3 QUIMICA Schaum

18 CAPÍTULO 2 MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR; MASA MOLAR
N A =
12 g/mol
12 u
= 1 g/mol
1u
= 6.0221 × 10 23 /mol
1 g/mol
=
(1.66054 × 10 −27 kg)(10 3 g/kg)
Todas las unidades en la ecuación de N A se simplifican, excepto mol, que queda en el denominador y que puede escribirse
en la forma mol −1 (6.0221 × 10 23 mol −1 ). El resultado se puede interpretar como 6.0221 × 10 23 objetos/mol;
naturalmente, en química los objetos son átomos o moléculas.
Si se trata un mol de átomos de algún otro elemento de masa atómica A r , la masa promedio de un átomo de ese
elemento es A r u y la masa de un mol de esos átomos es N A × A r u, o simplemente A r g/mol. En otras palabras, la masa
en gramos de un mol de átomos de un elemento es igual a la masa atómica y se puede considerar que A r tiene las
unidades de g/mol. Por consiguiente, “un mol de oro” es equivalente a 197.0 g de oro.
SÍMBOLOS, FÓRMULAS, MASAS MOLARES
Cada elemento tiene un símbolo propio, diferente del de cualquier otro elemento. En una fórmula química, el símbolo
representa un átomo del elemento. Las sustancias moleculares están formadas por dos o más átomos, firmemente
unidos entre sí. La fórmula de una sustancia molecular consiste en los símbolos de los átomos que se encuentran en
esa molécula. Por ejemplo, la fórmula del dióxido de carbono es CO 2 . Observe el uso del subíndice para indicar que
cada molécula contiene dos átomos de oxígeno, además de uno de carbono. También tenga en cuenta que no se escribe
el “1” para indicar un átomo de carbono. La masa molecular del CO 2 es la suma de la masa atómica del carbono
más dos veces la masa atómica del oxígeno, y se expresa en u. Como se dijo antes, la masa molar del CO 2 es la masa,
en gramos, igual a la masa molecular en u. Un “mol de dióxido de carbono” tiene 12.0 u + 2(16.0 u) = 44 u. Este
resultado se puede expresar como 44 g para indicar el número de Avogadro, N A , de moléculas de CO 2 . Recuerde que
N A es 6.0221 × 10 23 objetos, que en este caso son moléculas.
Muchas sustancias comunes son de naturaleza iónica. Esto quiere decir que los átomos se encuentran en forma de
partículas cargadas, iones, y están ordenados en un conjunto espacial potencialmente gigantesco que puede no tener
un tamaño fijo. En esos casos, la fórmula indica la cantidad relativa de cada elemento presente. La sal de mesa está
formada por iones sodio y iones cloruro (los iones cloro se llaman iones cloruro) en estrecha relación. Aunque el
tamaño de un cristal de sal de mesa no es fijo, la relación de iones sodio a iones cloruro es 1:1; entonces, la fórmula
de la sal de mesa se escribe NaCl.
El P 2 O 10 es la fórmula de un compuesto en el que hay presentes 2 átomos de fósforo por cada 10 átomos de oxígeno.
A esta fórmula se le llama fórmula molecular. Si los subíndices representan la mínima relación posible en
números enteros, la fórmula se llama fórmula empírica; PO 5 es la fórmula empírica de P 2 O 10 . También P 2 O 10 puede
indicar las cantidades particulares de los componentes de la sustancia o compuesto. Un mol de P 2 O 10 contiene 2 moles
de átomos de fósforo y 10 moles de átomos de oxígeno. La masa de un mol de P 2 O 10 se calcula sumando las masas
de los componentes: (2 × 31.0) + (10 × 16.0) = 222 g/mol de P 2 O 10 .
El término “peso atómico” se utilizó mucho en lugar de “masa atómica”, y “peso molecular” en vez de “masa
molar”. (Muchos autores usaron “peso molecular” en lugar de “masa molar” incluso para sustancias iónicas.) Dado
que “peso” es una fuerza y no una masa, se debe evitar tal costumbre. Sin embargo, el alumno principiante debe tener
en cuenta los términos obsoletos, porque con seguridad los encontrará publicados y posiblemente aún estén en uso. El
término “masa molar” es un cambio importante por su aplicación universal, que se relaciona con el número de Avogadro
de moléculas, iones, unidades fórmula o átomos individuales (por ejemplo, la masa molar del oro es 197.0 g/mol; la
masa molar del ion hidróxido, OH − , es 17.0 g/mol).
PROBLEMAS RESUELTOS
MASA ATÓMICA
2.1. Mediante análisis espectrométrico de masas se ha descubierto que en la naturaleza las abundancias relativas de
los diversos átomos isotópicos del silicio son 92.23% de 28 Si, 4.67% de 29 Si y 3.10% de 30 Si. Calcule la masa
atómica del silicio con esta información y con las masas de los núclidos.