Masa molar - Apuntes 1,2,3 PDF

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¿Qué es la masa molar? Definición y ejemplos MASA MOLAR Y MOLECULAR La masa molar es la relación entre la cantidad de sustancia y su masa. Numéricamente, la masa molar es igual a la masa de un mol de una sustancia, es decir, la masa de una sustancia que contiene un número de partículas igual al número de Avogadro. La masa molar de un compuesto químico es la suma de las masas atómicas de los elementos que lo componen, multiplicada por los coeficientes estequiométricos de los elementos por la fórmula química del compuesto. La masa atómica de un elemento es un valor que se puede encontrar en la tabla periódica de los elementos. Estrictamente hablando, la masa de una molécula es menor que la masa de los átomos que lo componen en una cantidad igual a la energía de unión de la molécula. Sin embargo, esta variación de masa es entre 9 y 10 veces más pequeña que la masa de la molécula , y puede ser despreciada.

¿ C u ál e s l a d i f e r e n c i a e n t r e m as a m ol ar y m as a m ol e c u l ar ? La masa molar, expresada en g/mol, es numéricamente la misma que la masa molecular, expresada en unidades de masa atómica (u o Dalton ), y peso molecular relativo. Sin embargo, es necesario comprender claramente la diferencia entre masa molar y masa molecular, teniendo en cuenta que son iguales sólo numéricamente y difieren en dimensión.

¿ E n q u é u n i d ad e s s e m i d e l a m as a m ol ar ? En el Sistema Internacional de Unidades (SI), la unidad para medir la masa molar es kilogramo por mol (kg/mol). Sin embargo, cuando la masa molar se expresa en g/mol, su valor numérico es el mismo con el peso molecular relativo. Por esta razón, históricamente el peso molar se expresa generalmente en gramos por mol (g/mol). La masa molar en las fórmulas generalmente se indica con una letra mayúscula M.

Las comparaciones directas y las mediciones de las masas de átomos y moléculas se realizan utilizando métodos de espectrometría de masas.

EJEMPLOS Por ejemplo, la masa molar del oxígeno como elemento M(O) = g/mol, y en forma de una sustancia simple que consta de moléculas O 2 , M(O 2 ) = 32 g/mol. Otro ejemplo: la masa atómica del hierro es 55.847 a. E. m. Por lo tanto, un mol de hierro (es decir, el número de átomos de hierro igual al número de Avogadro, ≈6.022 ⋅ 1023) tiene una masa de 55.847 g. Para calcular el número de las masas molares de moléculas complejas se puede determinar sumando las masas molares de sus elementos constituyentes. Por ejemplo, la masa molar de agua H 2 O hay M (H 2 O) = 2 M (H) + M (O) = 2.1 g / mol + 16 g / mol = 18.1 g / mol Ejemplo 1: Calcular la Masa Molar del metanol: CH3OH.  Las Masas Molares de H, C y O son: 1,008, 12,011 y 15,999 gramos / mol respectivamente. Solución: M (CH3OH) = M (C) + 4 · M (H) + M (O) = 12,011 + 4 · 1,008 + 15,999 = 32,042 gramos / mol  Ejemplo 2: sea la reacción de síntesis del metanol: CO + 2H2 → CH3OH Calcular cuántos gramos necesitamos de CO y H2 para producir 100 gramos de CH3OH. La Masa Molar del N es 14,007 gramos / mol. Solución: En primer lugar calculamos los moles de metanol en 100 gramos:  moles CH3OH: 100 gramos / 32,042 gramos · mol-1 = 3,121 moles Para que la reacción obtenga 3,121 moles de metanol es necesario que consuma 3,121 moles de CO y 2·3,121 moles de H2. Por lo tanto: 

masa CO = 3,121 moles · (12,011 + 15,999) gramos · mol-1 = 87,419 gramos



masa H2 = 2 · 3,121 moles · 2 · 1,008 gramos · mol-1 = 12,583 gramos

Solución Ejercicio de Masa Molar: Ejercicio 1: Sea la reacción de síntesis de la urea: 2 NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O Calcular: 

Masas molares del NH3, CO2 , (NH2)2CO (urea) y H2O

 Masa de (NH2)2CO obtenidos a partir de 100 gramos de NH3 (cantidad ilimitada de CO2 ) Datos: M(H) = 1,008 g/mol, M(C) = 12,011 g/mol, M(N) = 14,007 g/mol, M(O) = 15,999 g/mol Solución: Calculamos en primer lugar las masas molares de los diferentes compuestos:



M (NH3) = M (N) + 3 · M (H) = 14,007 + 3 · 1,008 = 17,031 gramos / mol



M (CO2) = M (C) + 2 · M (O) = 12,011 + 2 · 15,999 = 44,009 gramos / mol

 M (urea) = 2 · M (N) + 4 · M (H) + M (C) + M (O) = 2 · 14,007 + 4 · 1,008 + 12,011 + 60,056 gramos /mol  M (H2O) = 2 · M (H) + M (O) = 2 · 1,008 + 15,999 = 18,015 gramos / mol Ahora calculamos la cantidad de (NH2)2CO generada a partir de 100g de NH3. Para ello necesitamos conocer los moles de NH3 que reaccionan: Moles de NH3 en 100 gramos = 100 g / 17,031 g · mol -1 = 5,872 moles NH3  Por cada 2 moles de NH3 reacciona 1 mol de urea, por lo tanto obtendremos: 

Moles de urea (NH2)2CO = moles NH3 · 1/2 = 5,872 · 1/2 = 2,936 moles



Masa de urea = moles urea · Masa molar urea = 2,936 · 60,056 = 176,234 gramos

Ejercicio 2: Sea la siguiente reacción: 2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe Calcular: 

Masas molares del Fe2O3 y Al2O3

 Masa de Al2O3 obtenido a partir de 100 gramos de Fe2O3 (cantidad ilimitada de Al) Datos: M(Fe) = 55,845 g/mol, M(Al) = 26,982 g/mol Solución: Calculamos en primer lugar las masas molares de los diferentes compuestos: 

M (Fe2O3) = 2 · M (Fe) + 3 · M (O) = 2 · 55,845 + 3 · 15,999 = 159,687 gramos / mol

 M (Al2O3) = 2 · M (Al) + 3 · M (O) = 2 · 26,982 + 3 · 15,999 = 101,961 gramos / mol Ahora calculamos la cantidad de Al2O3 generada a partir de 100g de Fe2O3. Para ello necesitamos conocer los moles de Fe2O3 que reaccionan:  Moles de Fe2O3 en 100 gramos = 100 g / 159,687 g · mol-1 = 0,626 moles Fe2O3 Por cada mol de Al2O3 reacciona 1 mol de Fe2O3 , por lo tanto obtendremos: 

Moles de Al2O3 = moles Fe2O3 = 0,626 moles



Masa de Al2O3 = moles Al2O3 · Masa molar Al2O3 = 0,626 · 101,961 = 63,828 gramos

Las Disoluciones Químicas: Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes , perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa. Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante. Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida, como

las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones. Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones. Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente. Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua

Características de las soluciones (o disoluciones):  Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración centrifugación, etc. 

Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.



Los componentes de una solución son soluto y solvente. o soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbon utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líq (agua). o solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disue soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede s gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

 En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos. Mayor o menor concentración Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución se utiliza una magnitud denominada concentración. Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas:  Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.  Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.  Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C. Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.  Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o po descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Modo de expresar las concentraciones Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

Unidades de Concentración: 

% Peso a Peso (%P/P) = (peso del soluto / peso de la disolución) · 100



% Vol. a Vol. (%V/V) = (gramos de soluto / ml de la solución) · 100



Fracción molar = (moles soluto / moles soluto + solvente)



Molaridad (M) = (moles soluto / litros de solución)



Molalidad (m) = (moles soluto / masa de solvente en kg)



Normalidad (N) = (nº de Equivalentes / litros de disolución)



Formalidad (F) = (nº de peso-fórmula-gramo o Masa Molecular / litros de disolución)

 Partes por millón (ppm) = unidades de sustancia que hay por cada millón de unidades del conjunto

El Enlace Químico: El Enlace Químico es la unión que forman dos partículas (átomos, moléculas o iones) debido a la fuerza de atracción que existe entre ambas.

Tipos de Enlace Químico:  Enlaces Intramoleculares: formados por las fuerzas de atracción entre átomos o iones de una misma molécula. o

Enlace Iónico:

Al ceder un electrón, se forma un ión positivo Na+ y otro negativo Cl- que se atraen

Descripción: unión de iones de distinto signo que se producen al captar uno de los átomos los electrones del otro. Propiedades: - son enlaces muy fuertes - presentan altos puntos de fusión (300-1000ºC) - son solubles en agua - son conductores de electricidad en agua Ejemplos: - Na+ + Cl- → NaCl (cloruro sódico o sal común) - Ba+2 + O-2 → BaO (óxido de bario) - Mg+2 + 2Cl- → MgCl2 (cloruro de magnesio)

o

Enlace Covalente:

Al compartir dos electrones, el cloro y el hidrógeno completan sus órbitas

Descripción: dos átomos comparten sus electrones de último nivel para así alcanzar el octeto estable adquiriendo estabilidad. Propiedades: - temperaturas de fusión elevadas (superiores a 1000ºC) - son malos conductores de electricidad - poseen una alta dureza - son insolubles Ejemplos: - Cl- + Cl- → Cl2 (gas cloro) - C + 4H → CH4 (metano) - H + H → H2 (gas hidrógeno)

o

Enlace Metálico:

Los electrones del cobre circulan libremente (nube) atrayendo a los núcleos

Descripción: unión entre los núcleos positivos y la nube de electrones negativa. Propiedades: - poseen una temperatura de fusión y ebullición muy elevada - son buenos conductores de electricidad - son dúctiles, maleables y alta dureza - se oxidan con facilidad Ejemplos: - Red cristalina del cobre: iones Cu2+ - Red cristalina del sodio: iones Na+ - Red cristalina del magnesio: iones Mg2+ Enlaces Intermoleculares: formados por las fuerzas de atracción de unas moléculas con otras.

 o

Enlaces de Van der Waals:

Enlaces Intermoleculares entre moléculas de agua (H2O)

Descripción: son fuerzas de atracción debidas a la existencia de interacciones dipolo-dipolo, dipolo permanente-dipolo inducido o dipolos inducidos instantáneamente. Enlaces de Hidrógeno: un tipo especial de fuerzas de Van der Waals son los enlaces de hidrógeno o puente de hidrógeno que se produce entre un átomo de hidrógeno de una molécula con mucha densidad de carga positiva y un átomo de otra molécula con muchas densidad de carga negativa....