UNIDADES QUIMICAS DE MASADefinición: 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 A2E ——————– b% ——————– a% 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 P.A. 1 12 14 16 23 24 27 31 32 O Na Mg Al P S 012 kg) de carbono –12. H2SO4 M = 2 x P.(O) = 2 x 1 + 1 x 16 = 18 U.M.A. Ahora calcularemos la masa molecular de las siguientes sustancias: oxígeno.1023 6. electrones.Elem.5 63.1023 átomos 1 moléculas mol (moléculas) = 6.A. La cantidad de átomos en 12 g de C-12 es 6. (H) + 1 x P.023. etc.023.A. 35.1023 (llamado número de Avogrado NA) 1 mol unidades = 6. moléculas.5 39 40 52 55 56 63. Masa molecular relativa o peso molecular (M) Representa la masa relativa promedio de una molécula de una sustancia covalente.023. Cl K Ca Cr P. Atomogramo (at-g) . tendríamos entonces: 1 mol (átomos) = 6. Concepto de MOL Es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades estructurales (átomos. sulfito de aluminio y glucosa. 5. iones.) como átomos hay exactamente en 12 g (0. Ejemplos: 1.M. (O) = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98 U.023.A. 2.A.1023 unidades = NA Así. (S) + 4 x P.023.4 81 Mg Fe Cu Zn Br 4. H2O M = 2 x P.A.A. (H) + 1 x P. Se determina sumando los pesos atómicos de los elementos teniendo en cuenta el número de átomos de cada uno en la molécula.1023 1 electrones mol (electrones) = 6. cloruro de sodio.A. 1023 moléculas de 8. Número de moles en una cierta muestra (n) En los ejercicios aplicativos. y se expresan en g/mol masa de la muestra en g. (g) Ejemplo: En el magnesio. M. Este peso es exactamente igual al peso atómico expresado en gramos.A. 1at-g (mg) = 24 g 3.023.A. se pueden deducir fórmulas para hallar el número de átomos gramos y número de mol-gramos. Se determina expresando el peso molecular en gramos.A. 1 mol-g = M (g) Ejemplo: En el agua 1 mol-g (H2O) = 18 g representa = el de agua 18g peso 6. En condiciones . haciendo uso de la regla de tres simple.A. 9.023.M.023.En el peso en gramos de un mol de átomos (6.1023 átomos de mg 7. Volumen molar (Vm) Es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas a determinadas condiciones de presión y temperatura. 1 at-g = M. Generalizando las fórmulas tenemos: at-g <> n(átomos) = mol-g <> n(molécula) = Donde: m es la M.023. (g) = 24 U. Mol-gramo o molécula gramo (mol-g) Es el peso en gramos de un mol de moléculas (6.1023 moléculas) de una sustancia química.1023 átomos) de un elemento. En condiciones de presión y temperatura. 1023 moléculas Es importante recordar la siguiente relación: Donde: V Es Vm 22. = 18 u.89% del H2O es: H = 11. u.4 = 2g de H2 C. Determinación de c. Es decir.a.m. Ejercicio 1 Hallar la P.m. el volumen molar es 22. =2x1+1x6= 2 u. a partir de la fórmula de un compuesto Ilustremos el método con dos ejercicios.: O Resolución: composición = 16 centesimal u. del H = 1 H2O.3 kPa) y la temperatura es 0 ºC (273 k). + 16 u.m.C.) DE UN COMPUESTO Es el porcentaje en peso o masa de cada uno de los elementos que constituyen el compuesto.4 Ejemplo: Considerando 1 mol-g (H2) = 22.c.normales (CN).a.m.N. 1 mol-g de gas 22.a.C. = 6.a.4 independiente de la naturaleza del gas. Se halla en la práctica mediante técnicas de análisis cuantitativo y en forma teórica a partir de la fórmula del compuesto.m. COMPOSICIÓN CENTESIMAL (C.4 /mol el volumen que ocupa el gas (l ) Nota: La expresión anterior se puede igualar con las del ÍTEM número 8.A. C.023..a.11% y . si la presión es 1 atm (103. H O H2O C. O = 88.N. M. Ejemplos: CaCl2. lo primero que establece el químico experimentador es la fórmula empírica. por lo tanto existe molécula). y posteriormente establece la fórmula molecular (sólo si el compuesto es covalente. etc. Se establece conociendo primero la fórmula empírica y luego el peso molecular del compuesto. Fórmula molecular (F. Ca CO3. Na2SO4. ¿Qué es fórmula empírica o fórmula mínima? ¿qué es fórmula molecular? ¿qué relación hay entre dichas fórmulas? Veamos: Fórmula Empírica (F.FÓRMULAS QUÍMICAS En el análisis de un compuesto. CuSO4. Se puede establecer conociendo su composición centésima (C. Se emplea para representar a los compuestos covalentes. Veamos algunos ejemplos comparativos entre dichas fórmulas para establecer una relación.) Es aquella fórmula que indica la relación entera real o verdadera entre los átomos de los elementos que forman la molécula. 5H2O. Al2O3.) o conociendo experimentalmente el peso de cada uno de los elementos en el compuesto. es aquella que indica la relación entera más simple (relación aparente) entre los átomos de los elementos en una unidad fórmula de un compuesto.C. NaCl.) Llamada también fórmula mínima. luego de hallar previamente el peso molecular del compuesto mediante métodos adecuados. Compuesto Benceno Ácido C2H4O2 2 CH2O Propileno Peróxido H2O2 2 HO Ácido Fórmula molecular C6H6 C3H6 K Fórmula 6 3 de empírica CH acético CH2 hidrógeno oxálico . Los compuestos iónicos se representan únicamente mediante la fórmula mínima o empírica. Al(NO3).E. porque representa la fórmula verdadera del compuesto covalente. = K F. es un múltiplo entero (K) de la F. NH3. Por lo tanto.C2H2O4 2 CHO2 ¿Qué relación observamos? La F. Si K = 1 F. Ejemplos: H2O. = Mnx Oy Paso Se toma como muestra 100 g de compuesto.m.): Mn = 55. 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.E. Donde: K = 1.(u.M. es F. porque muestra la mínima relación entera de átomos y es F. O = 16 Resolución: El % en masa de Mn = 100 – 28 = 72% 72% 28% Sea la F. 2.……. y F.E.. 4.E.a. H2SO4. 1: Paso Con el % en masa o peso dados.: F. 3. Cada una de estas fórmulas representan al mismo tiempo F. = F.E.M. el peso molecular real también debe ser múltiplo entero del peso molecular de la fórmula empírica.E. C12H22O11.M.E.M. ¿Cuál es la fórmula empírica de dicho óxido? P.A. se halla el peso de cada elemento: 2: . H3PO4.M. etc. = Mn3O4 Ilustremos con otro ejemplo.(u. P. Paso 4: Si los números de átomos gramos (x e y) resultan fraccionarios.A. . Un cierto hidrocarburo (compuesto formado sólo por carbono e hidrógeno) tiene como composición en masa: C = 85.E. en este caso he omitido los pasos 1 y 2.008 = 4 F.1).): C =12.m. el procedimiento para establecer la fórmula molecular. x=13=3 y = 1. …) a todos ellos y luego se redondea a enteros con error máximo indicado anteriormente. y) que representan el número de moles de cada elemento en la fórmula.008 << 0. así: Si persiste el número fraccionario y no es posible redondear a números enteros (con error máximo de 0. se dividen entre el menor de ellos. puesto que % en peso coincide numéricamente con el peso del elemento. se procede al siguiente paso..8 % y H = 14.02 < 0.8 % 14.1) Observación: Como usted puede apreciar en el solucionario de este ejemplo.E.1) 3 = 4. Paso 5: Se debe multiplicar por un mínimo entero (2. = Cx Hy = 2 (el error 0.336 (error 0. H = 1 Resolución: 85.Paso 3: Se hallan los subíndices (x.a. 4.E.2 % a) Sea la F.2 % Además se sabe que una molécula de este compuesto pesa 2. se puede simplificar los pasos para establecer la F. Se pide establecer la fórmula molecular del hidrocarburo. 3.1 10-22g. 46 10-22 6.M. = K F.6 u. 54 a1 es el de mayor número de masa.022 1023 c) Calculemos el número “K” 9 d) F. utilizaremos: a1 y a2. La masa atómico (M.5 % Por lo tanto: a2 = 92. = C9H18 EJERCICIOS 1. ¿Cuál es el porcentaje de abundancia del isótopo más pesado? Resolución: Como se proporcionan datos referentes a las isotópicas. y posee dos isótopos: Fe-54 y Fe-56.b) Establezcamos ahora el peso molecular del compuesto con el dato adicional que tenemos: 2.E. Sea: a1 = x a1 = 100 – x A % abund. Isótopo Fe-59 Fe-56 56 a1 100 El más pesado.) de un elemento es el promedio ponderado de las masas .5 % 1.a.1 = 126. A partir de 1962.A. = 9 CH2 F.85 = 54x + 5600 – 56x x = 7.M. El peso atómico del hierro es 55. 55. F. el átomo patrón tomado como referencia para medir las masas atómicas de los isótopos de un elemento es: A) B) C) D) E) 2.M.m. de Se tiene las moles siguientes muestras de moles químicas: N de Es correcto afirmar: F) Contienen igual número de G) En II hay mayor número de H) II y III contienen igual número de I) En III contienen mayor número de J) En I hay mayor número de M. (u.. átomos. I. A partir de 20 moles de se obtiene 30 moles de . III. 5 moles de contiene igual número de átomos que 2. II. C) Contiene número de Avogadro de átomos en una molécula. F) G) Es Es la una masa unidad de un química de de átomos. D) Es numéricamente igual a la masa molecular expresado en gramos. H = 1 átomos. A partir de 10 moles de se obtiene 520 g de . 4.m. E) Es una unidad química de masa. Marque lo incorrecto sobre la masa de un mol de átomos.atómicas relativas de los………. átomos. . III. B) Contiene igual número de moléculas que número de átomos en 12g de . átomos. Señalar la afirmación incorrecta respecto a la masa un mol de moléculas. A) Es la masa de moléculas. comparado con el al cual se le ha asignado el valor de…………….Unidades de masa atómica. II.a): N = 14.A. átomos. A) B) isótopos isótopos -16 -14 C) D) E) isótopos -12 átomos isóbaros -12 -12 3.4 moles de . H) Contiene igual número de átomos que 12 g de I) Es la masa de un mol de moléculas. masa.. 6. J) Es numéricamente igual a la masa atómica expresada en gramos. del elemento. 5. Dada las siguientes aseveraciones: I. III. (u. .A. La masa de un mol de átomos es numéricamente igual a la masa atómica expresada en unidades de masa atómica. El calcio posee dos isótopos.a): Al = 27. O = 16. C) 54g de . A) 5 moles de .02 x . y .4 moles E) átomos del elemento mol mol gramo de de de de átomos de átomos moléculas elemento elemento 9. Señalar verdadero (V) o falso (F) I.m. existen 6 mol de átomos de carbono. H = 1 A) VVV D) FFF E) VFV B) verdadero(s) FFV C) VFF 7.): A) contiene B) contiene C) contiene un D) contiene 1 E) todas son correctas átomos moléculas mol de mol de de de átomos moléculas de de Argón Argón Ar Ar 10. A) FFVV B) FVVV C) FVVF D) VVVF E) FFFF 11. el valor correspondiente a la masa de: A) un B) un C) un D) 22.= 40 u. La masa de una molécula de ácido sulfúrico es 98 g.08 u.Es (son) M. debe dividirse entre 6. IV.A. II. La masa de un mol de átomos de Na es 23 g. Señale el enunciado incorrecto. ¿Cuál es el % de abundancia del isótopo liviano? A) 88% B) 90% C) 35% D) 98% E) 60% 8. Para determinar la masa de una molécula de cierto elemento. contiene aproximadamente moléculas. si la masa atómica es 40. pesan el doble que 5 moles de B) En 3 moles de ácido acético . 40 g de Argón (M. La masa atómica y la masa molecular son masas relativas. Una sustancia dada muestra el siguiente análisis en peso: C = 57.(u.66% 15. ¿Cuál es el porcentaje en masa de X en ? A) C) E) 44.: Cl = 35.A.D) En 63 g de E) En moléculas de están M. Se calentaron 10 g de hidratado. si contiene 25% en peso M.A.06. B) 90 u.m.5 O = 16 A) D) 6 E) 3 7 B) 5 C) 4 16.a): C = 12 H =1 S = 32 A) C) E) B) D) . 13.A. 142 u. ¿cuál es la fórmula molecular de la sustancia? P.5 de A) 170 u. C) 70 u.72 g. E) 120 u. 12.456 g.02 moles de A. .m. carbono.a): O = 16 C = 12 N = 14 hay 48 contenidos g 72 de g de oxígeno.79% y S = 38.m. ¿Cuál es la masa molecular de A? A) 60 u. 14. Si 5 gramos de este material producen en las propiedades molares el mismo efecto que moléculas. se obtuvo así un residuo anhídrido de que pesó 5.33% B) D) 40% 66.7 Cl = 35. D) 80 u. C) 71 u.01%. El porcentaje de Y es 40% en .a): Ni = 58. Hallar la masa molecular de un compuesto monoclorado.2%. Una mezcla contiene solamente a las sustancias puras: A y B la masa total de la mezcla es 3. la masa de un mol de B es 48 g y en la mezcla hay 0. E) 340 u. el número total de moles es 0. B) cloro. D) 284 u. H = 4. (u.44% 60% 33. (u.A. Calcular el valor de “X” M. La combustión de 7.5 A) C) E) B) D) .609 g se transforman a 2.m. Cr = 52 Cl = 35.581 g de y 1. A) B) C) E) D) 18. Hallar la formula molecular del hidrocarburo.296 g de . Se trata 0.61 0. dos moléculas de este compuesto pesan g. Una muestra de 1.81 g 0.a): Cu = 63.41 g g 21.40 g de (al absorber el en disolución de .(u.5 A) C) E) 0.m.49 g de un compuesto que contiene C. En la combustión de una muestra de un hidrocarburo se forman 1.A.A. H y O produjo 14.32 g g B) D) 0.483 g de compuesto de K. Establecer la fórmula molecular del compuesto.00 g de óxido cuproso y óxido cúprico (CuO) fue cuantitativamente reducido a 0. Además 2. ¿Cuál es la ecuación de síntesis de este proceso? M.E.96 g de y 6.17. A) B) C) D) E) 19. del compuesto. (u.5 moles de compuesto pesa 195 g.54 0. ¿Cuál era el peso del CuO en la muestra original? M.026 g de y 11.a): Sn = 119 F = 19 A) B) C) D) E) 20.944 g. Una mezcla de 1. M.A.839 g de cobre metálico. además. Hallar la F.m.a) : K = 39.13 g de agua. (u. Cr y O da lugar mediante tratamiento adecuado a 0.578 g de estaño puro con flúor gaseoso hasta que el peso del compuesto resultante tenga un valor constante de 0. m. A partir de 6.827 g de óxido de hierro se obtiene 24. (u.3267 g y el de absorbente de es 0. M.m.6 g de sulfato ferroso heptahidratado.a): Fe = 55.A.171 g g B) D) 0.067 g g . El aumento de peso del absorbente de agua es de 0.A. sustancia blanca que se usa mucho como aglutinante en la fabricación de píldoras y tabletas.187 g y comprende un total de 4.E.152 g 0. contiene C. Hallar la F. Para analizar una preparación comercial se quema una muestra de 0.22. ¿Cuántos gramos de carbono hay en la mezcla? M.098 0.a): C = 12 H = 1 A) C) E) 0. H y O en su composición.112 0. Un tipo de azúcar.832 g. del compuesto A) B) C) D) E) 23. Hallar la fórmula del óxido de hierro.8 milimoles. (u. Una mezcla consistente en los compuestos de fórmulas y pesa 0.85 S = 32 O =16 A) C) E) B) D) 24.5604 g.