UNIDADES QUIMICAS DE MASA Y COMPOSICCION CENTESIMAL

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UNIDADES QUÍMICAS DE MASA 
 
I) DEFINICIONES PREVIAS 
 
ATOMO 
- Son los elementos monoatómicos (un átomo) 
- Ejemplo: 
(Tabla Periódica) 
 Fe, Na, Cl, O, S, Au, F, Fr 
 
MOLECULA 
- Son los elementos poliatómicos (dos o más 
átomos) y compuestos 
- Ejemplo: 
˃ Elementos poliatómicos (alotropicos): 
H2, Cl2, P4, O3, S8 
˃ Compuestos: 
H2O, NaCl, HNO3, NH4AuSiO4 
 
MASA ABSOLUTA 
- Masa muy pequeña, expresada en gramos (g) 
- Ejemplo: 
˃ m(p+) = 1,672 x 10-24 g 
˃ m(e-) = 9,1 x 10-28 g 
˃ m(O) = ... x 10-24 g 
˃ m(S) = ... x 10-24 g 
˃ m(Ca) = ... x 10-24 g 
 
MASA RELATIVA 
- Masa comparable "entera", expresada en UMA 
 
 
 
- Ejemplo: 
˃ m(p+) = 1 UMA 
˃ m(e-) = 0 UMA 
˃ m(O) = 16 UMA 
˃ m(S) = 32 UMA 
˃ m(Ca) = 40 UMA 
 
EN QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIDAD DE MASA ATÓMICA 
- Es el ente de comparación, para expresar la 
masa relativa de las sustancias. 
- El patrón de comparación, para las masas 
atómicas, es un átomo del isótopo más estable del 
carbono (12C) al cual se le ha asignado un valor 
de 12 UMA 
 
 
 
 
 
II) UNIDADES QUIMICAS DE MASA 
Son las unidades que se utilizan para expresar la 
cantidad de masa y volumen de las sustancias. 
 
1) PESO ATÓMICO (PA) 
(MASA ATÓMICA) 
- Es una masa relativa (UMA) 
- Representa la masa o peso atómico relativo 
promedio del átomo de un elemento. 
- Es un promedio ponderado de las masas 
atómicas relativas de los isotopos de un 
elemento. 
 
La ponderación se hace con las 
 abundancias naturales de los isótopos. 
 
 
 
 
 
Ejemplo: 
˃ PA (Mg) = 24 UMA 
Este valor indica que los átomos de Mg son dos 
veces más pesados que los del carbono – 12 
˃ PA (Ca) = 40 UMA 
˃ PA (Cl) = 35,5 UMA 
˃ PA (N) = 14 UMA 
Peso = Masa 
 
UMA = Unidad Química de Masa 
 
UNIDADES QUIMICAS DE MASA Y 
COMPOSICCION CENTESIMAL 
 
CAPITULO VIII 
 
2) PESO MOLECULAR (PM) 
(MASA MOLECULAR) 
- Es una masa relativa (UMA) 
- 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 o elemento 
molecular. 
 
Ejemplo: 
Peso Molecular del ACIDO SULFÚRICO 
 
 
 
Peso Molecular del ACIDO NITRICO 
 
 
 
- El Peso Molecular (PM) es aplicado para 
Compuestos Covalentes, mientras que para los 
Compuestos Iónicos o Unidades Formulares, 
tenemos el Peso Formular (PF) 
 
Peso Formular del OXIDO DE CALCIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3) HIPÓTESIS Y NÚMERO DE AVOGADRO (NA) 
- Amadeus Avogadro al realizar estudios 
relacionados con los gases, dio a conocer la 
naturaleza diatónica de gases elementales no 
metálicos como el H2, Cl2, O2, etc. pero además de 
estos, entre otros gases tenemos a los gases 
nobles que son: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), 
kriptón (Kr), radón (Rn), xenón (Xe). 
 
HIPÓTESIS DE AVOGADRO 
La hipótesis de Avogadro dice: “Volúmenes (V) 
iguales de diferentes gases que se encuentran 
en las mismas condiciones de presión (P) y 
temperatura (T) contienen el mismo número 
de moléculas.” 
 
 
 
NÚMERO DE AVOGADRO (N.A.) 
Es el número de moléculas de un mol de 
cualquier sustancia, representado por el 
símbolo NA está dado por: 
 
 
 
 
4) MOL 
- Es una unidad de conteo (como las docenas) 
- Expresa la cantidad de sustancia (átomos; 
moléculas, iones, electrones, etc.) 
- El mol es el numero de Avogadro (NA), de 
cualquier sustancia. 
 
 
 
Ejemplo: 
˃ 1 mol de p+ = 6,02 x 1023 p+ 
˃ 1 mol de Fe = 6,02 x 1023 átomos de Fe 
˃ 1 mol de NH3 = 6,02 x 1023 moléculas de NH3 
 
 
 
1 mol = NA = 6,02 x 1023 
 
 
5) ÁTOMO – GRAMO (at-g) 
- El átomo gramo (at-g) de un elemento es la 
masa en gramos de 1 mol de átomos (6,02 x 1023 
átomos) de dicho elemento. 
- Es numéricamente igual a su peso atómico (PA) 
expresado en gramos. 
 
 
 
Ejemplo: 
 
 
 
6) MOLÉCULA – GRAMO (mol-g) 
- La molécula gramo (mol-g) es el peso en gramos 
de un mol de moléculas o de un elemento 
molecular (6,02 X 1023 moléculas) de dicha 
molécula. 
- Es numéricamente igual a su peso molecular 
(PM) expresado en gramos. 
 
 
 
Ejemplo: 
 
 
 
 
7) VOLUMEN MOLAR (VM) 
- Este parámetro es solo para gases 
- Es el volumen ocupado por un mol de cualquier 
gas a determinadas condiciones de presión y 
temperatura conocidas como “condiciones 
normales de presión y temperatura (CN)” 
- Hay dos tipos de gases: 
 
˃ Gases moleculares: O2, H2, N2, Cl2 
˃ Gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CONDICIONES NORMALES DE 
TEMPERATURA Y PRESIÓN 
Para un mejor estudio de los gases, por 
convenio internacional, se han establecido los 
valores de temperatura y presión 
denominadas como normales y son: 
 
- Temperatura = O°C = 273 K 
- Presión = 1atm = 760mmHg = 760 torr 
 
Ejemplo: 
˃ 1 mol de O2 = 22, 4 litros O2 
˃ 1 mol de Ra = 22, 4 litros Ra 
˃ 1 mol de Cl2 = 22, 4 litros Cl2 
˃ 1 mol de H2 = 22, 4 litros H2 
 
 
RELACIONES PARA RESOLVER EJERCICIOS 
- Para resolver ejercicios debemos plantear una 
regla de tres, con las siguientes relaciones y los 
datos del problema: 
 
Para elementos (monoatómicos) 
 
 
 
Para compuestos y elementos (poliatómicos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VM = 22,4 Lt 
 
1 mol-g = PM(g) 
 
1 at-g = PA(g)