UNIDADES QUÍMICAS DE MASA TEORIA DE PREPARATORIA DE PREUNIVERSITARIOS

 

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA PROBLEMAS RESUELTOS TIPO EXAMEN DE INGRESO A LA UNIVERSIDAD

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. .....................

CLICK AQUÍ PARA VER MAS»

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA PROBLEMAS RESUELTOS TIPO EXAMEN DE INGRESO A LA UNIVERSIDAD

 

 

1. A partir de 1962, el átomo patrón tomado como referencia para medir las masas atómicas de los isótopos de un elemento es:

A)   B)  
C)   D)  
E)

SOLUCIÓN
El patrón tomado como referencia para medir masas atómicas es el   siendo la unidad de masa atómica   la doceava parte de la masa de dicho isótopo.

RPTA.: E

2. La masa atómico (M.A.) de un elemento es el promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los……….. del elemento, comparado con el   al cual se le ha asignado el valor de……………..Unidades de masa atómica.

A) isótopos -16
B) isótopos -14
C) átomos -12  
D) isóbaros -12
E) isótopos -12
SOLUCIÓN

RPTA.: E

3. Marque lo incorrecto sobre la masa de un mol de átomos.

A) Es la masa de un   de átomos.
B) Es una unidad química de masa.
C) Contiene igual número de átomos que 12 g de
D) Es la masa de un mol de moléculas.
E) Es numéricamente igual a la masa atómica expresada en gramos.

SOLUCIÓN
Un mol de átomos es su masa atómica expresado en gramos, no es la unidad química de masa.
 
RPTA.: B

4. Señalar la afirmación incorrecta respecto a la masa un mol de moléculas.

A) Es la masa de    moléculas.
B) Contiene igual número de moléculas que número de átomos en  12g de  .
C) Contiene número de Avogadro   de átomos en una molécula.
D) Es numéricamente igual a la masa molecular expresado en gramos.
E) Es una unidad química de masa.

SOLUCIÓN
Un mol de moléculas no es una unidad química de masa.
 
RPTA.: E

5. Se tiene las siguientes muestras químicas:
I.  moles de N
II.  moles de
III.  de

Es correcto afirmar:
A) Contienen igual número de átomos.
B) En II hay mayor número de átomos.
C) II y III contienen igual número de átomos.
D) En III contienen mayor número de átomos.
E) En I hay mayor número de átomos.
M.A. (u.m.a): N = 14, H = 1

SOLUCIÓN
Comparando los átomos en cada caso:
I.  mol
II.  mol
III.
Se observa que en II contiene mayor número de átomos.
RPTA.: D

6. Dada las siguientes aseveraciones:
I. A partir de 20 moles de   se obtiene 30 moles de  .
II. 5 moles de   contiene igual número de átomos que 2,4 moles de  .
III. A partir de 10 moles de   se obtiene 520 g de  .

Es (son) verdadero(s)
M.A. (u.m.a): Al = 27, O = 16,               H = 1

A) VVV B) FFV C) VFF
D) FFF E) VFV

SOLUCIÓN
I.   30 mol  ……….(V)

60 at-g (0)    60 at-g (0)

II. 5  mol   ..... 2,4  mol  .......(F)

10 at –g 9,6 at-g

III. 10 mol  .....(F)
No hay aporte de Al

RPTA.: C

7. El calcio posee dos isótopos,   y  , si la masa atómica es 40,08 u. ¿Cuál es el % de abundancia del isótopo liviano?

A) 88% B) 90% C) 35%
D) 98% E) 60%

SOLUCIÓN
Isótopos:
 ………………….a %
 ………………….
     100 %

 40,08

(40,08) (100)=40a+4 400-44a

                 392
4a = 392
  a = 98%
RPTA.: D

8. Para determinar la masa de una molécula de cierto elemento, debe dividirse entre 6,02 x  , el valor correspondiente a la masa de:
A) un mol de átomos
B) un mol de moléculas
C) un gramo de elemento
D) 22,4 moles de átomos de elemento
E)  átomos del elemento

SOLUCIÓN
Para determinar la masa de una molécula, dividimos un mol de moléculas entre  

RPTA.: B

9. 40 g de Argón (M.A.= 40 u.):

A) contiene   átomos de Argón
B) contiene  moléculas de Argón
C) contiene un mol de átomos de Ar
D) contiene 1 mol de moléculas de Ar
E) todas son correctas

SOLUCIÓN
Como el Argon es un gas noble, el átomo individual no combinado puede considerarse como una molécula monoatómica, entonces.
 átomos<>  moléculas <>  
RPTA.: E
10. Señalar verdadero (V) o falso (F)

I. La masa de una molécula de ácido sulfúrico es 98 g.
II. La masa de un mol de átomos de Na es 23 g.
III. La masa atómica y la masa molecular son masas relativas.
IV. La masa de un mol de átomos es numéricamente igual a la masa atómica expresada en unidades de masa atómica.
     
A) FFVV B) FVVV C) FVVF
D) VVVF E) FFFF

SOLUCIÓN
I. 98  g es la masa de un mol de moléculas…………………………..…….(F)
II. un mol de Na pesa 23 g.…………(V)
III. si son relativas, pues se compara con el  ………………………………..(V)
IV. falso un mol de átomos se expresa en gramos………….………(F)
RPTA.: C

11. Señale el enunciado incorrecto.

A) 5 moles de  , pesan el doble que 5 moles de  
B) En 3 moles de ácido acético  , existen 6 mol de átomos de carbono.
C) 54g de  , contiene aproximadamente   moléculas.
D) En 63 g de   hay 48 g de oxígeno.
E) En   moléculas de   están contenidos 72 g de carbono.
M.A. (u.m.a): O = 16 C = 12  N = 14

SOLUCIÓN

RPTA.: E

12. Hallar la masa molecular de un compuesto monoclorado, si contiene 25% en peso de cloro.
M.A.: Cl = 35,5

A) 170 u. B) 142 u. C) 71 u.
D) 284 u. E) 340 u.

SOLUCIÓN
Mcl

35,5……….25%
 ………….100% 

RPTA.: B

13. Una mezcla contiene solamente a las sustancias puras: A y B la masa total de la mezcla es 3,72 g; el número total de moles es 0,06; la masa de un mol de B es 48 g y en la mezcla hay 0,02 moles de A. ¿Cuál es la masa molecular de A?

A) 60 u. B) 90 u. C) 70 u.
D) 80 u. E) 120 u.

SOLUCIÓN
  en
Finalmente:  

RPTA.: B

14. El porcentaje de Y es 40% en  . ¿Cuál es el porcentaje en masa de X en  ?

A) 60% B) 40%
C) 33,33% D) 66,66%
E) 44,44%

SOLUCIÓN

3x…………..60 % (x = 20)
2y………….. 40 %(y = 20)
5 (x) = 4(20) 80
5 (y) = 5(20)100
  180
  %

RPTA.: E
15. Se calentaron 10 g de   hidratado,  , se obtuvo así un residuo anhídrido de   que pesó 5,456 g. Calcular el valor de “X”
M.A. (u.m.a): Ni = 58,7 Cl = 35,5
O = 16
A) 7 B) 5 C) 4
D) 6 E) 3
SOLUCIÓN

     18  x
     71
    58,7
       
  129,7 +18 x    129,7
  10 g     5,456 g
Del problema:
  5,456(129,7)+18x)=129,7(10) x = 6
RPTA.: D

16. Una sustancia dada muestra el siguiente análisis en peso:
C = 57,2%, H = 4,79% y                    S  = 38,01%. Si 5 gramos de este material producen en las propiedades molares el mismo efecto que   moléculas, ¿cuál es la fórmula molecular de la sustancia?
P.A.(u.m.a): C = 12 H =1  S = 32
A)   B)
C)   D)  
E)
SOLUCIÓN
Calculando la fórmula empírica:

Además:
  moléculas …………………5g
 moléculas………………..
 
Finalmente: FM = KFE


RPTA.: B

17. La combustión de 7,49 g de un compuesto que contiene C, H y O produjo 14,96 g de   y 6,13 g de agua. además, dos moléculas de este compuesto pesan                  g. Establecer la fórmula molecular del compuesto.

A)   B)  
C)   D)  
E)  
SOLUCIÓN

7,49 g 14.96  6,13 g

                     
C = 4,08
  H = 0,68
7,49 g O = 2,73

Cálculo de la formula empírica

Cálculo del peso molecular:
2 moléculas  

FM=k (FE)
   
RPTA.: A

18. En la combustión de una muestra de un hidrocarburo se forman 1,026 g de   y 11,40 g de   (al absorber el  en disolución  de  . Además 2,5 moles de compuesto pesa 195 g. Hallar la formula molecular del hidrocarburo.  
A) B)   C)
D) E)  

SOLUCIÓN

* Además: 2,5 moles   195 g
     1   mol    

*
RPTA.: D

19. Se trata 0,578 g de estaño puro con flúor gaseoso hasta que el peso del compuesto resultante tenga un valor constante de 0,944 g. ¿Cuál es la ecuación de síntesis de este proceso?
M.A.(u.m.a): Sn = 119 F = 19


SOLUCIÓN

RPTA.: B

20. Una mezcla de 1,00 g de óxido cuproso   y óxido cúprico (CuO) fue cuantitativamente reducido a 0,839 g de cobre metálico. ¿Cuál era el peso del CuO en la muestra original?
M.A. (u.m.a): Cu = 63,5

A) 0,61 g B) 0,54 g
C) 0,32 g D) 0,41 g
E) 0,81 g

SOLUCIÓN
  x   1-x
* ……………..
* …..

     2 Cu+O   Cu + O

     127 63,5

       143  79,5

Resolviendo  

RPTA.: B

21. Una muestra de 1,483 g de compuesto de K, Cr y O da lugar mediante tratamiento adecuado a 0,581 g de   y 1,609 g se transforman a 2,296 g de  . Hallar la F.E. del compuesto.
M.A. (u.m.a) : K = 39, Cr = 52          Cl = 35,5

A)   B)
C)   D)
E)  

SOLUCIÓN

RPTA.: B

22. Un tipo de azúcar, sustancia blanca que se usa mucho como aglutinante en la fabricación de píldoras y tabletas, contiene C, H y O en su composición. Para analizar una preparación comercial se quema una muestra de 0,5604 g. El aumento de peso del absorbente de agua es de 0,3267 g y el de absorbente de   es 0,832 g. Hallar la F.E. del compuesto
SOLUCIÓN

0,5604 g         0,822 g  0,3267g

RPTA.: C


23. A partir de 6,827 g de óxido de hierro se obtiene 24,6 g de sulfato ferroso heptahidratado. Hallar la fórmula del óxido de hierro.
M.A. (u.m.a): Fe = 55,85 S = 32  O =16

A)   B)  
C)   D)  
E)

SOLUCIÓN


6,827 g      24,6g (*)

Cálculo del:

    7 x 18 =126
                                 16 x 4 = 64
                                               32
      55,85 g Fe

   277,85 g sal

(*)

  En la fórmula

  1,8813 g O
           4,9457 g Fe
 
RPTA.: C

24. Una mezcla consistente en los compuestos de fórmulas   y   pesa 0,187 g y comprende un total de 4,8 milimoles.                    ¿Cuántos gramos de carbono hay en la mezcla?
M.A. (u.m.a): C = 12  H = 1

A) 0,112 g B) 0,098 g  
C) 0,171 g D) 0,067 g
E) 0,152 g
SOLUCIÓN
 Si:    
a + b = 0,178.…………………………
………………….…

   a + b = 0,187
- 30 x   -a -
 

a = 0,187 – 0,135 = 0,052

Calculando los pesos de carbono en cada caso            

RPTA.: E

CLICK AQUÍ PARA VER MAS»