EL MOL
En química lo que interesa es la masa y no el peso
MASA MOLECULAR: cant de materia d una molecula
MASA ATÓMICA: cant de materia de un áatomo
Siglo XIX leyes ponderales
Ley de las proporciones múltiples
Ley de las proporciones equivalentes
Ley de las proporciones definidas
Dalton defendía sus postulados que son la base de la actual teoría atómica
COMPUESTO
Siglo XIX se sabía que los elementos se combinaban en razón de números enteros y pequeños para formar compuestos, pero no se sabían sus fórmulas moleculares ni el peso de los átomos
Para descubrirlo idean:
masa del compuesto= masa de todos los átomos de A + masa de todos los átomos de B
masa del compuesto= números de átomos de A . masa real de un átomo de A + número de átomos de B . masa real de un átomo de B
No se conocían el número de átomos de A y B ni el valor de la masa real de cada átomo
..
"Gay Lussac señala que las combinaciones de los gases ocurren siempre según las relaciones de volúmenes muy simples. Y cuando resulta un gas de la combinación su volumen también está en relación simple con el de sus componentes, pero las relaciones de las cant de sustancias en los compuestos parecen depender del número relativo de las moléculas que se combinan y de las moléculas compuestas resultantes"
"Esto significa que existen relaciones muy simples o compuestas que las constituyen. La primera hipótesis (única admisible) consiste en suponer que el numero de moléculas integrantes (2) de un gas cualquiera es siempre el mismo a igual volumen o proporcional a este. Partiendo de esto, se pueden determinar las masas relativas de las moléculas de los cuerpos en estado gaseoso y el número relativo de estas moléculas en los compuestos, porque las relaciones de las masas de las moléculas son las mismas que las de las densidades de los diferentes gases a igual presión y temperatura, y el número de moléculas de un compuesto es determinado por la relación de los volúmenes de los gases que lo forman"
(masa de A/volumen de A) / (masa de B/ volumen de B)= (número total de moléculas de A . 2 . masa atómica de A) / (número total moléculas B . 2. masa atómica B)
B es el elemento de referencia
Las masas relativas fueron determinadas comparando la masa del elemento A con la masa del elemento de referencia B que forman el compuesto AB
Para saber la relación masa de dos elementos combinados se hace:
masa A/masa B
Ejemplo: Tengo A=50 g y B=10 g hago 50 g/10g= 5
A es 5 veces más pesado que B
<---AMADEO AVOGADRO: "Ensayo de una manera de determinar las masas relativas de las moléculas elementales de los cuerpos y las proporciones según las cuales ellas entran en estas combinaciones"
1807 JÖNS JAKOB BERZELIUS: determinó con mayor sofisticación (que Dalton) a las masas atómicas. Usó los:
-resultados de Dulong y Petit , que habían determinado que las capacidades caloríficas de los elementos metálicos eran proporcionales a sus masas atómicas
-la ley de combinación de volumenes de Gay Lussac.
1828 elabora su primera tabla de masa atómicas . Como las masas atómicas no son números enteros toma en un principio como referencia la masa del H (1). Luego se comienza a usar la masa del O ya que se combina fácilmente con otros elementos formando compuestos estables (óxidos). Como la masa del O con referencia al H es 15.9 se la redondea a 16, dejando la masa del H a 1,008 (esta escala se uso desde 1830 a mediados del S XX)
El O al combinarse con otros elementos forma más compuestos estables que el H, por esto se toma como unidad de masa atómica como la deciseisava parte de la masa del O
Definiendo la masa atómica de un elemento A (PAx) 
1961 E.A.GUGGENHEIM
La escala de "masas atómicas" basada en O=16 es introducida por Berzelius a comienzos del S XIX
1929 Giauque y Johnston descubren los isótopos 18O y 17O (además del conocido núclido de oxígeno 16O)
Los físicos usaban (porque era lo único conocido) la escala 16O difiriendo en ese momento con la escala química por 1,000275. Esto generó discuciones entre los físicos y los químicos ya que ninguno quería cambiar su escala
Los físicos necesitaban una escala basada en un núclido pro con número másico multiplo de 4
Los químicos para no perder las tablas de cant molares aceptan un cambio si es de 1 parte en 10
Núclido: posibles especies atómicas de un mismo elemento caracterizadas por la agrupación de sus p y n (pueden diferir en las cant de estos),
Se llega a un acuerdo en 1957 cuando Olander y Nier proponer la esala del 12C
ISÓTOPO, NÚMERO ATÓMICO (Z) Y NÚMERO DE MASA (A)
p y e=Z
p+n=A
n= A-Z
Átomos de un mismo elemento pueden tener diferente masa, como las características químicas están dadas por la cant de e(igual al de p) la diferencia de masa se debe a el número de n Estos átomos que tienen igual número de p pero diferente de n se llaman ISÓTOPOS
Para identificar un isótopo se usa:
Todos los isótopos de un elemento lo conforman
No aparecen en la tabla periódica
Los isótopos comparten Z pero difieren en A
En 1961 la IUPAC redefinió la unidad como la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12 (C-12) Denominandola Unidad de Masa Atómica (u.m.a)
MASA (PESO) ATÓMICO
Las tablas de masas atómicas son promedios ponderados que reflejan la composición natural d la mezcla de isótopos de un elemento
La masa atómica de un elemento se define como la masa promedio de forma ponderada de la mezcla natural de isótopos del elemento relativo 1/12 del peso de un átomo de C-12
Si la masa atómica del Cl es 35,4527 u.m.a la masa promedio de la mezcla natural de isótopos de Cl es 35,4527 veces más pesada que la doceava parte del peso del átomo de C-12
u.m.a es exactamente igual a la doceava parte de la masa del isótopo de C-12 y aproximada a la masa de un p y n
masa de un p 1,6726 . 10 kg
4
u.m.a 1,6605 . 10 kg
masa de un n 1,6749 . 10 kg
-27
-27
-27
MASA (PESO) MOLECULAR
u.m.a 1,6605 . 10 g
-24
Para calcular la masa molar se debe saber la fórmula del compuesto y la masa atómica de cada uno de sus elementos
Calcular la masa molar del pentacloruro de fosfáto (PCl5)
P= 30,97 u.m.a Cl= 35,45 u.m.a
30,97 + (35,45 . 5)= 208,22 u.m.a
La masa de este compuesto es de 208,22 u.m.a y en g=
208,22 u.m.a . (1,6605 . 10 g)= 3,4575 . 10 g
-22
Si se la quiere expresar en kg se multiplica pero por 1,6605 . 10(-27) kg
EL MOL
No se puede saber cuantos átomos de un elemento hay en una determinada cantidad de masa pero si podemos saber en que proporciones están. Ej. Tenemos 48 g de Titanio y de carbono, como la masa del titanio es aprox cuatro veces mayor que la del carbono sabemos que este está en ,menor proporción
La masa en gramos de dos elementos tomados en la proporción de sus masas atómicas relativas tendrán el mismo número de átomos. Ej si consideramos un átomo de calcio con masa atómica de40,080 u.m.a y el átomo de bario con 137,3 u.m.a en una relación masa en gramos habrá la misma cant de átomos de ambos elementos
un mol de algo= 6,02214076 . 10 algo
(se puede redondear a 6,022 . 10 )
23
23
Es una cantidad enorme
1 mol de un elemento tienen su masa atómica en gramos.
Ej 1 mol de átomos de O= 16,0 g 1 mol de átomos de H= 1,0 g 1 mol de átomos de agua = 18,0 g
NÚMERO DE AVOGADRO (Nav)
Dice que un mol se define como la cant de sustancia que contiene exactamente 6,02214076 . 10 unidades elementales
23
En una masa igual a la masa mola de un compuesto hay exactamente Nav partículas
Una molécula pesa en u.m.a y no en g, en caso de sser en gramos se debe expreesar con una notación científica negativa
CONCEPTO DE MOL
Un mol es la cant de partículas que entran en el Nav
Puede ser un mol de iones, moléculas, electrónes, naranjas, etc
Un mol se define como la cantidad de sustancia que contiene
exactamente 6,02214076 . 10(23) unidades elementales.
Antes se lo definía basándose en el C-12
Al usar el término "mol" hay que especificar si se habla de moléculas, átomo, etc porque sino se toma que es un mol de moléculas
MASA (PESO) MOLAR
Es la masa en g de un mol de una sustancia (el peso atómico en g) Ej. La masa molar de un mol de H20 es 18 g
Antes se usaban los términos "átomo gramo" o "molécula gramo"
COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Es el porcentaje en peso de cada uno de los elementos de un compuesto
EJEMPLO: cual es la composición porcentual de Fe y O en el óxido de hierro (III) (Fe2O3)
Fe= 2 átomos . 55,85 uma/átomo= 111,70 uma
O= 3 átomos . 16,00 uma/átomo= 48,00 uma
TOTAL DE MASA MOLECULAR Fe2O3= 159,70 uma
Fe= 159,70 uma-------- 100% 11,70 uma------ 69,94% .
O= 159,70 uma-------- 100% 48,00 uma------- 30,06%
Calcular masa molecular
Regla de tres simple
Resultado= En el óxido de hierro (III) hay un 69,94% de Fe y 30,06% de O
FÓRMULA PORCENTUAL=
Fe69,94%O30,06%
Escribir la fórmula porcentual (los porcentajes como subíndice)
FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR
.
FÓRMULA EMPÍRIA: representa a mínima relación de enteros de átomos que forman un compuesto
FÓRMULA MOLECULAR: representa el número real de átomos que se encuentran combinados en la molécula del compuesto
EJEMPLO= el benceno tiene una fórmula molecular de C6H6 y una fórmula empírica CH (está contenida seis veces en la form molecular)
Se calcula con la composición porcentual
EJEMPLO= El resorcinol está compuesto por un 65,46% de C; 29,10% de O y 5,45% de H. Calcular la fórmula empírica. Sabemos que la masa molecular del resorcinol es de 110 uma
C= 65,46 g / 12,0 g mol = 5,455 mol
O= 29,10 g / 16,0 g mol = 1,819 mol
H= 5,45 g / 1,00 g mol = 5,455 mol
Calculamos cuantos moles relativos hay por cada 100 g de cada elemento. (porcentaje en g / masa atómica en g mol)
-1
-1
-1
Buscamos las relaciones molares: Dividir los moles de cada elemento por el resultado más chico obtenido en el punto 1)
C= 5,455 / 1,819 ~= 3
.
O= 1,819 /1,819 ~= 1
H= 5,450 / 1,819~= 3
F.E= C3OH3
Escribir la fórmula empírica
C3H3O
3 . 12 uma + 3 . 1 uma + 16 uma = 55 uma
Para calcular la fórmula molecular debemos calcular la masa atómica total de la f. e
Para saber cuantas veces está contenida la f.e en la f.m
Masa molecular / masa fórmula empírica 110 uma /55 uma = 2
F. E= C3OH3 F.M= C6O2H6
Multiplicamos las atomicidades por el cosiente obtenido
EN LAS FÓRMULAS ORDENAR LOS ELEMENTO EN EL ORDEN DEL EJERECICIO
El Na no tiene isótopos
El promedio ponderados se calcula sumando las masas de todos los isótopos y dividiendo este número por la ant de isótopos sumados
El primer paso pasamos el porcentaje a g porque al hacer regla de tres simple donde 100%---- 100 g
65,46% ----- 65,46 g
En el caso de que en el compuesto haya H2O en este paso se hace el porcentaje en g / la masa atómica total de la molécula de H2O (18 g mol)
Si uno de los resultados da con coma (ej: 3,5) se debe multiplicar a este hasta que llegue a un número entero (3,5 . 2 = 6) al resto de los resultados se lo multiplica por el mismo número llegando a la fórmula empírica
El "principio Avogadro-Ampere o ley de Avogadro" establece que a volúmenes iguales todos los gases, a la misma temperatura y presión, tienen el mismo número de moléculas"