LA QUIMICA

MASA MOLECULAR

La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular. Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol. La masa molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol (6,022*1023) de moléculas:1 la fórmula para calcularla es la siguiente:

Masa molecular = masa atómica de A * n. º de átomos de A + masa atómica de B * n. º de átomos de B...

Hasta que no queden átomos diferentes.

La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso del agua: H2O, su masa molecular es:

Masa atómica del H: 1,00797 u, aproximadamente igual a (≈) 1 * n. º de átomos de H: 2 + masa atómica del O: 15,9994 u ≈ 16 * n. º de átomos de O: → 2 átomos de H x 1 átomo de O = 2 u + 16 u = 18 u.

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo.

Una molécula de dióxido de azufre, SO2, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula. Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u. El problema puede resolverse por dos vías:

Utilizando unidades de masa atómica: Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 • 16) = 64,1 u.

Porcentaje de azufre en el compuesto: (32'1 / 64'1)x(100) = 50'078%

Porcentaje de oxígeno en el compuesto: (32 / 64'1)x(100) = 49'92%

FÓRMULA EMPÍRICA

En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto.1 Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima y se representa con "fm".

Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes en la molécula.

Ejemplos en la química

La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica.

Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6 y su fórmula empírica CH3

ÁCIDO ACÉTICO

El ácido acético, ácido metilencarboxílico o ácido etanoico, se puede encontrar en forma de ion acetato. Éste es un ácidoque se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrios. Su fórmula es CH3-COOH (C2H4O2). De acuerdo con la IUPAC se denomina sistemáticamente ácido etanoico.

Ejemplo

CH2 = CH2 → CH3 – CHO → CH3COOH

C4H10 → CH3- COOH

CONSTANTE DE AVOGADRO

En química y en física, la constante de Avogadro (símbolos: L, NA) es el número de entidades elementales (normalmente átomos o moléculas) existentes en un mol de una sustancia cualquiera. El término histórico número de Avogadro fue un concepto similar al actual, pero ya obsoleto.

Ejemplo

NA=6,022•1023 entidades/mol

Así, un mol de átomos de cloro, Cl, contiene 6,02•1023 átomos de cloro.

Un mol de moléculas de cloro, Cl2, contiene 6,02•1023 moléculas de dicho gas.

Del mismo modo un mol de protones, electrones, neutrones, fotones, iones, etc... Contiene 6,02•1023 de dichas entidades.

1 MOL = 6.022 X 10ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

Moles Átomos Gramos

(Masa atómica)

1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S

1 mol de Cu 6.022 x 10 átomos de Cu 63.55 g de Cu

MOL

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

El número de unidades elementales – átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)3 y equivale a:

Ejemplo:

¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?

Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g. Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.

25.0 g Fe ( 1 mol

55.85 g ) = 0.448 moles Fe

¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)?

Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg.

Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.

5.00 g Mg ( 1 mol

24.31 g ) = 0.206 mol Mg

SOLUCIONES (O DISOLUCIONES) QUÍMICAS

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida.

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

CONCENTRACIÓN

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V = (cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Ejercicio:

Se tiene un litro de solución

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