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UNIVERSIDAD CESAR VALLEJO

QUIMICA GENERAL E INORGANICA

UNIDADES QUIMICAS DE MASA 1. INTRODUCCION El en laboratorio se practica con un número muy grande de átomos, iones y moléculas, que puede ser un mol de sustancias, submúltiplo o múltiplo de esta cantidad.

AVOGADRO

En química es común hablar d ciertas unidades elementales de materia como átomo, molécula, ion, fotón, etc. Pero un experimentador químico ¿tratara de experimentar con un solo átomo o una sola molécula o con un solo ion?. Definitivamente que no, es imposible y será inútil, porque el tamaño y masa de los átomos, moléculas e iones son cantidades extremadamente pequeñas que no pueden ser medidas directamente por los instrumentos de medida empleados en los laboratorio; al contrario, tratar con cantidades mayores es fácil y útil, puesto que las propiedades de las sustancias dependen de las interacciones de un conjunto de átomos, moléculas o iones.

La unidad de conteo en química es el mol; pero antes de definir el mol, definiremos masa atómica, masa molecular, masa atómica, masa molecular, etc. Para medir la masa relativa de átomos y de moléculas se utiliza una unidad de masa muy pequeña llamada unidad de masa atómica (u.m.a.). En química, los cálculos se realizan con masas y no con pesos, puesto que el instrumento de medida que se utiliza es la balanza; sin embargo, es común en los químicos utilizar el término peso para referirse a masa; en esta guía, utilizaremos en forma indiferente estos dos términos. 2. FORMULAS QUÍMICAS La Formula Química expresa la composición de un compuesto por medio de los símbolos de los elementos participantes. Los compuestos se simbolizan por formulas, en las cuales los símbolos convencionales de los elementos indican la clase de átomos presentes y los números (subíndices) a la derecha indican la composición atómica de un compuesto. En el análisis de un compuesto, lo primero que establece el químico experimentador es la fórmula empírica, y posteriormente establece la formula molecular (solo si el compuesto es covalente, por lo tanto existe la molécula), luego de hallar previamente el peso molecular del compuesto mediante métodos adecuados. MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro

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2.1 TIPOS DE FORMULAS QUÍMICAS 2.1.1 Formula Empírica (F.E.) Llamada también Formula Simple, es aquella formula que indica la razón o proporción más sencilla en números enteros que existe entre los átomos de los diferentes elementos que forman un compuesto. Se puede establecer conociendo su composición centesimal o conociendo experimentalmente el peso de cada uno de los elementos en el compuesto. Los compuestos iónicos se representan únicamente mediante este tipo de formula. Ejemplos: H2O, NaCl, K2SO4, Al(OH)3, CaCO3, CuSO4.5H2O Para establecer las formulas empíricas o simples, primero es necesario aceptar los valores de las masas atómicas y los datos experimentales (gravimétricos), para obtener el número de átomos o agregado de átomos a un compuesto dado. Por conveniencia para solución de problemas, tabule sus datos en una tabla de acuerdo al siguiente ejemplo: ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que al ser analizado se encontró 86,47% de C, 6,43% de H y el resto en oxigeno? Solución:

Carbono Masa Moles de átomos:

Relacion de Moles:

86,47 g

Hidrogeno 6,43 g

Oxigeno 7,10 g

86,47 g x1 mol 12,01 g

6,43 g x1 mol 1,01 g

7,10 x 1 mol 16,0 g

= 7,20

= 6,37

= 0,44

7,20 0,44

6,37 0,44

0,44 0,44

≈ 16

≈ 14

= 1

Formula Simple: C 16H14O

2.1.2 Formula Molecular (F.M.) Es aquella formula que indica la relación entera real o verdadera entre los átomos de los elementos que forman la molécula. Es la que muestra exactamente el número de cada clase de átomos en una molécula. Se emplea para representar a los compuestos covalentes. Se establece conociendo primero la formula empírica y luego el peso molecular del compuesto. Para determinar las formulas moleculares es necesario conocer la masa molecular en gramos de la muestra (número de gramos en un mol de moléculas).

MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro

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La fórmula molecular puede ser idéntica a la formula simple. Como alternativa la formula puede ser un múltiplo entero de la simple. Veamos algunos ejemplos comparativos entre dichas fórmulas para establecer una relación Compuesto

Formula molecular

k

Formula empírica

Benceno

C6H6

6

CH

ácido acético

C2H4O2

2

CH2O

Propileno

C3H6

3

CH2

Peróxido de hidrogeno

H2O2

2

HO

Ácido oxálico

C2H2O4

2

CHO2

Observamos de acuerdo a la tabla comparativa que: 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 formula empírica.

MF.M. = k * MF.E. Ejemplo: Si un mol de un gas tiene la masa molar de 77,9 g el análisis revela que contiene 92,4% de C y el resto es hidrogeno. ¿Cuál es la fórmula molecular? Solución:

Masa Moles de átomos

Carbono

Hidrogeno

92,4 g

7,6 g

92,4 g x 1 mol 12 ,01g

7,6 x 1 mol 1,01 g

= 7,693 Relación moles

= 7,525

7,693 7,525

7,525 7,525

≈ 1 Formula Simple: CH ;

= 1 Masa Formula: (12u + 1u) = 13 u

Relación de masas: 77,9/13u = 6

Formula Molecular: C6H6

MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro

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2.1.3 Formula Estructural Es aquella fórmula en la que se observa las líneas entre los diferentes símbolos atómicos, las cuales representan los “enlaces químicos” que unen los átomos en la molécula. Una fórmula estructural proporciona información acerca del camino por el cual los átomos en una molécula están enlazadas al átomo central y provee información que permite escribir las formulas moleculares y simples. O │ H ─ O─ P ─ H │ O │ H

................. Formula estructural

………… Fórmula simple

H3PO2 H 2 (HPO3)

.………… Fórmula Molecular

3. UNIDADES QUIMICAS DE MASA 3.1 MASA ISOTOPICA (m) Se debe recordar que un elemento químico es una mezcla de isótopos. Por ejemplo: sea los elementos hidrogeno y litio

1

H

1H

Li

6 3 Li

1H

2

7 3 Li

1H

3

……………. 3 isótopos

8 3 Li

………….. 3 isótopos

La masa relativa de un átomo se llama masa isotópica, se mide en un instrumento denominado Espectrofotómetro de masas, el cual además de indicar la masa atómica relativa de los isótopos de un elemento indica también la abundancia de cada isótopo, para ello se fija convencionalmente una unidad, llamada unidad de masa atómica (u.m.a.) que viene a ser la doceava ( 1/12) parte de la masa del isótopo de C -12.

MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro

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Equivalencia:

1 uma = 1,66 x 10-24 g

Espectrómetro de Masas Ejemplo: Los datos obtenidos experimentalmente con el espectrofotómetro de masas tanto para el oxígeno y el Li fueron los siguientes: Isótopo

Numero másico (A) 16

Masa isotópica (m) u.m.a 15,9949

% de abundancia natural 99,76

8O

16

8O

17

17

16,9991

0,03

8O

18

18

17,9992

0,21

6 3Li

Numero másico (A) 6

Masa isotópica (m) u.m.a 6,01513

% de abundancia natural 7,5943

7 3Li

7

7,01601

92,4057

Isótopo

¿Qué diferencia hay entre número de masa (A) y masa isotópica (m)? El número de masa es la suma del número de protones y neutrones y es siempre un numero entero, mientras que la masa isotópica se obtiene experimentalmente por medición y es un numero decimal y se expresa en u.m.a. 3.2 PESO (MASA) ATOMICO PROMEDIO (P.a. o PA) Representa la masa o peso atómico relativo promedio del átomo de un elemento. 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.

MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro

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m 1 x a1 + m 2 x a2 + m 3 x a 3 + … + m n x an P.A.(E) =

a1 + a2 + a3 +…. + an

Dónde: m1 : m2 : mn : a1 : a2 : an :

masa atómica relativa del primer isótopo masa atómica relativa del segundo isótopo masa atómica relativa del enésimo isótopo abundancia natural del primer isótopo abundancia natural del segundo isótopo abundancia natural del enésimo isótopo

Para el caso del elemento oxígeno, tendremos: 15,9949 uma x 99,76 + 16,9991 uma x 0,03 + 17,9992 uma x 0,21 P.a.(O) =

99,76 + 0,03 + 0,21

P.a.(O) = 15,99941 uma P.a. (O) ≈ 16 uma (valor aproximado) Con fines prácticos (para cálculos aproximados), en vez de considerar masas isotópicas ( m1, m2,…., mn) se pueden sustituir por números de masa de los isótopos ( A1, A2,…, An). P.A.(E) =

A1 x a1+ A2 x a2 + A3 x a3 +…..+ An a1 + a2 + a3 + …. + an

Si trabajamos con número de masa para el oxígeno, obtendremos un valor aproximado: 16 x 99,76 + 17 x 0,03 + 18 x 0,21 P.A.(O) =

99,76 + 0,03 + 0,21

P.A.(O) = 16,0045 uma. P.A.(O) ≈ 16 uma (valor aproximado) Como se puede observar, el valor real (15,99941 uma) difiere muy poco del valor aproximado (16,0045 uma). 3.3 PESO MOLECULAR (PM o M) Llamado también Masa Molecular Relativa, 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: a) H2O

PM (H2O) = 2 x P.a.(H) + 1 x P.a.(O) PM (H2O) = 2 (1,01 uma) + 1 (16,00 uma) PM (H2O) = 18,02 uma MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro

UNIVERSIDAD CESAR VALLEJO b) C12H22O11

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PM (C12H22O11) = 12 x P.A.(C) + 22 x P.A.(H) + 11 x P.A.(O) PM (C12H22O11) = 2(12,01 uma) + 22(1,01 uma) + 11(16,00 uma) PM (C12H22O11) = 342,34 uma

c) C2H5OH

PM (C2H5OH) = 2 x P.A.(C) + 6 x P.A.(H) + 1 x P.A.(O) PM (C2H5OH) = 2 (12,01 uma) + 6(1,01 uma) + 1(16,00 uma) PM (C2H5OH) = 46,08 uma

3.4 PESO FORMULA (P.F.) Se sabe que los compuestos iónicos no poseen moléculas, pues solo poseen iones (átomo o grupo de átomos con carga eléctrica), entonces, no es posible hablar de peso molecular, por lo que es mejor establecer otra definición equivalente que se denomina peso formula. Ejemplos: a) NaCl

P.F. (NaCl ) = 1 x P.A.(Na) + 1 x P.A.(Cl) P.F. (NaCl ) = 1 (23,00 uma) + 1(35,45 uma) P.F. (NaCl ) = 58,45 uma

b) K2SO4

P.F. (K2SO4 ) = 2 x P.A.(K) + 1 x P.A.(S) + 4 x P.A. (O) P.F. (K2SO4 ) = 2(39,10 uma) + 1 (32,06 uma) + 4 (16,00 uma) P.F. (K2SO4 ) = 174,26 uma

c) Ca3(PO4)2

P.F.(Ca3(PO4)2) = 3 x P.A.(Ca) + 2 x P.A.(P) + 8 x P.A. (O) P.F.(Ca3(PO4)2) = 3(40,08 uma) +2(30,97 uma) + 8(16,00 uma) P.F. (Ca3(PO4)2) = 310,18 uma

3.5 MOL Es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades estructurales (átomos, moléculas, iones, electrones, protones, fotones u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g de Carbono-12 (6C12). La cantidad de átomos en 12 g de Carbono-12 es 6,023 x 1023 (llamado Número de Avogadro, NA).

1 mol = 6,023 x 1023 unidades = NA unidades Ejemplos: 1 mol (átomos) = 6,023 x 1023 átomos 1 mol (moléculas) = 6,023 x 1023 moléculas 1 mol (electrones) = 6,023 x 1023 electrones 1 mol (iones) = 6,023 x 1023 iones 1 mol (fotones) = 6,023 x 1023 fotones 1 mol (P) = 1 mol de átomos de Fósforo MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro

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= 6,023 x 1023 átomos de fósforo 1 mol (O2) = 1 mol de moléculas de oxigeno = 6,023 x 1023 moléculas de oxigeno 1 mol (H2O) = 1 mol de moléculas de agua = 6,023 x 1023 moléculas de agua 1 mol (SO4-2) = 1 mol de iones sulfato = 6,023 x 1023 iones sulfato 3.6 ATOMO GRAMO (At-g) Es el peso en gramos de un mol de átomos (6,023 x 10 23 átomos) de un elemento. Este peso es exactamente igual al peso atómico expresado en gramos.

1 At - g = P.A. g En general:

1 At-g = P.A. g , esto representa el peso de: 6,023 x1023 átomos

Ejemplos: a) Para el Magnesio se tiene: P.A.(Mg) = 24,31 uma Entonces 1 At-g. (Mg) = 24,31 g, esto representa el peso de: 6,023 x1023 átomos de Mg. b) Para el Oro se tiene: P.A.(Au) = 196,97 uma Entonces 1 At-g. (Au) = 196,97 g, esto representa el peso de: 6,023 x1023 átomos de Au. c)

Para el Níquel se tiene: P.A.(Ni) = 58,71 uma Entonces 1 At-g. (Ni) = 58,71 g, esto representa el peso de: 6,023 x1023 átomos de Ni.

3.7 MOL-GRAMO o MOLECULA GRAMO (mol-g) Es el peso en gramos de un mol de moléculas (6,023 x 10 23 moléculas) de una sustancia química covalente. Se determina expresando el peso molecular expresado en gramos.

1 mol – g = PM g Ejemplos: a)

Para el agua se tiene: PM.(H 2O) = 18,02 uma Entonces, 1 mol-g H2O = 18,02 g, esto representa el peso de: 6,023 x1023 moléculas de H2O

b)

Para el Nitrógeno se tiene: PM.(N2) = 14,01 uma Entonces 1 mol-g N2 = 14,01 g, esto representa el peso de: 6,023 x1023 moléculas de N2.

MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro

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En general:

1 mol-g = PM g, esto representa el peso de: 6,023 x1023 moléculas

4. INTERPRETACION DE UNA FORMULA QUIMICA Una fórmula química nos informa cualitativamente y cuantitativamente sobre la estructura interna de una sustancia química pura. En forma cualitativa no informa que elementos forman la sustancia por ejemplo la fórmula del agua (H 2O), nos señala que el agua está formada solo por dos elementos hidrógeno y oxígeno. En el aspecto cualitativo, podemos interpretar una fórmula bajo dos puntos de vista: como una partícula estructural y como una unidad química de masa (mol-g o fórmula gramo). Ejemplo: veamos de manera ilustrativo con la fórmula del ácido sulfúrico a) Como partícula, representa una molécula o una unidad formula

H2SO4

1 molécula

2 átomos de H 1 átomo de S 4 átomos de O

contiene

7 átomos totales b) Como masa, representa un mol-g o un peso formula gramo. En este caso los subíndices indican el número de moles de átomos o número de átomos-gramos de cada elemento. 2 moles de H 2 At-g H H2SO4 1 mol 1 mol de S 1 At-g S contiene 4 moles de O At-g O 7 moles de átomos totales Ejemplo: En 20 moles de ácido fosfórico, H3PO4, ¿Cuántos moles de hidrógeno hay? y ¿Cuántos At- g de oxígeno? Solución: Interpretando como masa: 1 mol (H3PO4) 20 moles (H3PO4)

3 moles (H)

4 At-g (O)

x

y

x = 20 x 3

y = 20 x 40

= 60 moles (H)

= 80 At- g (O)

Ejemplo: En 6,84 kg de sacarosa, C12H22O11, ¿Cuántos At– g hay? y ¿Cuántos átomos en total? Solución: M (C12H22O11) = 12,01 + 22 x 1,01 + 11x 16,00 = 342,34 uma MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro

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W (C12H22O11) = 6,84 kg = 6840 g

n (C12H22O11) = W/ M = 6840 / 342,34 = 19,98 moles ≈ 20 moles 1 mol C12H22O11 20 moles C12H22O11

x

=

45 moles de átomos

x

45 moles de átomos x 20 moles C12H22O11 1 mol C12H22O11

x = 900 moles de átomos 900 At-g Para hablar del número de átomos totales basta recordar que un mol de átomos contiene un número de Avogadro (NA) de átomos, luego, el número de átomos totales = 900 NA

MSc. VALDERRAMA RAMOS, Isidoro