Peso Molecular

Explicación

Hay sobre todo dos escalas de temperatura que se usan en el mundo: la escala Fahrenheit (usada en EEUU), y la escala Celsius (parte del Sistema Métrico, usada en casi todos los demás países)

Las dos valen para medir lo mismo (¡temperatura!), sólo con números diferentes.

• Si congelas agua, la escala Celsius marca 0°, pero la Fahrenheit marca 32°.

• Si hierves agua, la escala Celsius marca 100°, pero la Fahrenheit marca 212°.

• La diferencia entre congelar y hervir agua es 100° Celsius, pero 180° Fahrenheit.

Congelar ... o ... Hervir

Método de conversión

Mirando el diagrama vemos que:

• Las escalas empiezan con valores diferentes (32 y 0), así que tendremos que sumar o restar 32

• Las escalas suben a diferente ritmo (180 y 100), así que también necesitamos multiplicar

Y así funciona:

Para convertir de Celsius a Fahrenheit, primero multiplica por 180/100, después suma 32

Para convertir de Fahrenheit a Celsius, primero resta 32, después multiplica por 100/180

Nota: si simplificas 180/100 queda 9/5, y de la misma manera 100/180=5/9.

Así que la manera más fácil es:

Celsius a Fahrenheit (°C × 9/5) + 32 = °F

Fahrenheit a Celsius (°F - 32) x 5/9 = °C

Ejemplo 1

Convierte 26° Celsius (¡un día caluroso!) a Fahrenheit

Primero: 26° × 9/5 = 234/5 = 46.8

Después: 46.8 + 32 = 78.8° F

Ejemplo 2

Convierte 98.6° Fahrenheit (¡temperatura corporal normal!) a Celsius

Primero: 98.6° - 32 = 66.6

Después: 66.6× 5/9 = 333/9 = 37° C

Temperaturas más comunes

°C °F Descripción

100 212 El agua hierve

40 104 Un baño caliente

37 98.6 Temperatura corporal

30 86 Tiempo de playa

21 70 Temperatura en una habitación

10 50 Día fresco

0 32 Punto de congelación del agua

-18 0 Día muy frío

-40 -40 Día extremadamente frío (¡y el mismo número en las dos escalas!)

(los valores en negrita son exactos)

CONVERSION DE TEMPERATURA

ºC = (ºF - 32)x 0,555

ºF = 1,8xºC + 32

Densidad relativa - Líquidos y sólidos

Aceite de oliva 0.92 Cobalto 8.90 Hulla 1.30 Platino 21.45

Agua 1.00 Cobre 8.92 Iridio 22.42 Plomo 11.34

Alcohol etílico 0.70 Cristal 3.35 Lignito 1.20 Potasio 0.86

Aluminio 2.70 Cromo 7.14 Litio 0.53 Sal gema 2.17

Antimonio 6.71 Diamante 3.52 Magnesio 1.74 Silicio 2.40

Azufre 2.07 Estaño 7.28 Manganeso 7.20 Sodio 0.97

Benceno 0.88 Fósforo 2.20 Mercurio 13.55 Tungsteno 19.32

Bismuto 9.79 Glicerina 1.26 Níquel 8.92 Uranio 18.70

Calcio 1.54 Hielo 0.91 Oro 19.30 Vidrio 2.53

Cinc 7.14 Hierro 7.88 Plata 10.50 Yodo 4.93

________________________________________

Densidad relativa - Gases

Aire 1.00 Hidrógeno 0.07

Amoníaco 0.60 Neón 0.70

Argón 1.38 Nitrógeno 0.97

Butano 2.00 Óxido nitroso 1.53

Cloro 2.49 Monóxido de carbono 0.97

Gas carbónico 1.53 Oxígeno 1.10

Helio 0.14 Ozono 1.72

 aire = 1293 g/m3 Masa molaraire 25 °C = 28.96 g/mol

Peso molecular

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Química/Peso molecular

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El cálculo del peso molecular (en el caso de las moléculas) o peso-fórmula (en el caso de las sales) es fácil.

Tomamos la fórmula de un compuesto como el cloruro de sódio, tomamos los pesos atómicos de los elementos que lo componen y multiplicamos cada peso atómico por el subíndice que corresponde al elemento según la fórmula. Veamos, como ejemplo, el caso de la sal de mesa, cloruro de sodio (NaCl) que corresponde a un compuesto iónico, una sal. Los pesos atómicos de los elementos son: Na= 22,9898 y Cl= 35.5. Según la fórmula, tenemos un subíndice igual a 1 en ambos casos. Entonces hagamos una tabulación:

Na

Cl

Suma 58.4898 g/mol

Pero hemos citado una sustancia que contiene enlaces iónicos, de modo que en ella no existen moléculas "verdaderas", sino asociaciones tridimensionales de iones, que se reúnen según ciertas reglas eléctricas y geométricas. La representación solamente nos indica que hay un ión (Na)+ por cada ión (Cl)-, y por eso lo que se ha hallado es el peso-fórmula del material.

Intentemos con el azúcar, una molécula orgánica compuesta por 12 carbonos, 22 hidrógenos y 11 oxígenos: , y hacemos la siguiente tabulación:

C

H

O

Suma 342.0 g/mol.

Aunque hemos utilizado el término "peso molecular" debido a su uso extendido, la expresión científicamente correcta es "masa molecular". El peso es una fuerza, es decir una cantidad vectorial que posee módulo, dirección y sentido y depende del campo gravitacional en el que se encuentre inmerso. La masa, en cambio es un escalar y es independiente del campo gravitacional. Si la masa se expresa sin unidades se denomina "masa molecular relativa", mientras que si la unidad es "g/mol" recibe el nombre de "masa molar".

Masa molecular.

La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en 'uma' o simplemente 'u') en una molécula. En algunos textos todavía se denomina como 'peso molecular' a la 'masa molecular'.

1. Para calcularla debemos saber las masas atómicas de cada uno de los elementos que intervienen en el compuesto.

2. Empezaremos por uno de los lados de la fórmula, por ejemplo el izquierdo.

3. Multiplicaremos el subíndice del elemento (cuando no existe se asume que es 1) por la masa atómica del mismo.

4. Procederemos de la misma forma con todos los elementos.

5. Sumaremos los resultados de todas las multiplicaciones y de esta forma tendremos la masa molecular expresada en unidades de masa atómica ('uma' o 'u').

Ejemplo de cálculo de masas moleculares en formato flash (puede tardar un poco en abrirse)

Otros ejemplos:

Si la fórmula tiene un paréntesis, multiplicaremos cada uno de los subíndices que se encuentren dentro del paréntesis por el número que viene como subíndice del paréntesis.

Composición porcentual a partir de la fórmula.

El porcentaje en peso de cada uno de los elementos en un compuesto siempre debe ser el mismo, independientemente de la cantidad de compuesto que tengamos; es decir, si un compuesto orgánico tiene un 40% en peso del elemento carbono (C), lo tendrá tengamos un gramo o una tonelada de dicho compuesto: el 40% de esa cantidad será carbono.

¿Cómo se calcula la composición porcentual? Para contestar la pregunta utilizaremos un ejemplo. Calculemos el porcentaje en peso de los elementos que hay en el SO3 (MS = 32 u ; MO = 16 u).

1. Calcularemos la masa molecular del compuesto:

2. Calculamos el número de unidades de masa atómica del primer elemento de la fórmula (masa atómica multiplicada por el número de átomos que hay de dicho elemento en la fórmula. Dicho número lo dividimos por la masa molecular (masa de todo el compuesto en unidades de masa atómica) y el resultado se multiplica por cien. Fíjate que el cociente debe ser inferior a la unidad dado que la masa de cada elemento en la fórmula debe ser inferior al total (hay otros elementos). Al multiplicar un cociente inferior a la unidad por cien el resultado será inferior a cien. Si es necesario se suele redondear el porcentaje a un decimal.

donde nS es el número de átomos de S (azufre) que hay en el compuesto.

3. Repetimos el proceso con cada uno de los otros elementos.

donde nO es el número de átomos de O (oxígeno) que hay en el compuesto.

4. Para comprobar si los cálculos son correctos debemos sumar todos los porcentajes. La suma debe ser el 100% (admitimos ±0,1% por errores de decimales al dividir). En nuestro ejemplo, si sumamos los dos porcentajes nos da el 100%.

Importante. Conviene calcular todos los porcentajes, incluido el último; o sea, no calcules el último restando a 100% la suma de los otros. ¿Por qué? Para comprobar si cometes errores, si lo haces restando nuca sabrás si has cometido errores al calcular alguno de los porcentajes dado que la suma siempre saldría el cien por cien.

Determinación de la fórmula empírica.

Para determinar la fórmula empírica debemos conocer el porcentaje en peso de cada elemento en el compuesto y las masas atómicas de cada uno de ellos. Por ejemplo, supongamos que tenemos 40,00% de C, 6,67% de H y 53,33% de O. Las masas atómicas son MC=12u, MH=1u, MO=16u.

Seguiremos los siguientes pasos:

1. Consideramos 100 g de compuesto: el porcentaje de cada uno serán los gramos de cada elemento que hay en 100 g de compuesto. Siguiendo el ejemplo, tendremos 40,00 g de C, 6,67 g de H y 53,33 g de O.

2. Dividimos cada masa por la masa atómica del elemento correspondiente:

• C: 40,00 / 12 = 3,33

• H: 6,67 / 1 = 6,67

• O: 53,33 / 16 = 3,33

3. Ahora dividimos cada uno de los resultados anteriores por el más pequeño de ellos, en este caso por 3,33:

• C: 3,33 / 3,33 = 1

• H: 6,67 / 3,33 = 2

• O: 3,33 / 3,33 = 1

4. El resultado debe ser un número entero, los números enteros más pequeños, y la fórmula empírica sería C1H2O1, quitando los unos quedaría CH2O como fórmula empírica.

Determinación de la fórmula molecular.

Mejor respuesta

• El Jockey Perdido respondido hace 7 años

Sumas la masa atómica de cada átomo, en el ejemplo más simple que se me ocurre, si el agua es H2O, pues simplemente multiplicas la masa atómica del hidrogeno, por dos y a eso le sumas la masa atómica del Oxigeno:

(2 x 1,0079) + 15,99994 = 18,0157

Primero necesitas saber cuantos átomos de cada elemento ay en la molécula, los valores de masa o peso atómico los encuentras en la tabla periódica

Otro ejemplo, el Acido sulfúrico, su formula es H2SO4, Es decir que tiene 2 átomos de Hidrógeno, 1 de Azufre y 4 de Oxigeno.

(2 x 1,0079) + 32, 065 + (4 x 15,99994) = 98,08056

FACIL.

Para conocer la fórmula molecular, debemos tener los mismos datos de partida que para la fórmula empírica (porcentajes y masas atómica) y, además, la masa molecular del compuesto (en nuestro ejemplo sería 180 u).

Seguiríamos los mismos cuatro pasos del caso anterior para determinar la fórmula empírica y continuaríamos de la siguiente forma:

5. Calculamos la masa molecular con la fórmula empírica. En nuestro ejemplo sería sobre el compuesto de fórmula empírica CH2O:

6. Ahora dividimos la masa molecular real que nos han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica:

• masa molecular / masa fórmula empírica = 180 / 30 = 6

7. El resultado nos indica el número de veces que la fórmula molecular será la fórmula empírica. Para escribir la fórmula molecular multiplicaremos cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división:

C1•6 H2•6 O1•6 > C6H12O6

Por tanto, la fórmula molecular será en nuestro caso C6H12O6

Nota: Diferencia entre fórmula empírica y fórmula molecular

Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-gramo del elemento expresado en gramo.

H = 1,0079 (U.M.A.); 1,0079 gr

1.-un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos

2.-un átomo – gramo de nitrógeno pesa 14 gramos

3.-un átomo – gramo de carbono pesa 12 gramos

Mol-gramo

Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de una sustancia expresada en gramos.

H2O = 18 (U.M.A.); 18 gr

Conversión de moles a gramos:

Ejemplo: N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g?

PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol

Volumen-gramo:

Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.

Temperatura normal: 0° C o 273° K

Nota: Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de estas partículas. Así, los términos más antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-gramo han sido sustituidos actualmente por el término mol.

Como consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (h = 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso equivalente o equivalente.

Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo (concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo)

Volumen gramo molecular:

Es el volumen que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*, y es igual a 22.4 1/mol.

*Temperatura normal: 0° C o 273° K

Presión Normal: 1atm o 760 mm de Hg.

Número de Avogadro.:

El número de moléculas que hay en un volumen molar se denomina número de Avogadro.

El número o constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro— es una constante utilizada en química y física para establecer una relación entre la masa o el volumen y la cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad de átomos de carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor recomendado para NA en 2002 por CODATA es:

NA = (6,0221415 ± 0,0000010) × 1023 mol−1.

A la cantidad de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g = NA uma.

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