Ppesteq

Lección 2. Relaciones de masa en Química.
Estequiometría
• Masas Atómicas
Escala del carbono 12.
Masas atómicas.
Número de Avogadro.

•El mol.
Conversiones mol-gramo

• Relaciones de masa de las fórmulas químicas.
Composición centesimal
Fórmula empírica. Fórmula molecular.
• Relaciones de masa en las reacciones.
Ajuste de reacciones.
Relaciones de masa en las ecuaciones.
2. Relaciones de masa enquímica. Estequiometría.

Masas atómicas
Escala de masa (o peso) atómica
H pesa 1.6735 x 10-24 g y

1

Se define la masa del isótopo

O 2.6560 x 10-23 g.

16

C como equivalente a 12

12

unidades de masa atómica (umas)
1 uma = 1.66054 x 10-24 g
1 g = 6.02214 x 1023 umas
De esta forma puede construirse una escala relativa de pesos
atómicos, que suele aparecer en la Tabla Periódica.

2. Relacionesde masa en química. Estequiometría.

Masas atómicas y abundancia
isotópica
•

El isótopo

C pesa 12 umas, pero el carbono presenta tres

12

isótopos en la Naturaleza:
•

C,

12

Cy

13

C.

14

La existencia de dos o más isótopos de un mismo elemento se
puede demostrar utilizando un espectrómetro de masas.

•

Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masa
atómica del elemento es lamedia proporcional de las masas
de los isótopos que lo componen:
Masa atómica
(umas)

Abundancia
(%)

Cl

34.97

75.53

Cl

36.97

24.47

35
37

Luego la masa atómica del cloro es:
34.97 x

2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.

75.53
100

24.47
+ 36.97 x
100

35.46
umas

=

Espectrómetro de
Masas

2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.

Número de Avogadro

Una muestra decualquier elemento cuya masa en gramos sea
igual a su masa atómica contiene el mismo número de átomos
NA, independientemente del tipo de elemento. A este número se
le conoce como Número de Avogadro
NA = 6.022 x 1023

Masa atómica de H: 1.008 umas
át de H

NA = 6.022 x 1023

Masa atómica de He: 4.003 umas
át de He

NA = 6.022 x 1023

Masa atómica de S: 32.07 umas
át de S

NA = 6.022 x 1023

2.Relaciones de masa en química. Estequiometría.

El mol

Molécula

Número
de
Avogadro
de
moléculas

2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.

El mol
Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene
el Número de Avogadro de esa sustancia:
Un mol de He

6.022 x 1023 át de He

Un mol de H2O

6.022 x 1023 moléculas de H2O

Un mol de CH4

6.022 x 1023 moléculas de CH4

La masa(o peso) molecular (M) es igual a la suma de las masas (en
umas) de los átomos de la fórmula de dicha sustancia:
M(H2SO4) = 2 M(H) + M(S) + 4 M(O) = 2(1.0 uma) + (32.0 uma) + 4(16.0uma) =
98.0 uma

Luego la masa de un mol de H2SO4 es 98 gramos (98 grs/mol)
M(C6H12O6) = 6(12.0 amu) + 12(1.0 amu) + 6(16.0 amu) = 180 umas
2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
grs/mol

180

Conversionesmol-gramo

Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia
sólo hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia:
n=

m
M

¿Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico ( H2SO4)?
Ya sabemos que el peso molecular es de 98 grs/mol, por lo que

24,5 grs de H2SO4 x

1 mol de H2SO4

= 0.25 mol de H2SO4

98 grs de H2SO4

2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.Composición centesimal
Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de
los elementos presentes en un compuesto.
% elemento =
Ejemplo: H2SO4

masa del
elemento
masa total del
compuesto

Masa molecular = 98 grs
H : 2 mol x 1. grs/mol = 2 grs
O = 4 mol x 16 grs/mol = 64
grs
S = 1 mol x 32 grs/mol = 32
grs

x 100

2

%H=
98
64
%O=
98
32
%S=
98

2. Relaciones de masa en química.Estequiometría.

x 100 = 2.04 % de
H
x 100 = 65.3 % de
O
x 100 = 32.65 % de
S

Fórmula empírica
A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse
mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más
simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números
enteros entre los átomos que lo componen.
Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que...