entonces:
1 mol (átomos) = 6,023.1023 átomos
1 mol (moléculas) = 6,023.1023
moléculas
1 mol (electrones) = 6,023.1023
electrones
6. Atomogramo (at-g)
En el peso en gramos de un mol de átomos (6.023.1023 átomos) de un elemento. Este peso es exactamente igual al peso atómico expresado en gramos.
1 at-g = M.A. (g)
Ejemplo:
En el magnesio, M.A. (g) = 24 U.M.A.
1at-g (mg) = 24 g 3,023.1023 átomos de mg
7. Mol-gramo o molécula gramo (mol-g)
Es el peso en gramos de un mol de moléculas (6,023.1023 moléculas) de una sustancia química.
Se determina expresando el peso molecular en gramos.
1 mol-g = M (g)
Ejemplo: En el agua
1 mol-g (H2O) = 18 g
representa
= 18g 6,023.1023
el peso de moléculas
de agua
8. Número de moles en una cierta muestra (n)
En los ejercicios aplicativos, haciendo uso de la regla de tres simple, se pueden deducir fórmulas para hallar el número de átomos gramos y número de mol-gramos.
Generalizando las fórmulas tenemos:
at-g <> n(átomos) =
mol-g <> n(molécula) =
Donde:
m es la masa de la muestra en g.
M.A. y se expresan en g/mol
9. Volumen molar (Vm)
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas a determinadas condiciones de presión y temperatura. En condiciones de presión y temperatura. En condiciones normales (CN). Es decir, si la presión es 1 atm (103,3 kPa) y la temperatura es 0 ºC (273 k), el volumen molar es 22,4 independiente de la naturaleza del gas.
C.N.
1 mol-g de gas 22,4
Ejemplo:
Considerando C.N.
1 mol-g (H2) = 22,4 = 2g de H2
= 6,023.1023 moléculas
Es importante recordar la siguiente relación:
Donde:
V Es el volumen que ocupa el gas (l )
Vm 22,4 /mol
Nota:
La expresión anterior se puede igualar con las del ÍTEM número 8.
COMPOSICIÓN CENTESIMAL (C.C.) DE UN COMPUESTO
Es el porcentaje en peso o masa de cada uno de los elementos que constituyen el compuesto. Se halla en la práctica mediante técnicas de análisis cuantitativo y en forma teórica a partir de la fórmula del compuesto.
Determinación de c.c. a partir de la fórmula de un compuesto
Ilustremos el método con dos ejercicios.
Ejercicio 1
Hallar la composición centesimal del H2O.
P.A.: O = 16 u.m.a., H = 1 u.m.a.
Resolución:
= 2 x 1 + 1 x 6 =
2 u.m.a. + 16 u.m.a. = 18 u.m.a.
H O H2O
C.C. del H2O es: H = 11,11% y
O = 88,89%
FÓRMULAS QUÍMICAS
En el análisis de un compuesto, lo primero que establece el químico experimentador es la fórmula empírica, y posteriormente establece la fórmula molecular (sólo si el compuesto es covalente, por lo tanto existe molécula), luego de hallar previamente el peso molecular del compuesto mediante métodos adecuados.
¿Qué es fórmula empírica o fórmula mínima? ¿qué es fórmula molecular? ¿qué relación hay entre dichas fórmulas? Veamos:
Fórmula Empírica (F.E.)
Llamada también fórmula mínima, es aquella que indica la relación entera más simple (relación aparente) entre los átomos de los elementos en una unidad fórmula de un compuesto. Se puede establecer conociendo su composición centésima (C.C.) o conociendo experimentalmente el peso de cada uno de los elementos en el compuesto. Los compuestos iónicos se representan únicamente mediante la fórmula mínima o empírica.
Ejemplos:
CaCl2, NaCl, Na2SO4, Al(NO3), Al2O3, Ca CO3, CuSO4, 5H2O, etc.
Fórmula molecular (F.M.)
Es aquella fórmula que indica la relación entera real o verdadera entre los átomos de los elementos que forman la molécula. Se emplea para representar a los compuestos covalentes.
Se establece conociendo primero la fórmula empírica y luego el peso molecular del compuesto. Veamos algunos ejemplos comparativos entre dichas fórmulas para establecer una relación.
Compuesto Fórmula molecular K Fórmula empírica
Benceno C6H6 6 CH
Ácido acético
C2H4O2
2
CH2O
Propileno C3H6 3 CH2
Peróxido de hidrógeno
H2O2
2
HO
Ácido oxálico
C2H2O4
2
CHO2
¿Qué relación observamos?
La F.M. es un múltiplo entero (K) de la F.E.:
F.M. = K F.E.
Por lo tanto, el peso molecular real también debe ser múltiplo entero del peso molecular de la fórmula empírica.
Donde: K = 1, 2, 3, 4,.......
Si K = 1 F.M. = F.E
Ejemplos
H2O, NH3, H2SO4, C12H22O11, H3PO4, etc. Cada una de estas fórmulas representan al mismo tiempo F.E. y F.M.; es F.E. porque muestra la mínima relación entera de átomos y es F.M. porque representa la fórmula verdadera del compuesto covalente.
Regla práctica para establecer la fórmula empírica a partir de la composición centesimal de un compuesto
Ilustremos el procedimiento con un ejemplo: Un cierto óxido de manganeso contiene 28% en masa de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica de dicho óxido?
P.A.(u.m.a.): Mn = 55, O = 16
Resolución:
El % en masa de Mn = 100 – 28 = 72%
72% 28%
Sea la F.E. = Mnx Oy
Paso 1:
Se toma como muestra 100 g de compuesto.
Paso 2:
Con el % en masa o peso dados, se halla el peso de cada elemento:
Paso 3:
Se hallan los subíndices (x, y) que representan el número de moles de cada elemento en la fórmula.
Paso 4:
Si los números de átomos gramos (x e y) resultan fraccionarios, se dividen entre el menor de ellos, así:
Si persiste el número fraccionario y no es posible redondear a números enteros (con error máximo de 0,1), se procede al siguiente paso.
Paso 5:
Se debe multiplicar por un mínimo entero (2, 3, 4, ...) a todos ellos y luego se redondea a enteros con error máximo indicado anteriormente.
x = 1 3 = 3
y = 1,336 3 = 4,008 = 4
(error 0,008 << 0,1)
F.E. = Mn3O4
Ilustremos con otro ejemplo, el procedimiento para establecer la fórmula molecular.
Un cierto hidrocarburo (compuesto formado sólo por carbono e hidrógeno) tiene como composición en masa:
C = 85,8 % y H = 14,2 %
Además se sabe que una molécula de este compuesto pesa 2,1 10-22g. Se pide establecer la fórmula molecular del hidrocarburo.
P.A.(u.m.a.): C =12, H = 1
Resolución:
85,8 % 14,2 %
a) Sea la F.E. = Cx Hy
= 2 (el error 0,02 < 0,1)
Observación:
Como usted puede apreciar en el solucionario de este ejemplo, se puede simplificar los pasos para establecer la F.E., en este caso he omitido los pasos 1 y 2, puesto que % en peso coincide numéricamente con el peso del elemento.
b) Establezcamos ahora el peso molecular del compuesto con el dato adicional que tenemos:
2,1 10-22 6,022 1023
= 126,46
c) Calculemos el número “K”
9
d) F.M. = K F.E. F.M. = 9 CH2
F.M. = C9H18
PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
1. El peso atómico del hierro es 55,6 u.m.a. y posee dos isótopos: Fe-54 y Fe-56. ¿Cuál es el porcentaje de abundancia del isótopo más pesado?
Resolución:
Como se proporcionan datos referentes a las isotópicas, utilizaremos: a1 y a2.
Isótopo A % abund.
Fe-59
Fe-56 54
56 a1
a1
100
El más pesado, es el de mayor número de masa.
Sea:
a1 = x a1 = 100 – x
55,85 = 54x + 5600 – 56x
x = 7,5 %
Por lo tanto: a2 = 92,5 %
1. Se tiene en un vaso, 360 ml de agua pura. Calcular en dicha muestra:
I. Moles de H2O
II. Número de moléculas de H2O
III. Número de átomos totales
Resolución:
Para el volumen de 360 ml de agua, su masa es 360 g.
Luego:
Su = 18 u.m.a.
I.
II.
X = 20 NA moléculas
III.
Y = 60 NA átomos
2. ¿Cuántos litros de O2 en C.N. se podrán obtener a partir de 250 g de ácido orto sulfuroso?
P.A.: S = 32, O = 16, H = 1
Rpta. ...........................
3. Hallar la fórmula empírica de un oxisal que contiene 26,53 % de K, 35,37 % de Cr.
P.A.: K = 39, Cr = 52, O = 16
Rpta. ...........................
4. La fórmula más simple de una sustancia es CH2.
¿Cuál es su F.M., si una molécula de dicha sustancia pesa 6,973.1023g?
Rpta. ...........................
5. En 6,84 kg de sacarosa C12H22O11
a) ¿Cuántos at-g hay?
b) ¿Cuántos átomos hay en total?
(P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
Rpta. a) ...........................
b) ...........................
6. Un compuesto orgánico ternario, formado por C, H y O, cuya masa es de 40g, se somete a una combustión completa y se obtuvo así 39,08 g de CO2 y 7,92 g de H2O. Con un Gasómetro se determinó su masa molecular de 90g/mol. Hallar la F.M. del compuesto.
(P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
Rpta. .....................
Categoría:
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
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