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Publicado: 15 de mayo de 2011
Práctica 1 - Pesos relativos y reales
11-03-26 11:49 AM
Práctica 1 Pesos relativos y reales 1.1 Objetivo • Discutir y establecer una analogía entre los datos y resultados obtenidos en el laboratorio y los conceptos de masa atómica, la unidad de masa atómica (u), la constante de Avogadro (NA) y el concepto de cantidad química. 1.2. Marco teórico Una vez se aceptó la realidad de los átomossurgió una cuestión que perturbó, por largo tiempo, a los científicos: ¿cómo determinar la masa de entidades tan diminutas? Debido a su tamaño tan pequeño, no existe en realidad un método para determinar las masas de los átomos individuales. Lo único que se puede esperar es llegar a establecer qué tan pesado es un átomo específico en relación con un átomo de referencia denominado patrón o estándar.Esta relación se determina en la actualidad, con alta exactitud, en los modernos espectrógrafos de masas (figura 1.1). El elemento patrón internacionalmente aceptado es el 12 C.
Figura 1.1 Espectrógrafo de masas Por acuerdo internacional, se definió la unidad de masa atómica (u) como una unidad de masa equivalente a una doceava parte de la masa de un átomo (ma ) de 12 C: 1 u = 1/12 ma 12 C(1.1)
La anterior definición permite deducir cuál es la masa de un átomo de 12C: ma 12 C = 12 u La masa de un átomo se denomina masa atómica y se expresa en unidades de masa atómica. Como ejemplo particular de la determinación de masas atómicas en un espectrógrafo de masas, se estableció que las masas de los isótopos 4 He y 12 C están en una relación de 0.3336, es decir: ma 4 He / ma 12 C = 0.3336(1.2)
Se puede concluír de esta relación que la masa de un átomo de 4He es 0.3336 veces la masa
http://docencia.udea.edu.co/cen/tecnicaslabquimico/02practicas/practica01.htm Page 1 of 6
Práctica 1 - Pesos relativos y reales
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de un átomo de 12c: ma 4 He = 0.3336 ma 12 C Si se reemplaza la masa atómica del 12 C (átomo patrón) por el valor aceptado por definición,entonces: m 4 He = 0.3336 x 12 u = 4.003 u (1.3)
O sea que 4.003 u es la masa atómica del 4 He. Las tablas periódicas modernas reportan un número sin unidades como masas atómicas relativas (A r ) para los elementos. Así por ejemplo, para el elemento Ca aparece un valor de A r = 40.08. De aquí se puede concluír que: ma Ca = A r Ca u = 40.08 u (1.4)
Los átomos de un elemento particular que sediferencian en el número de neutrones en el núcleo atómico se denominan isótopos. Los isótopos de un elemento se identifican por el número másico A (suma de protones y neutrones, es decir, el número de nucleones). El número másico, por convención, se escribe como un superíndice a la izquierda del símbolo del elemento. El carbono existe en la naturaleza como una mezcla de tres isótopos: 12 C, 13 C y 14C. Las tablas periódicas modernas reportan, para la mayoría de los elementos, masas atómicas promedio. Por ejemplo, la masa atómica reportada para el carbono es 12.01115 (o 12.01 con cuatro cifras significativas) y no 12. El valor 12.01115 se calculó teniendo en cuenta la abundancia de cada isótopo en la naturaleza: Isótopo 12 C 13 C 14 C * % de abundancia 98.89 1.11 masa atómica 12 u 13.00335 u(por definición)
* No contribuye en forma significativa al porcentaje de abundancia La masa atómica promedio del carbono, reportada con cuatro cifras significativas, se calcula así:
_ ma = 0.9889 x 12 u + 0.0111 x 13.00335 u = 12.01 u
De esta forma, 12.01 u es la masa atómica promedio de un átomo de carbono. Si se hace referencia al sodio (con un solo isótopo natural, 23 Na ), 22.98977 u esla masa atómica; pero si se trata del nitrógeno, 14.0067 u es la masa atómica promedio ya que es el valor calculado con base en la masa atómica y el porcentaje de abundancia de los isótopos naturales respectivos 14 N y 15 N. 1.2.1 Cantidad química Se recomienda usar la expresión lingüística cantidad química en lugar de cantidad de sustancia. La cantidad de sustancia es una cantidad básica del...
11-03-26 11:49 AM
Práctica 1 Pesos relativos y reales 1.1 Objetivo • Discutir y establecer una analogía entre los datos y resultados obtenidos en el laboratorio y los conceptos de masa atómica, la unidad de masa atómica (u), la constante de Avogadro (NA) y el concepto de cantidad química. 1.2. Marco teórico Una vez se aceptó la realidad de los átomossurgió una cuestión que perturbó, por largo tiempo, a los científicos: ¿cómo determinar la masa de entidades tan diminutas? Debido a su tamaño tan pequeño, no existe en realidad un método para determinar las masas de los átomos individuales. Lo único que se puede esperar es llegar a establecer qué tan pesado es un átomo específico en relación con un átomo de referencia denominado patrón o estándar.Esta relación se determina en la actualidad, con alta exactitud, en los modernos espectrógrafos de masas (figura 1.1). El elemento patrón internacionalmente aceptado es el 12 C.
Figura 1.1 Espectrógrafo de masas Por acuerdo internacional, se definió la unidad de masa atómica (u) como una unidad de masa equivalente a una doceava parte de la masa de un átomo (ma ) de 12 C: 1 u = 1/12 ma 12 C(1.1)
La anterior definición permite deducir cuál es la masa de un átomo de 12C: ma 12 C = 12 u La masa de un átomo se denomina masa atómica y se expresa en unidades de masa atómica. Como ejemplo particular de la determinación de masas atómicas en un espectrógrafo de masas, se estableció que las masas de los isótopos 4 He y 12 C están en una relación de 0.3336, es decir: ma 4 He / ma 12 C = 0.3336(1.2)
Se puede concluír de esta relación que la masa de un átomo de 4He es 0.3336 veces la masa
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de un átomo de 12c: ma 4 He = 0.3336 ma 12 C Si se reemplaza la masa atómica del 12 C (átomo patrón) por el valor aceptado por definición,entonces: m 4 He = 0.3336 x 12 u = 4.003 u (1.3)
O sea que 4.003 u es la masa atómica del 4 He. Las tablas periódicas modernas reportan un número sin unidades como masas atómicas relativas (A r ) para los elementos. Así por ejemplo, para el elemento Ca aparece un valor de A r = 40.08. De aquí se puede concluír que: ma Ca = A r Ca u = 40.08 u (1.4)
Los átomos de un elemento particular que sediferencian en el número de neutrones en el núcleo atómico se denominan isótopos. Los isótopos de un elemento se identifican por el número másico A (suma de protones y neutrones, es decir, el número de nucleones). El número másico, por convención, se escribe como un superíndice a la izquierda del símbolo del elemento. El carbono existe en la naturaleza como una mezcla de tres isótopos: 12 C, 13 C y 14C. Las tablas periódicas modernas reportan, para la mayoría de los elementos, masas atómicas promedio. Por ejemplo, la masa atómica reportada para el carbono es 12.01115 (o 12.01 con cuatro cifras significativas) y no 12. El valor 12.01115 se calculó teniendo en cuenta la abundancia de cada isótopo en la naturaleza: Isótopo 12 C 13 C 14 C * % de abundancia 98.89 1.11 masa atómica 12 u 13.00335 u(por definición)
* No contribuye en forma significativa al porcentaje de abundancia La masa atómica promedio del carbono, reportada con cuatro cifras significativas, se calcula así:
_ ma = 0.9889 x 12 u + 0.0111 x 13.00335 u = 12.01 u
De esta forma, 12.01 u es la masa atómica promedio de un átomo de carbono. Si se hace referencia al sodio (con un solo isótopo natural, 23 Na ), 22.98977 u esla masa atómica; pero si se trata del nitrógeno, 14.0067 u es la masa atómica promedio ya que es el valor calculado con base en la masa atómica y el porcentaje de abundancia de los isótopos naturales respectivos 14 N y 15 N. 1.2.1 Cantidad química Se recomienda usar la expresión lingüística cantidad química en lugar de cantidad de sustancia. La cantidad de sustancia es una cantidad básica del...
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