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Unidades Químicas de Masa

Las unidades químicas de masa son formas de expresar las relaciones existentes entre las masas de lassustancias con las cantidades de sus partículas, estructuras que pueden ser átomos, iones, moléculas.

Todos los elementos están constituidos por átomos, en algunos de éstos casos se encuentran unidosmediante enlace covalente constituyendo moléculas.

MOLÉCULAS DE LOS PRINCIPALES ELEMENTOSELEMENTO ÁTOMO MOLÉCULA TIPO DE MOLÉCULAHidrógeno H H2 DiatómicaOxígeno O O2 DiatómicaNitrógeno N N2 DiatómicaFósforo P P4 TetraatómicaAzufre S S8 OctaaótomicaHalógeno X X2 DiatómicaGas noble Y Y Monoatómica

Donde: X…. Halógeno à F, Cl, Br, IY… Gas noble à He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Nota:En el caso de los gases nobles se tratan como átomos o moléculas indistintamente.

UNIDAD DE MASA ATÓMICALa unidad de masa atómica unificada (símbolo u) o Dalton (símbolo Da) es una unidad de masa empleada en

física y química, especialmente en la medida de masas atómicas y moleculares. Equivale a la doceava (1/12) partede la masa de un C-12.

En el Sistema Oficial (IUPAC) está considerado la unidad de masa atómica unificada con símbolo u, en elSistema Internacional de Magnitudes (ISO 80000-1), se da como único nombre el de dalton y desaconseja el deunidad de masa atómica unificada.

1 u =1,660 538 86 × 10-24 g = 1,660 538 86 × 10-27 kg = 931,494 028 MeV/c2

1. MASA ATÓMICA: o Masa de un átomo. Está dado por la suma de la masa que aportan los protones y losneutrones contenidos en el núcleo del átomo. La masa del electrón (9,1 x 10-28 g), por ser muy pequeña, nose toma en cuenta. (mp+ = 1,6603 x 10-24 g @ mn°). La medición de la masa atómica se realiza en uninstrumento llamado espectógrafo de masas.

Ejemplo :

1. C126 , tiene 6 protones y 6 neutrones, por lo tanto la masa de un átomo de carbono es:

Peso átomo C126 = 6 mp+ + 6 mn°

= 6 x 1,6603 x 10-24 g + 6 x 1,6603 x 10-24 g= 12 x 1,6603 x 10-24 g

2. Na2311 : Peso átomo N a = 11 mp+ + 12 mn°

= 11 x 1,6603 x 10-24 g + 12 x 1,603 x 10-24 g= 23 x 1,6603 x 10-24 g


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Como estas masas resultan ser muy pequeñas, se conceptualizó:De allí que la masa atómica se puede expresar en gramos o en u. Así:- Masa atómica C126 = 12 x 1,6603 x 10

-24g = 12 u

- Masa atómica Ca4020 = 40 x 1,6603 x 10-24g = 40 u

- Masa atómica O16

8 = 16 x 1,6603 x 10-24

g = 16 u- Peso de un átomo H11 = _______________ = ______

- Peso de un átomo Li73 = _______________ = ______

- Peso de un átomo N147 = _______________ = ______

Masa atómica ( E )=1212/1

)(

-C Peso

E átomoundePeso

Ejemplo :

PA (C) = u

u

1

12

= 12 PA (Na) = u

u

23 = 23

PA (Ca) =u

u40 = 40 PA (O) =

u

u16 = 16

De allí que el Peso Atómico no tiene unidades, a diferencia del peso de un átomo. Es adimensional

2. Peso Atómico Promedio : Se determina con el promedio ponderado de las masas atómicas de los isótopos deun elemento. Para ello se debe tomar en cuenta la masa de cada isótopo y sus respectivos porcentajes deabundancia en la naturaleza.

PA (E) = 100

)(%)(%)(%332211

A A A ++

Ejemplo:2.1. Se ha determinado mediante análisis por espectrofotometría de masas que la abundancia relativa de

las diversos isótopos del silicio en la naturaleza es: 92,21% de 28Si; 4,70% de 29Si y 3,09% de30Si. Las masas atómicas de los isótopos son 27,977; 28,976 y 29,947 respectivamente.Calcular el Peso Atómico del Silicio:

Solución :

PA (Si) =100

)974,29x09,3()976,28x70,4()977,27x21,92( ++

PA (Si) = 28,086

2.2. El Peso Atómico del Carbono es 12,01112. ¿Cuál es el porcentaje de los dos isótopos, cuyas masasatómicas son 12,00 y 13,0034.

SoluciónSi % 13C = x, entonces % 12C = 100 – x

Reemplazando : 12,001112 =100

x0034,13)x100(000,12 +-

x = 1,10% , por tanto 100 – x = 98,891 %

Entonces, porcentaje de 13C = 1,109% y de 12C = 98,891%


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3. Átomo – Gramo (at – g) : Es la masa de un elemento que numéricamente es igual a su peso atómico,pero expresado en gramos. Esta masa siempre contiene 6,023 x 1023 átomos de dicho elemento.

Ejemplo :

1) PA (C) = 12 ® 1 at-g C = 12 g C y contiene 6,023 x 1023 átomos de C2) PA (Na) = 23 ® 1 at-g Na = 23 g Na y contiene 6,023 x 1023 átomos de Na3) PA (Ca) = 40 ® 1 at-g Ca = 40 g Ca y contiene 6,023 x 1023 átomos de Ca4) PA (O) = 16 ® 1 at-g O = 16 g O y contiene 6,023 x 1023 átomos de O

¿Por qué 1 at – g de cualquier elemento siempre contiene 6,023 x 1023 átomos de dicho elemento?Recordemos que el Peso de un átomo se puede expresar en uma o en gramos, así para el carbono tenemos;Que 1 átomo de carbono tiene una masa de 12 uma ó 12 x 1,6603 x 10 -24 g, entonces si calculamos cuántosátomos habrá en 1 at-g C es decir en 12 g. de C el cálculo queda así:

1 átomo de C 12 x 1,6603 x 10-24 g CX 12 g de C (1 at-g C)

==> Número de átomos X =Cg10x6603,1x12

Cdeátomo1xCg1224-

X =2410x6603,1

1-

átomos de C

X = 6,023 x 1023 átomos de C

Es decir 6,023 x 1023 (N° de Avogadro) es la inversa de 1 uma = 1,6603 x 10-24 g· Para el Ca:

1 átomo de Ca 40 x 1,6603 x CO-24 g de CaX 40 g de Ca (1 at-g)

X =Cadeg10x6603,1x40Cadeátomo1xCadeg40

24-

X =24

10x6603,1

1-

= 6,023 x 1023 átomos de Ca

Nota: En las fórmulas químicas en una MOL del compuesto, el número de át-g de cada elemento estáindicado por los respectivos subíndices: 1 mol de Na2CO3; existen 2 át-g de Na; 1 át-g de C; 3 at-g de O

EJERCICIOS:3.1. En 10 at-g de Oxígeno. ¿Cuántos gramos de Oxigeno y cuántos átomos hay?

Solución :PA (O) = 16

1 at-g O ® 16 g 1 at – g O ® 6,023 x 1023 átomos10 at-g O ® x 10 at-g O ® Xx = 160 g Oxígeno x = 6,023 x 1024 átomos de O

3.2. En 1,2 x 1020 átomos de Ca, ¿qué masa en mg hay de este elemento? (NA = 6 x 1023)

Solución1 at-g Ca ® 40g ® 6,000 x 1023 átomos de Ca

x ® 1,2 x 1020 átomos de Ca


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x =23

20

10x6

40x10x2,1 = 0,2 x 40 x 10-3g x

g1

mg103

x = 8 mg Ca

3.3. ¿Cuánto pesa 3 átomos de oxígeno? (NA = 6 x 1023)

Solución:El peso atómico del oxígeno es 161 at-g O à 16 g à 6 x 1023 átomos de O

x à 3 átomos de O

x = 48 / (6 x 1023) = 8 x 10 –23 g

4. Peso Molecular (PM) ó Masa Molecular: Es la suma de los pesos atómicos de los átomos queconstituyen una molécula. No tiene unidades. (Es adimensional)

PM (H2SO4) = 9816x4

0

32x1

S

1x2

H=++

PM (H2O) = 181x16O1x2 H=+

PM (CO2) = 442x16

O

12x1

C=+

PM (O2) = 16 x 2 = 32La molécula – gramo (mol – g) es el peso molecular expresado en gramos

5. Peso – Fórmula (PF) ó Masa – Fórmula: Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos queconstituyen un compuesto iónico. No tiene unidades. (Es adimensional).PF (NA Cl) = 23 + 35,5 = 58,5 PF (Na2 SO4) = 23 x 2 + 32 x 1 + 16 x 4la fórmula – gramo, es el peso fórmula expresado en gramos.

Los compuestos iónicos no están formados de moléculas, sino de iones para está unidad fórmulase usa el peso fórmula, cuyo cálculo es similar al del peso molecular.

6. MOL: Es la unidad de cantidad de sustancia de una determinada especie química (Moléculas, iones,átomos, compuestos iónicos, protones, electrones, etc) y que siempre contiene 6,023 x 1023 unidades,de dicha especie química.

Especie química Unidades Masa

1 mol de átomos contiene 6,023 x 1023 átomos 1 at-g

1 mol de moléculas contiene 6,023 x 1023 moléculas 1 mol-g

1 mol de unidades contiene 6,023 x 1023 unidades 1 fórmula-gfórmula fórmulas

1 mol de protones contiene 6,023 x 1023 protones 1 g

Nota : El concepto de MOL, abarca a toda especie química, si son compuestos entonces se refiere ac. iónicos o c. moleculares.

corresponde

a la masa de

corresponde

a la masa de

corresponde

a la masa de

correspon e

a la masa de


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Ejercicios6.1. En 5 moles de H2O determinar:

a) La masa de H2O :PM (H2O) = 18 1 mol-g H2O ® 18 g

5 mol-g H2O ® xx = 90g H2O

b) La masa de cada elemento :1 mol-g H2O ® 2gH 1 mol-g H2O ® 16g O5 mol-g H2O ® x 5 mol-g H2O ® x

x = 10gH x = 80g O

c) N° de moléculas de H2O :1 mol-g H2O ® 6,023 x 1023 moléculas H2O5 mol-g H2O ® x

x = 3,0115 x 1024 moléculas H2O

d) N° de at-g de cada elemento:

1 mol H2O®

2 at-g H 1 mol-g H2O®

1 at-g O5 mol H2O ® x 5 mol-g H2O ® xx = 10 at-g H x = 5 at-g O

e) N° de átomos de cada elemento:1 at-g H ® 6,023 x 1023 átomos H 1 at-g O ® 6,023 x 1023 átomos O10 at-g H ® x 5 at-g O ® xx = 6,023x1024 átomos H x = 3,0115x1024 átomos O

6.2. En 12,8 g de Ozono (O3) determinar:a) N° de moles de O3

PM (O3) = 16 x 3 = 48 1 mol-g ® 48g O3 n ¬ 12,8 g O3n = 0,267 moles

b) N° de moléculas de O3 :1 mol O3 ® 6,023 x 1023 moléculas0,267 mol O3 ® x

x = 1,608 x 1023 moléculas O3

c) N° de at-g de Oxígeno :1 mol O3 ® 3 at-g O0,267 mol O3 ® x

# at-g O = 0,800 at-g O

d) N° de átomos de Oxígeno1 at-g O ® 6,023 x 1023 átomos O0,800 at-g O ® x

x = 4,818 x 1023

átomos de Oxígeno6.3. ¿Cuál es la masa de 1 mol de protones?

Solución

1 p+ ® 1,672 x 10-24 g6,023 x 1023 p+ ® x

x = 1 g.


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6.4. En 2,4092 x 1024 moléculas de SO3, determinar:

a) Número de moles de SO3

1 mol SO3 ® 6,023 x 1023 moléculas SO3 n ¬ 2,4092 x 1024 moléculas SO3

n =23

24

10x023,6

10x4092,2 x 1 mol SO3 Þ n = 4 mol SO3

b) Número de at-g de cada elemento :1 mol SO3 ® 1 at-g S 1 mol SO3 ® 3 at-g O4 mol SO3 ® # at-g S 4 mol SO3 ® # at-g O

# at-g S = 4 # at-g O = 12

c) Número de átomos de cada elemento :1 at-g S ® 6,023 x 1023 átomos S4 at-g S ® x

x = 2,4092 x 1024 átomos S

1 at-g O ® 6,023 x 1023 átomos O12 at-g O ® xx = 72,276 x 1023 átomos O

6.5. Si 3,6 x 1019 moléculas de un compuesto desconocido tiene una masa de 0,0012 g. ¿Cuál es el PesoMolecular?

Solución:3,6 x 1019 moléculas ® 0,0012 g.6,023 x 1023 moléculas ® x

x = 20 g Þ PM = 20

7. Composición Porcentual o Centesimal: Representa el porcentaje en masa de cada elemento que forma

parte de un compuesto químico. Es independiente de la masa analizada del compuesto.

%E = 100tan

xciaWsus

Welemento

%E = Porcentaje del elemento deseadoP.A. = Peso Atómico

Ejemplo:7.1. ¿Cuál es la composición porcentual de la glucosa?Solución:

Glucosa: C6 H12 O6

PM = 1806x16

O

12x1

H

6x12

C=++

% C =180

72 x 100 = 40%

% H =180

12 x 100 = 6,67 % O =180

96 x 100 = 53,33%


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7.2. El cromato de sodio cristaliza en forma de Na2 CrO4 . XH2O. Si los cristales contienen 15.2% decromo, ¿Cuál es la fórmula de la sal hidratada?

Solución: PA (Na) = 23 PA (Cr) = 52 PA (O) = 16Si la fórmula es: Na2 Cr O4 . X H2O

La Masa Molar es:X18

OH

4x16

O

1x52

Cr

2x23

Na 2+++

PF = 46 + 52 + 64 + 18X

El PF será el 100% del cual 52 de Cr constituye 15.2%:

46 + 52 + 64 + 18X ® 100% de donde52 ® 15,2% x = 10

Þ La fórmula es: Na2 Cr O4 10 H2 O

8. Fórmula Empírica (FE): Es aquella que muestra la proporción mínima entera del número de átomosgramos en la sustancia, se aplica para sustancias iónicas y covalentes. A veces coincide con la fórmulamolecular. Es la fórmula simplificada de la fórmula real (molecular).

Ejemplo :· En la glucosa su fórmula real (molecular) es C6 H12O6, por lo tanto la fórmula empírica será:

CH2O· En el peróxido de hidrógeno, su fórmula real (molecular) es H2O2, entonces su fórmula

empírica es HO· En el agua, la fórmula real (molecular) es H2O, como no es posible simplificar, coincide con la

fórmula empírica.

9. Fórmula Molecular: (Se le puede llamar también fórmula global). Es la fórmula real, puesto queindica la proporción verdadera por cada mol de la sustancia. Se define para sustancias esencialmentecovalentes

Sustancia F.M. F.E. n = FM/FEAcetileno C2H2 CH 2Benceno C6H6 CH 6Agua H2O H2O 1Etileno C2H4 CH2 2Glucosa C6H12O6 CH2O 6

DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULARa) Si se conoce la composición centesimal se asume 100g. de sustancia y se divide cada uno entre su

respectivos pesos atómicos para determinar el # at-g de cada uno de ellos. Si se conocen las masas delos elementos en una muestra de la sustancia se procede igual.

b) Se divide los números de at-g de cada elemento entre el menor número de ellos, de tal forma que secalcula la proporción en la que se hallan los elementos en la fórmula. Si se obtienen relacionesdecimales, se le lleva a enteros multiplicando por un factor común correspondiente.

c) Con la proporción de at-g en números enteros se elabora la fórmula empírica, colocando estos númeroscomo subíndices.

d) Si se conoce el Peso Molecular se puede determinar la Fórmula Molecular. FM = (FE) n.

FM = (FE)xn


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Ejercicios

9.1. La composición centesimal de un hidrocarburo gaseoso es 82,76% de carbono y 17,24% de H.Determinar la fórmula molecular, si su Peso Molecular es 58.Solución:

a) # at-g C =12

76,82 = 6,89 # at-g H =

1

24,17 = 17,24

b) Relación : C =89,6

89,6 = 1 H =

89,6

24,17 = 2,5

c) Haciéndolos enteros C = 1 x 2 = 2 H = 2,5 x 2 = 5Þ F.E. : C2 H5

d) FM = (F.E.) n PM = 5858 = (C2 H5) n58 = 12 x 2 x n + 1 x 5 x n58 = 29 nn = 2

Por lo tanto FM : C4 H10

9.2. En 340 g de NH3 determinar:a) Número de mol-g: PM(NH3) = 17 1 mol-g NH3 ® 17g

x ® 340 g20 mol-g

b) La masa de cada elemento:

1 mol-g NH3 ® 14g N 1 mol-g NH3 ® 3g H20 mol-g NH3 ® x 20 mol-g NH3 ® x

x= 280 g N x = 60 g Hc) Número de moléculas de NH3

1 mol-g NH3 ® 17 g NH3 ® 6,023 x 1023

moléculas de NH3 340 g NH3 ® x

x = 1,205 x 1025 moléculas de NH3

9.3. Al quemar una muestra de 0,70g de un compuesto que solo contiene a los elementos C e H se obtuvo2,2g de CO2 y 0,9g de H2O. Determine la composición centesimal del compuesto mencionado.Solución

Se tiene un compuesto formado únicamente por C e H:CxH y + O2 à CO2 + H2O0,70g 2,2g 0,9g

Si 44gCO2 ----- -12gC

2,2gCO2 ----- mC

MC = 0,6g

Entonces %C = 0,6 x100 = 85,70,7

%H = 14,3


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9.4. La composición centesimal del agua en el Na2B4O7.XH2O es 47,12%. Halle la masa molar del P4OX (eng/mol) Dato: Na= 23; B = 11 ; P = 31Solución:

Para la siguiente sal hidratada: Na2B4O7.XH2O PM = 202 + 18(X)El porcentaje de agua presente es 47,12%; por lo que se cumple:% H2O = 47,12 = 18(X) x 100

(202 + 18(X))

X = 10Nos piden hallar la masa molar del óxido: P4O10 entonces: PM = 4x31 + 10x16 = 284.

10. CONDICIONES NORMALES (C.N): Son aquellas condiciones de presión y temperatura ala que seencuentra una sustancia gaseosa.Luego:Pnormal = 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101.3 KPaT normal= 0°C = 273 K

11. VOLUMEN MOLAR (VM): Es el volumen que ocupa la mol-g de una sustancia gaseosa a una presión ytemperatura determinada las que corresponden a las condiciones normales.

Ejercicio

11.1. Determinar el volumen molar en C.N que ocupan 320 de gas metano.Solución:

CH4

M =16

m =320V =?

CH4

CH4

CH4

CH4

P= 1 atmT=273 K

De: 1 mol-g CH4 …… 16 g CH4 ……. 22,4 L320g CH4 ……. X

4

44

16

4,22320

gCH

LCH xgCH X =

X = 448L CH4

1 mol-g (gas) ……. CN …… Vm = 22,4 L

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