MASA ATOMICA
Para estudiar las relaciones de masa de los átomos y las moléculas, que ayudan a explicar la composición de los compuestos y la manera como se efectúan los cambios de composición.
La masa de un átomo depende del número que contiene de electrones, protones y neutrones.
Los átomos son partículas extremadamente pequeñas, por lo que no es posible pesar un solo átomo, pero podemos determinar su masa en relación a otro.
Por acuerdo internacional la masa atómica o Peso atómico es la masa de un átomo en unidades de masa atómoca uma.
Una uma se define como la doceava parte de un átomo de carbono -12.
Se ha demostrado que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo 8,400% de la masa de carbono-12 (0,084 x 12= 1,008 uma).
MASA MOLAR Y NÚMERO DE AVOGADRO
La unidad de masa atómoca es una escala relativa de las masas de los elementos; por lo que es conveniente tener una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos. Los químicos miden las moléculas o átomos en moles.
El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas como átomos hay exactamente en 12 gramos de carbono-12.
El número de átomos se determina experimentalmente y se denomina
Número de Avogadro. El valor es NA= 6,0221367 . 1023
El número generalmente se redondea a 6,022.1023.
Así un mol de átomos de carbono tiene una masa de 12 gramos y contiene 6,022.1023 átomos; un mol de hidrógeno pesa 1,004 gramos y tiene 6,022.1023 átomos de hidrógeno.
La masa molar se define como la cantidad (en gramos o kilogramos) de un mol de unidades de átomos o moléculas de una sustancia. Es numéricamente igual a la masa atómica (uma).
La masa molar se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso de la molecular de agua H2O, su masa molecular seria:
Mol H2O= (2 x 1,008 + 16,00) g= 18,008 g
(La molécula de agua contiene 2 átomos de hidrógeno por lo que se multiplica por 2 y un átomo de oxígeno)
La masa atómica del sodio es 22,99 uma; y su masa molar es 22,99 gramos.
La masa atómica del fósforo es 30,97 uma y su masa molar es 30,97 gramos.
Entonces tenemos que:
1 mol de átomos = 6,022.1023. átomos
Los conceptos de masa molar y número de Avogadro permiten efectuar conversiones entre masa y moles de átomos, entre número de moles y masa; y calcular la masa de un solo átomo.
1 mol de X = 1 1 mol de X = 1
1 masa molar de X 6,022.1023 átomos de X
Donde X es el símbolo del elemento.
EJEMPLOS
1) El Helio es un gas valioso para la industria y en investigaciones, también para inflar globos. ¿Cuántos moles de Helio hay en 6,46 gramos de He?
1 mol de He= 4,003 g
1 mol de He = x mol de He x= 1 mol . 6,46 g = 1,61 mol
4,003 g 6,46 g 4,003 g
Por lo tanto hay 1,61 moles en 6,46 gramos de Helio.
2) El azufre (S) es un elemento no metálico ¿Cuántos átomos hay en 16,3 gramos de S?
1 mol de S= 32,07 g
16,3 g de S . 1 mol de S . 6,022.1023 át. de S = 3,06.1023 át.de S
32,07 g 1 mol de S
Por lo tanto hay 3,06.1023 átomos de S en 16,3 gramos de S.
3) Calcular la masa molar del gas metano (CH4).
Mol C= 12,00 g
Mol de H x 4= 4, 04
Masa molar de CH4= 12,00 g + 4,04 g= 16,04 gramos
MOLARIDAD
En química, la concentración Molar (también llamada Molaridad) es una medida de la concentración de un soluto en una disolución, o de alguna especie molecular, iónica, o atómica que se encuentra en un volumen dado.
Definición: La concentración molar o molaridad (M) se define como el número de moles presentes en un litro de solución. Siendo el número de moles la masa molar por mol.
M= nº moles soluto donde, nº moles= masa (g)/mol por lo tanto se puede expresar como,
Volumen
M= masa soluto M= g = mol
Mol. Volumen g/mol. Litro Litro
Ejemplo: Una disolución de ácido sulfúrico de concentración 2 mol/L, significa que la misma contiene 2 moles de H2S04 por cada litro de disolución.
Unidades
Las unidades SI para la concentración Molar son mol/m3. Sin embargo, la mayor parte de la literatura química utiliza tradicionalmente es mol/L.
EJEMPLOS
Si se preparan tres soluciones de la forma que se indica a continuación: se pesan 80 gramos de glucosa (solución A), 150 gramos (solución B) y 200 gramos de glucosa (solución C), se agrega agua hasta 1 litro, en cada recipiente y se agita hasta disolución completa.
Fórmula empírica de glucosa: C6H12O6
Mol glucosa= 6 x 12 + 12 x 1 + 6 x 16= 72 + 12 + 96= 180 gramos
Solución A: Concentración molar
M= 80 g = 0,44 mol/L
180 g/mol. 1 L
Concentración %p/v 1000 mL sc…………. 80 g glucosa
100 mL sc……………X= 8 g 8%p/v
La solución A que fue preparada disolviendo 80 g de azúcar en 1 L de solución es una solución al 8% en volumen, ó 0,44 M.
La solución B que fue preparada disolviendo 150 g de azúcar en 1 L de solución es una solución al 15% en volumen, ó 0,83 M.
La solución C que fue preparada disolviendo 200 g de azúcar en 1 L de solución es una solución al 20% en volumen, ó 1,11 M.
Las tres soluciones son distintas, pues si bien tienen los mismos componentes difieren en su concentración; la solución A es la más diluída, la solución C es la más concentrada.
NORMALIDAD
Definición: La concentración Normal o Normalidad (N) se define como el número de equivalentes- gramo presentes en un litro de solución. Siendo el equivalente en gramos la masa molar por mol.
N= nº equivalentes-gramo
V (L) solución
donde, nº equivalentes-gramo= masa (g)/ equivalente-gramo; por lo tanto se puede expresar como,
N= masa N= g = Eq-g
Eq-g. Volumen g/Eq-g. Litro Litro
Un equivalente gramo expresa la cantidad de gramos de la sustancia indicada por el peso equivalente.
CÁLCULO DEL PESO EQUIVALENTE: Para calcular el peso equivalente de una sustancia se debe considerar si la misma es un ácido, una base o hidróxido, una sal o un elemento.
Peso eq= masa molar/ nº z ; siendo z los H+; OH-; o las cargas de los iones de las sales en solución acuosa.
a. Para ácido sulfúrico: H2S04 (ac) .......... S042- (ac) + 2 H+ (ac)
Masa molar: 98g/mol Peso equivalente=:Mol / 2 = 98 / 2= 49 g/ Eq-g
b. Para hidróxido de aluminio: Al (0H)3 (ac) ............... Al3+(ac) + 3OH-(ac)
Masa molar: 78g/mol Peso equivalente: Mol / 3 = 78 / 3= 26 g/Eq-g
c. Para una sal de sulfato crómico: Cr2 (S04)3 (ac) ........... 3 S042- + 2 Cr3+ (ac)
Masa molar: 296 g/mol Peso equivalente: Mol / Nro. de oxid. total del catión (2x3+)
Peso equivalente: 296 / 6= 49,3 g/Eq-g
Unidades
Las unidades de normalidad que se utiliza tradicionalmente es Eq-g/L.
EJEMPLO
Se disuelven 20 gramos de Na0H en agua hasta obtenerse 750 cm3 de disolución. Calcular la concentración Normal.
Mol Na0H= 40 g/moL. Peso equivalente: 40/1= 40 g/Eq-g
N= masa = 20 gramos = 0,66 Eq-g/L
Eq-g. Volumen 40 g/Eq-g . 0,75 L
DILUCIONES
La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada.
Para diluir una solución es preciso agregar disolvente a dicha solución y éste procedimiento nos da
por resultado la dilución de la solución, y por lo tanto el volumen y concentración cambian, aunque el soluto no.
Por lo tanto dos soluciones de concentraciones distintos pero que contienen el mismo soluto están relacionadas y se lo expresa mediante la siguiente ecuación:
V1 . C1 = V2 . C2
Donde:
V1: Volumen de la solución inicial
C1: Concentración de la solución inicial
V2: Volumen de la solución diluída
C2: Concentración de la solución diluída
EJEMPLOS
1. Realizar los cálculos e indicar los procedimientos de laboratorio para lograr las siguientes diluciones.
a. Se debe preparar 500 mL de HCl al 5% v/v, partiendo de una solución madre o inicial que posee una concentración de 70%v/v.
V1:? C1:70%v/v V2: 50 mL C2:5%v/v
V1 . C1 = V2 . C2 V1 = V2 . C2 = 50 mL . 5 %v/v = 3,57 mL
C1 70%v/v
Rta: Se deben medir 3,57 mL de la solución madre para preparar la nueva solución.
b. Se debe preparar una solución acuosa de NaCl con un volumen de 250 mL y una concentración al 3% p/v, partiendo de una solución madre o inicial que posee una concentración de NaCl al 30%p/v.
V1:? C1:30%p/v V2: 250 mL C2:3%v/v
V1 . C1 = V2 . C2 V1 = V2 . C2 = 250 mL . 3 %v/v = 25 mL
C1 30%v/v
Rta: Se deben medir 25 mL de la solución madre para preparar la nueva solución.
c. Se debe preparar una dilución de Cr2O7K2 con un volumen de 100 mL y una concentración de 50 ppm, partiendo de una solución madre o inicial que posee una concentración de 1000 ppm.
V1:? C1:1000 ppm V2: 100 mL C2:50 ppm
V1 . C1 = V2 . C2 V1 = V2 . C2 = 100 mL . 50ppm = 5 mL
C1 1000 ppm
Rta: Se deben medir 5 mL de la solución madre para preparar la nueva solución.
2. Si se tiene tan solo 10 mL de una solución de NaCl a 20% y se la quiere llevar a una concentración de 5%p/v ¿Qué volumen de agua debemos agregar para producir la solución?
V1: 10 mL C1:20% V2: ‘? C2: 5%
V1 . C1 = V2 . C2 V2 = V1 . C1 = 10 mL . 20% = 40 mL
C2 5%
Volumen agua= volumen solución final – volumen de soluto= 40 mL – 10 mL= 30 mL
Rta: Se deben agregar 30 mL de agua para preparar la nueva solución.
3. Hasta donde debe diluirse una solución que posee una concentración de 40 mg de sulfato de cobre por cada mL de solución para poder obtener una concentración de 16 mg de sulfato de cobre por cada mL?
V2:’? C1:40 mg/mL C2:16 mg/mL
V1 . C1 = V2 . C2 V2 = V1 . C1 = 1 mL . 40 mg = 2,5 mL
C2 16 mg
Rta: Por cada mL de la solución inicial se debe agregar 1,5 mL de agua para preparar la nueva solución.
Si tengo 20 mL de la solución inicial, debo agregar, 30 mL de agua:
1mL Sc1----------1,5 mL agua
20 mL Sc1-------- x= 30 mL agua
Por lo que obtendré 50 mL de solución con la nueva concentración (16mg SO4Cu/mL)