5 conceptos para recordar

1- Las masas atómicas se miden en unidades de masa atómica (uma), una unidad relativa que se basa en un valor exactamente de 12 para el isótopo carbono-12. La masa atómica dada para los átomos de un elemento particular, por lo general, es el promedio de la distribución de los isótopos naturales de ese elemento. La masa molecular de una molécula es la suma de la masas atómicas de los átomos que la constituyen. Tanto la masa atómica, como la masa molecular se pueden determinar con exactitud con un espectrómetro de masas.

2- Un mol es el número de Avogadro (6,022 x 10²³) de átomos, moléculas u otras partículas. La masa molar (en gramos) de un elemento o de un compuesto es numéricamente igual a su masa en unidades de masa atómica (uma) y contiene el número de Avogadro de átomos (en el caso de los elementos), de moléculas o de unidades de fórmula simples (en el caso de compuestos iónicos).

3- La composición porcentual en masa de un compuesto es el porcentaje en masa de cada elemento presente. Si se conoce la composición porcentual en masa de un compuesto, es posible deducir su fórmula empírica, y su fórmula molecular, si se conoce su masa molar aproximada.

4- Los cambios químicos, llamados reacciones químicas, se representan mediante ecuaciones químicas. Las sustancias que experimentan un cambio, los reactivos, se escriben del lado izquierdo y las sustancias que se forman, los productos, aparecen del lado derecho de la flecha. Las ecuaciones químicas deben estar balanceadas, de acuerdo con la ley de la conservación de la masa. El número de átomos de cada tipo de elemento en los reactivos y en los productos debe ser el mismo.

5- La estequiometría es el estudio cuantitativo de los productos y reactivos en una reacción química. Los cálculos estequiométricos se realizan de manera óptima expresando, tanto las cantidades conocidas como las desconocidas, en término de moles y después, si es necesario, se convierten en otras unidades. Un reactivo limitante es el reactivo que está presente en la menor cantidad estequiométrica; limita la cantidad de producto que se puede formar. La cantidad de producto que se obtiene en una reaccion (rendimiento real) puede ser menor que la máxima cantidad posible (rendimiento teórico). La relación de los dos se expresa como porcentaje de rendimiento.

Masa molecular

Es posible calcular la masa de las moléculas si se conocen las masas atómicas de los átomos que las forman. La masa molecular (algunas veces denominada peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Por ejemplo, la masa molecular del H2O es:

2 (masas atómicas de H) + Masa atómica del O

2(1,008 uma) + 16,00 uma = 18,02 uma

En general, es necesario multiplicar la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar todos los elementos.

Ejemplo:

Calcule la masa molecular de cada uno de los siguientes compuestos:
a) Dioxido de asufre(SO2), el principal responsable de la lluvia ácida;
b) Cafeína (C8H10N2O2)

Solución:

Para calcular la masa molecular es necesario contar el número de cada tipo de átomo presente en la molécula y buscar su masa atómica en la tabla periódica.

a) En el dióxido de azufre hay un átomo de S y dos átomos de O, por lo que

masa molecular de SO2 = 32,07 uma + 2(16,00 uma)
                                     = 64,07 uma

b) En la cafeína hay ocho átomos de C, diez átomos de H, cuatro átomos de N y dos átomos de O, por lo que la masa molecular de se C8H10N2O2 obtiene:

8(12,01 uma) + 10(1,008 uma) + 4(14,01 uma) + 2(16,00 uma) = 194,20 uma

A partir de la masa molecular se puede determinar la masa molar de una molécula o de un compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular (en uma). Por ejemplo, la masa molecular del agua es 18,02g y contiene 6,022 x 10^23 moléculas de H2O, al igual que 1 mol de carbono contiene 6,022 x 10^23 átomos de carbono.

El conocimiento de la masa molar facilita el cálculo del número de moles y de las cantidades de átomos individuales en una determinada cantidad de un compuesto.

Ejemplo:

El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántos moles de CH4 hay en 6,07 g de CH4?

Solución:

Este problema es similar al ejemplo anterior, excepto porque ahora se trabaja con moleculas en lugar de átomos. Por consiguiente, como primer paso se calcula la masa molar del CH4:

masa molar de CH4 = 12,01g + 4(1,008g)
                               = 16,04g

A partir del factor unitario (1 mol CH4/16,04g CH4), el número de moles de CH4, se calcula de la siguiente manera:

6,07g CH4 x ( 1mol CH4 / 16,04g CH4) = 0,378 mol CH4

Debido a que 6,07g es menor que la masa molar, el resultado es razonable.

Masa atómica promedio

Cuando se busca la masa atómica del carbono en una tabla periodica, se encontrara que su valor no es 12,00 uma, sino 12,01 uma. La razón de esta diferencia es que la mayoria de los elementos de origen natural (incluído el carbono) tiene más de un isótopo. Esto significa que al medir la masa atómica de un elemento, por lo general se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos. Por ejemplo, la abundancia natural del carbono-12 y del carbono-13 es de 98,90 y 1,10% respectivamente. Se ha determinado que la masa atómica del carbono-13 es 13,00335 uma. Asi la masa atómica promedio del carbono se calcula como sigue:

Masa atómica promedio
del carbono natural = (0,9890)(12,0000 uma)+(0,0110)(13,0000 uma)
                              = 12,0 uma

Una determinación más exacta revela que la masa atómica del carbono es de 12.01 uma. Observe que en los cálculos que incluyen porcentajes, es necesario convertir los porcentajes en fracciones. Por ejemplo, 98,90% se transforma en 98,90/100 o 0,9890. Debido a que en el carbono natural hay muchos más átomos de carbono-12 que de carbono-13, la masa atómica promedio se acerca más a 12 uma que a 13 uma.

Es importante entender que cuando se dice que la masa atómica del carbono es 12,01 uma, se hace referencia a un valor promedio. Si los átomos de carbono se pudieran examinar en forma individual, se encontrarían átomos con masa atómica de 12,00000 o bien 13,00335 uma, pero ninguno de 12,01 uma.

Masa atómica

La masa de un átomo depende del número que contiene de electrones, protones y neutrones. El conocimiento de la masa de un átomo es importante para el trabajo en el laboratorio. Sin embargo los átomos son partículas extremadamente pequeñas ¡incluso la partículas más pequeña de polvo que puede apreciarse a simple vista contiene 1x10^16 átomos! Obviamente no es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales para determinar su masa en relación con la de otro. El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento determinado para utilizarlo como referencia.

Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso atómico) es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de mas atómica se define una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. El carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene seis protones y seis neutrones. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma se tiene el átomo que se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Por ejemplo, ciertos experimentos han demostrado que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo 8,400% de la masa del átomo de carbono-12. De modo que, si la masa de un átomo de carbono-12 es exactamente 12uma, la masa atómica del hidrógeno debe ser 0,084 x 12,00uma, es decir 1.008uma. Con cálculos semejantes se demuestra que la masa atómica de oxígeno es 16,00uma  que la del hierro es 55,85 uma. A pesar de que no se conoce la masa promedio de un átomo de hierro, se sabe que es alrededor de 56 veces mayor que la masa de un átomo de hidrógeno.