Quimica Elemental

1.1 Masa atómica y molecular

Debido a las dimensiones tan reducidas de los átomos y de las moléculas, las

masas de ambos son muy pequeñas, del orden de 10-27 Kg, y para trabajar con mayor

comodidad, se ha definido la unidad de masa atómica (uma) como la doceava parte de la

masa del isótopo de carbono 12, al cual se le asigna una masa de 12 uma.

Cuando se dice que la masa atómica del nitrógeno es 14 uma, se indica que la

masa de un átomo de nitrógeno es 14 veces mayor que la doceava parte del carbono 12.

Por otro lado, como las moléculas están formadas por átomos y estos tienen masa, también

la tendrán las moléculas. A esta masa se le llama masa molecular y se obtiene teniendo en

cuenta la masa atómica de cada elemento que integra el compuesto y el número de átomos

que interviene. Así, la masa molecular del amoniaco es 17 porque:

M (NH3) = 1 x 14 + 3 x 1 = 17 uma

1.2 Concepto de mol

Número de Avogadro: Es el número de átomos contenido en 12 g del isótopo del

carbono 12 y tiene un valor de NA = 6’023 · 1023.

Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales

(átomos, moléculas, iones, etc.) como átomos hay en 12 g del isótopo del carbono 12. Por

tanto, un mol de átomos contiene 6’023 · 1023 átomos; un mol de moléculas contiene

6’023 · 1023 moléculas; un mol de iones contiene 6’023 · 1023 iones; etc.

La masa de un mol de entidades elementales (6’023 · 1023) expresada en gramos

se define como masa molar, Mm. La masa molar coincide con el valor de la masa

molecular si bien la primera se expresa en gramos y la segunda en unidades de masa

atómica. Así, por ejemplo, la masa molar del ácido sulfúrico es:

2 Conceptos básicos

M m (H2SO4) = 98 g

mientras que la masa molecular del ácido sulfúrico es:

M(H2SO4) = 98 uma

1.3 Volumen molar

Un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión (1 atm) y

temperatura (0o C = 273 K) ocupa siempre un volumen de 22’4 L, a este volumen

...