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INTRODUCCIÓN A LA INGENIERÍA QUÍMICA
UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER
ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA
4 CONCEPTOS BÁSICOS CANTIDAD DE MATERIA
1.1
LA MASA ATÓMICA:
Desde la época de Dalton los químicos utilizaron escalas
relativas de masas atómicas y moleculares ya que era
imposible determinar la masa de un átomo o la de una
molécula, es decir la masa atómica o molecular absoluta.
Las muestras de un elemento que se encuentre en la
naturaleza, tiene la misma composición de isótopos en
cualquier sitio de la tierra. Por ejemplo: una muestra de
carbono, consiste en:
La masa promedio del átomo de carbono es: Masa C =
(12uma)*98.889% + (13uma)*1.111% = 12.01111uma
“Un átomo Y tiene X veces la masa de un átomo de…….”
a. La escala de masas relativas del hidrogeno: Dalton
b. La escala de masas relativas del oxigeno
c. La escala de masas relativas del carbono (12C):
Porque el Carbono 12?
 Más abundante en la naturaleza
 Por tener 6 protones y 6 neutrones
 Asigno una masa de 12 uma
En 1961 la IUPAC (Unión Internacional de Química
Pura y Aplicada) adoptó la escala basada en el
isótopo 12 C (el más abundante en la naturaleza,
casi el 99% del carbono que se encuentra en la
naturaleza es 12C), que tiene 6 protones y 6
neutrones, al que se le asignó arbitrariamente una
masa relativa de 12,00 uma (exacta) quedando
definida la unidad de masa atómica (uma), como la
doceava (1/12) parte del átomo de carbono.
1
masa del átomo de carbono 12
12
Si, 12C =
masa de 1.99268x10-23 g , entonces:
1
1 uma 
*1, 99268 x10 23 g  1, 66057 x10 24 g
12
1 uma =
1.1.1
La masa atómica promedio: para un elemento en la
naturaleza, expresada en unidades de masa atómica (uma)
se conoce como la masa atómica.
Masa atómica C =12.011 uma
Por ejemplo: Todos las átomos de neón tienen diez
protones (Z=10) en su núcleo y la mayor parte, además,
tienen 10 neutrones. Sin embargo, unos pocos átomos de
neón tienen 11 neutrones y algunos 12 neutrones. Los
pedemos representar así:
20
10
Ne (90.92%),
1.1.2
21
10
Ne (0.257%),
22
10
Ne (8.82%)
Masa atómico-gramo(Masa atómica molar):
La masa atómica-gramo es la masa de un mol átomos de un
elemento expresada en gramos. Por ejemplo: Para el oro
(Au)
La masa atómica Au = 197 uma
La masa atómico-gramo = 197 g
Elemento
H
C
Cl
N
O
Peso atómico (uma)
1
12
35.5
14
16
Masa atómica promedio:
Los elementos se encuentran en forma natural como una
mezcla de isótopos. Por lo tanto la masa atómica sería el
promedio ponderado de las masas atómicas de los
diferentes isótopos del elemento según su porcentaje de
abundancia natural.
Los isótopos son átomos del mismo elemento que poseen
diferentes masas (el mismo número atómico (Z) o el mismo
número de protones y de electrones, pero diferentes
números de masa (A).
Por ejemplo: El carbono natural es una mezcla
principalmente, de dos isótopos:
ISÓTOPO
MASA (uma)
PORCENTAJE
12
C
12
98.889%
13
C
13
1.111%
09/08/2017
Ing. Químico-Cristian CONTRERAS
Masa atómica-Molar X=1 mol de átomos X=6.023x1023átomos X
1.2
MASA MOLECULAR:
Antes de hablar de la masa molecular hay que revisar el
concepto de fórmula química.
Formula química: es la representación de los compuestos
químicos, una formula química contiene la siguiente
información de un compuesto:
1.
2.
Cuales elementos constituyen la molécula.
Numero de átomos de los elementos
constituyentes.
Para hallar la masa de la molécula: Simplemente es calcular
la masa molecular del compuesto (suma de las masas
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atómicas de los elementos)
Por ejemplo: La molécula P2O5, tiene: 2 átomos de P y 5
átomos de O
Donde: la masa atómica del P = 31 uma y del O =16 uma.
Entonces, la masa molecular de P2O5 :
 2*31  5*16  62  80  142 uma
La masa molecular –gramo: 142 g
EJEMPLOS:
Hay que hallar el peso atómico de cada elemento en la
tabla periódica y luego sumar los pesos de todos los átomos
del compuesto.
a. Peso molecular HClO4=
(1*1)+(1*35.5)+(4*16)=1+35.5+64= 100.5 uma
b. Peso molecular H2O
=(2*1)+(1*16)=2+16= 18 uma
c. Peso molecular CH4
=(1*12)+(4*1)=12+4= 16 uma
d. Peso molecular NO2
=(1*14)+(2*16)=14+32= 46 uma
1.2.1
MASA MOLECULAR-GRAMO (Masa molecular
molar)
La masa molecular-gramo: es la masa molecular de un
compuesto, expresado en gramos y corresponde al peso de
un conjunto de 6.023x1023
moléculas (un mol de
moléculas).
Masa molecular molar Y= 1 mol de moleculas Y =6.023x1023moleculas Y
Por ejemplo:
-La masa de 1 mol de moléculas H2O =
602.300.000.000.000.000.000.000 moléculas H 2O = 18 g
-La masa de 1 mol de moléculas NO2=
602.300.000.000.000.000.000.000 moléculas NO2 = 46 g
1.3
LA UNIDAD MOL
En 1870, los científicos determinaron cuantos átomos eran
necesarios para obtener la masa atómica-gramo. Este
número se conoce como un mol.
Qué es un mol? La mejor respuesta es que un mol es un
CONJUNTO de cierto número de moléculas, átomos,
electrones, cosas, objetos, etc
CONCEPTOS PRINCIPALES: Al parecer, fue William Ostwald
quien en 1896 introdujo la palabra mol, tomándola de la
palabra latina moles que significa “montón” o “pila”. Si
pensamos en un mol como una enorme pila de partículas.
El Comité Internacional de Pesas y Medidas propuso una
definición más precisa en 1969, al aprobar al mol (cuyo
símbolo es mol en el SI) como “la cantidad de una sustancia
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que contiene tantas entidades elementales como átomos
hay en 0.012 kg de carbono 12”. Las entidades pueden ser
átomos, moléculas, iones u otras partículas.
El número de entidades elementales al que se refiere esta
definición es la constante de Avogadro, NA:
NA= 6.023x1023 elementos =
602.300.000.000.000.000.000.000 elementos ≈ 6.02x1023
elemento*mol-1
La unidad mol-1 significa que las entidades que se cuentan
son las que están presentes en un mol.
Por ejemplo:
1 mol de átomos de Li = 602.300.000.000.000.000.000.000 átomos
de Li
1 mol de moléculas de N2 =
602.300.000.000.000.000.000.000 moléculas de N2
1 mol de átomos de N=
602.300.000.000.000.000.000.000x2 =
1.204.409.000.000.000.000.000.000 átomos de N
1 mol de electrones = 6,023 x 1023 electrones
1 mol de moléculas de H3PO4 = 6,023 x 1023 moléculas de H3PO4
1 mol de moléculas de H3PO4 = (6,023 x 1023)* 8 átomos = 4,82 x
1024 átomos totales.
Para los elementos químicos: Si una sustancia contiene
átomos de un solo isótopo, entonces:
1 mol átomos de H = 6.02x1023 átomos H = 1.000 g
1 mol átomos de 12C= 6.02x1023 átomos 12C = 12.000 g
1 mol átomos de 16O= 6.02x1023 átomos 16O = 15.9949 g
Por ejemplo:
 La relación entre el número de moles y el número total
de átomo.
Una muestra de metal de hierro hay 2.35 moles de átomos
de Fe. Calcular cuántos átomos de hierro hay en esta
muestra?
Solución: El factor de conversión que necesitamos se basa
en el hecho que:
1 mol átomos Fe=6.02x1023 átomos de Fe, entonces:
Átomos de Fe=
 6.02 x1023 atomos Fe 
24
2.35mol  atomos Fe * 
  1.42 x10 atomos Fe
 1 mol  atomos Fe 

Relación entre el número de átomos de un elemento,
la cantidad de materia es moles y masa en gramos.
Cuantos moles de azufre hay en una muestra que contiene
7.65x1022 átomos de S?
Cuál es la masa de esta muestra?
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Solución:
mol átomos S =
 1mol atomos S 
7.65 x10 atomos S * 
  0.127 mol atomos S
23
 6.02 x10 atomos S 
La fórmula de este compuesto es NaCl, su peso formula es
22
Ahora, Podemos empezar con el resultado del apartado
anterior y utilizar la masa molar como factor de conversión:
g S=
 32.07 g S

0.127 mol atomos S * 
  4.07 g S
 1mol atomos S 
o
1molS

  32.07 gS 
7.65 x1022 atomosS * 
*
  4.07 gS
23
6.02
x
10
atomosS

  1molS 
1.4
Ejemplo 2.1:
Hallar el peso en gramos de:
 1.5 moles de átomos de Sc (Escandio).
 0.2 moles de átomos de Mn (Manganeso).
 4.0 moles de átomos de Fe. (Hierro).
Solución:
Se toma el peso atómico de cada elemento de la tabla
periódica.
Peso fórmula NaCl=23+35.5=58.5 uma
La masa fórmula molar de NaCl es 58.5 g y contiene
6.023x1023 unidades fórmulas NaCl o sea 6.023x1023 iones
de Na+1 y 6.023x1023 iones de Cl-1
Ejemplo:
El fluoruro de calcio (CaF2), forma una red tridimensional en
la cual se alteran iones de Ca+2 con iones de F-1 en la
proporción de dos iones de F-1 por cada ion de Ca+2.
La fórmula de este compuesto es CaF2, su peso formula es
Peso fórmula CaF2=40 uma+(2*19 uma)=40+38=78 uma
La masa fórmula molar de CaF2 es 78 g y contiene
6.023x1023 unidades fórmulas CaF2 o sea 6.023x1023 iones
de Ca+2 y 2*6.023x1023 iones de F-1
La Masa fórmula molar es la masa en gramos de un
mol 6.023x1023 unidades fórmulas.
Peso atómico del Sc =45 g
g Sc=
45 g


1.5 moles de atomos de Sc* 
  67.5 g
1
mol
de
atomos
de
SC


Peso atómico del Mn =55 g
g Mn=
55 g


0.2 moles de atomos de Mn* 
  11 g
 1 mol de atomos de Mn 
Peso atómico del Fe =56 g
g Fe=
56 g


4.0 moles de atomos de Fe* 
  224 g
1
mol
de
atomos
de
Fe


1.5
MASA FORMULA
Existen compuestos que no están
constituidos
por
moléculas
individuales sino que forman
estructuras infinitas en las cuales las
partículas están combinadas en
relaciones definidas (por ejemplo las
Sales).
Las formulas de estas sustancias no representan moléculas
sino proporciones de combinación y se habla de MASA
FORMULA en vez de masa molecular.
Por ejemplo:
El cloruro de sodio (NaCl), forma una red tridimensional
intercalándose iones de Na+1 con iones de Cl-1 en una
proposición de 1:1, un ion de Na+1 por cada ion de Cl-1.
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1.6






Ejercicios:
Hallar el peso molecular de cada uno de los siguientes
compuestos:
a. HClO4
c. CH4
d. NO2
b. H2O
Calcular la masa molecular de una molécula de cafeína (
C8H10 N4O2 ).
Cuantas mol-moleculas de CH4 hay en 6.07 g?
Calcular el número de moléculas de cloroformo (CHCl3)
hay en 198 g?
Cuantos átomos de H están presentes en 25.6 g urea (
 NH 2 2 CO ).
(Briceño) Hallar el peso en gramos de:
a. 1.5 moles de átomos de Sc (Escandio).
b. 0.2 moles de átomos de Mn (Manganeso).
c. 4.0moles de átomos de Fe. (Hierro).
1.7


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BIBLIOGRAFÍA
BRICEÑO Carlos Omar, Rodríguez Lilia, “Química”,
Editorial Fondo educativo panamericano, Segunda
edición, 1999.
CHANG, Raymond. Química McGraw Hill, Cuarta
Edición. México, 1995.
PETRUCCI, R. y HARWOOD, William, Química
General y aplicaciones modernas, 7 Ed., Prentice
Hall, México, 1.999.
[email protected]
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