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MASAS ATOMICAS
Escala de masa atómica
Se define la masa del isótopo

12C

como equivalente a

12 unidades de masa atómica (u)

1 u = 1,66054 · 10-24 g
1 g = 6,02214 · 1023 u

De esta forma puede construirse una escala relativa de
masas atómicas, que suele aparecer en la Tabla

Periódica.


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MASAS ATOMICAS Y ABUNDANCIA
ISOTOPICA
•

El isótopo 12C pesa 12 u, pero el carbono presenta tres isótopos
en la Naturaleza: 12C, 13C y 14C.

•

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 la media proporcional de las masas de
los isótopos que lo componen:
Masa
Abundancia
atómica (u)
(%)

35Cl

34,97

75,53

37Cl

36,97

24,47

Luego la masa atómica del cloro es:
34,97 ·

75,53

+ 36;97 ·

24,47
100

100

35,46 u

=


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ESPECTROMETRO DE MASAS


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NUMERO DE AVOGRADO
Una muestra de cualquier 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 · 1023
H: 1,008 g contienen

NA = 6,022 · 1023 átomos de H

He: 4,003 g contienen

NA = 6,022 · 1023 átomos de He

S: 32,07 g contienen

NA = 6,022 · 1023 átomos de S


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EL MOL

Molécula

Número de
Avogadro
de
moléculas


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EL MOL
Un mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene el Número de
Avogadro de entidades elementales (átomos, moléculas, iones o electrones) de
esa sustancia:
Un mol de He

6,022 · 1023 átomos de He

Un mol de H2O

6,022 · 1023 moléculas de H2O

Un mol de CH4

6,022 · 1023 moléculas de CH4

La masa molecular es igual a la suma de las masas (en u) de los átomos de la
fórmula de dicha sustancia:
Masa molecular H2SO4 = 2(1,0 u)H + (32,0 u)S + 4(16,0u)O = 98,0 u/molécula
Como 1 mol contiene 6,02 · 1023 moléculas y 1,0 g = 6,02 · 1023 u

Masa de un mol de H2SO4 = 98 u/molécula · 6,02 · 1023 moléculas/mol = 98 g/mol


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CONVERSIONES MASA-CANTIDAD
DE SUSTANCIA
Para convertir en cantidad de sustancia (n) la masa (m) de cualquier sustancia
sólo hay que dividir por la masa molar (M) de dicha sustancia:
m

n=
M

¿Qué cantidad de sustancia hay en 24,5 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Ya sabemos que la masa molar (M) es 98,0 g/mol, por lo que
24,5 g de H2SO4

1,00 mol de H2SO4
98,0 g de H2SO4

= 0,25 mol de H2SO4


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COMPOSICION CENTESIMAL
Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los
elementos presentes en un compuesto.
masa del elemento
· 100

% elemento =
masa total del compuesto
Ejemplo: H2SO4

M (Masa molar) = 98 g/mol
H = 2 mol · 1,0 g/mol = 2,0 g

O = 4 mol · 16 g/mol = 64 g

%H=

%O=

2,0
98
64

· 100 = 2,04 % de H

· 100 = 65,3 % de O

98
S = 1 mol · 32 g/mol = 32 g

%S=

32
98

· 100 = 32,7 % de S


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FORMULA EMPIRICA
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 contiene 6.64 g de K,
8.84 g de Cr y 9.52 g de O.
a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) y se divide por el menor número de moles

6,64 g de K ·

1 mol de K
39,1 g de K

= 0,170 mol de K/ 0,170 mol K

= 1 mol K /mol K

8,84 g de Cr ·

1 mol de Cr = 0,170 mol de Cr / 0,170 mol K
52,0 g de Cr

= 1 mol Cr /mol K

9,52 g de O ·

1 mol de O = 0,595 mol de O
/ 0,170 mol K
16,0 g de O

= 3,5 mol O /mol K

1 K : 1 Cr: 3,5 O

2 K: 2 Cr: 7 O

K2Cr2O7


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FORMULA MOLECULAR
La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula
molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene
correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula
molecular es C6H6.
H
H

“CH”
fórmula empírica

H

C
C

C

C

C
C

H

H

C6H6
fórmula molecular

H

Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula
empírica y la masa molar de la sustancia.
Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molar es
180 g/mol. Escribir su fórmula molecular.
Fórmula molar = (CH2O)n
Masa CH2O = 12 + 2 + 16 = 30,

n=

180 g/mol glucosa
30 g de CH2O

=6

(CH2O)6
C6H12O6


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ESCRITURA DE ECUACIONES
QUIMICAS


Una ecuación química debe contener:

•Todos los reactivos
•Todos los productos
•El estado físico de las sustancias
•Las condiciones de la reacción
D
CaCO3

(s)

CaO (s)+ CO2

(g)


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Reactivos

Productos


Slide 14

CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l)


Slide 15


Slide 16


Slide 17

C2H4(g) + HCl(g)  C2H5Cl(g)


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IGUALACION DE ECUACIONES
QUIMICAS
Las ecuaciones químicas deben estar igualadas, de forma que se cumpla la
ley de conservación de la masa. Debe igualmente haber el mismo número
de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos
y en los productos.
CH3CH2OH +

3 O2

2 CO2

+

3 H 2O


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RELACIONES DE MASAS DE LAS
ECUACIONES
-

-

-

4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3
Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas
o las cantidades de reactivos y productos. Así, 4 mol de Fe reaccionan con 3 mol de
O2 para dar 2 mol de Fe2O3.
Dichos coeficientes en una ecuación igualada pueden emplearse como factores
de conversión para calcular la cantidad de producto formada o la de reactivo
consumida.
Ejemplo: ¿Qué cantidad de Fe2O3 se producirán a a partir de…
4 mol de Fe?
2

2 mol de Fe?
1

8 mol de Fe?
4

1 mol de Fe?
0,5


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¿Qué cantidad de H2SO4 se necesita para producir 8,0 mol de Al2(SO4)3?
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
3 mol H 2 SO 4
x mol H 2 SO 4

1 mol Al 2 (SO 4 ) 3
8 mol Al 2 (SO 4 ) 3
x  24 mol H 2 SO 4

¿Qué cantidad de H2O se obtendrá a partir de 156 g de Al(OH)3 ?
2 mol Al(OH) 3 ·78 g/mol
156 g Al(OH) 3

6 mol H 2 O
x mol H 2 O
x

 6 mol H 2 O


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RELACIONES DE MASA DE LAS
ECUACIONES
¿Qué masa de Al(OH)3 reaccionará con 59 g de H2SO4?
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
2 mol Al(OH) 3 · 78 g/mol
x g Al(OH) 3

3 mol H 2 SO 4 · 98 g/mol
59 g H 2 SO 4

x

 31,3 g de Al(OH) 3


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REACTIVO LIMITANTE
Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o no
en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Si se
parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica, entonces el que
se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante, pues la reacción
sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo
en exceso.
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)


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Slide 24

Ejercicio:
Se tratan 40,0 g de óxido de aluminio, con suficiente disolución de ácido
sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme
sulfato de aluminio y agua. Calcula la cantidad del ácido que se necesita y la
masa de sulfato que se forma.
Al2O3 + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 3 H2O
Cantidad de ácido :
1 mol Al 2 O 3 ·102 g/mol
3 mol H 2 SO 4

40,0 g de Al 2 O 3

x mol de H 2 SO 4

x  1,18 mol de H 2 SO 4

Masa de sulfato :
1 mol de Al 2 O 3 ·102 g/mol
40,0 g de Al 2 O 3

1 mol de Al 2 (SO 4 ) 3 · 342 g/mol
x g de Al 2 (SO 4 ) 3
x  134 g de Al 2 (SO 4 ) 3


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Ejemplo:
Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá al
quemar 1 kg de butano (C4H10)
a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC.
2 C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10 H2O
a) En condicione s normales
2 mol C 4 H 10 · 58 g/mol
1000 g C 4 H 10

8 mol CO 2 · 22,4 L/mol
x L CO 2
x  1544,8 L de CO 2


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b) A 5 atm y 50º C
2 mol C 4 H 10 · 58 g/mol
1000 g C 4 H 10

8 mol CO 2
x mol CO 2
x  69 mol de CO 2
V 

nRT
P

V  366 L



69 mol · 0,082 (L·atm)/(m ol·K) · 323 K
5 atm


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Ejercicio:
En la descomposición térmica del clorato de potasio en cloruro de
potasio y oxígeno ¿Qué volumen de oxígeno medido a 19ºC y 746 mm
Hg se obtendrá a partir de 7,82 g de clorato de potasio?
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
2 mol KClO 3 ·122,6 g/mol
7,82 g de KClO 3

3 mol O 2
x mol de O 2
x  9,57 ·10

V 

2

9,57 ·10

mol de O 2

2

mol · 0,082 (L·atm)/(m ol·K) · 292 K
746 mm Hg·

1 atm
760 mm Hg

 2,33 L O 2


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RENDIMIENTO TEORICO
La cantidad máxima que puede obtenerse de un determinado producto
en una reacción química se denomina Rendimiento Teórico. Se calcula a partir

de los coeficientes estequiométricos de una ecuación química y de las masas
y/o cantidades de reactivos empleadas.
¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 g de
hidróxido de aluminio?
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
2 mol Al(OH) 3 · 78 g/mol
1 mol Al 2 (SO 4 ) 3 ·342g/mol
x

39 g Al(OH) 3

x g Al 2 (SO 4 ) 3

 85,5 g Al 2 (SO 4 ) 3  rendimient o teórico


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RENDIMIENTO TEORICO Y REACTIVO
LIMITANTE
¿Qué sucede si existe un reactivo limitante?
2Sb(g) + 3I2(s)  2SbI3(s)
Si se hacen reaccionar 1,2 mol de Sb y 2,4 mol de I2, ¿cuál será el
rendimiento teórico?
2 mol de Sb
3 mol de I 2



x mol de Sb

REACTIVO LIMITANTE ES Sb

2,4 mol de I 2

Sólo hay 1,2 mol

x  1,6 mol de Sb

2 mol de Sb



2 mol SbI 3 · 502,5 g/mol

1,2 mol de Sb
x g de SbI 3

x  603 g SbI 3


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RENDIMIENTO EXPERIMENTAL.
RENDIMIENTO PORCENTUAL
El Rendimiento Teórico es una cantidad máxima, que en muchas
ocasiones no se alcanza, pues las reacciones químicas no siempre se completan.
Por ello, la cantidad de producto obtenida experimentalmente (esto es, medida
tras realizar el experimento en el laboratorio) suele ser menor que la calculada
teóricamente. Por ello, se define el Rendimiento Porcentual como el cociente
entre la cantidad de producto obtenida (rendimiento experimental) y el
rendimiento teórico.
Rendimiento porcentual =

Cantidad de producto experimental
Cantidad de producto Teórico

· 100


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Si la metilamina CH3NH2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción:
CH3NH2(ac) + H+(ac)  CH3NH3+(ac)
Cuando 3,0 g de metilamina reaccionan con 0,1 mol de H+, se producen 2,6 g de
CH3NH3+. Calcular los rendimientos teórico y porcentual.
Rendimiento teórico:
1 mol de CH 3 NH 2 · 31 g/mol
3,0 g CH 3 NH 2



1 mol de H
x mol de H
x  0,096 mol de H



El reactivo limitante es la metilamina
1 mol de CH 3 NH 2 · 31 g/mol


1 mol de CH 3 NH 3 ·32 g/mol
x  3,1 mol de CH 3 NH 3





3,0 g CH 3 NH 2
x mol de CH 3 NH 3

 rendimient o teórico




Slide 32



2,6 g deCH 3 NH 3 experiment
rendimient o porcentual 

3,1 g de CH 3 NH 3 teórico

rendimient o porcentual  84%

al

·100


Slide 33

Problema:
Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con
HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida.

Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
1 mol Zn · 65,4 g/mol
1 mol H 2 ·2,00 g/mol

22,75 g Zn impuro·

92,75 g Zn puro
100 g Zn impuro



x g de H 2
x  0,645 g de H 2


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Ejemplo:
Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se
necesita para reaccionar exactamente con 100 mL de Na2S 0,1
M.
2 AgNO3 + Na2S Ag2S + NaNO3
2 mol AgNO 3
x mL solución AgNO 3 0,1 mol/L

1 mol Na 2 S
100 mL solución Na 2 S 0 ,1 mol/L
x  200 mL de solución de AgNO 3 0,1 mol/L

Se puede calcular usando mL porque los factores de conversión
de mL a L se simplifican.