Este documento trata sobre las unidades químicas de masa. Explica conceptos como la unidad de masa atómica (uma), la masa atómica, la masa molecular, el mol y el número de Avogadro. Además, describe cómo se usan estas unidades para calcular la cantidad de átomos o moléculas presentes en una muestra, así como para resolver problemas. Finalmente, incluye ejemplos de ejercicios sobre estas unidades.

1. Unidades Químicas de Masa
Sesión 3

2. Recordando

3. Al finalizar la sesión
identifica
estudiante
químicas de masa,
de aprendizaje el
las diferentes unidades
aplicándolas en la
resolución de problemas.

4. CONTENIDO
1. Introducción. Definición.
2. Unidad de masa atómica (uma)
3. Masa Atómica.
4. Masa Molecular.
5. Mol.
6. Número de Avogadro.
7. Átomo - gramo.
8. Molécula - gramo.
9. Dinámica Grupal

5. IMPORTANCIA
La razón más simple de un número de átomos de cada elemento en un
compuesto se llama fórmula empírica.
La fórmula molecular muestra el número actual de cada tipo de átomo
presente en un compuesto.
L fórmula molecular es una representación convencional de los elementos
que forman una molécula o compuesto químico, propuesta por Berzelius a
principios del siglo XIX.
Una fórmula molecular se compone de símbolos y subíndices numéricos; los
símbolos se corresponden con los elementos que forman el compuesto
químico representado y los subíndices, con la cantidad de átomos presentes
de cada elemento en el compuesto.
La fórmula molecular se utiliza para la representación de los compuestos
inorgánicos y en las ecuaciones químicas. También es útil en el cálculo de
los pesos moleculares.
https://es.slideshare.net/nellyximena/formula-molecular

7. Se usa: La Unidad
de Masa Atómica,
uma.
uma
Es la masa equivalente a la
doceava parte de la masa de
1 átomo de carbono 12.
¿Qué es unauma?
1 uma = 1,66 x 10 -24 g
12C elemento de referencia
6 protones
6 neutrones
12 unidades de
masa atómica (uma)
A nivel atómico no se pueden usar las unidades
de medición comunes, como el gramo (g).

10. El mol no es ninguna abreviatura. Mol es una unidad que está relacionada con la
cantidad de sustancia que tenemos (átomos, moléculas, partículas en general).
Cuando decimos que tenemos un mol nos referimos a que tenemos una
cantidad determinada de partículas.
La cantidad de partículas contenidas en un mol viene dada por el número de
Avogadro (N.A. = 6,023. 10 23)

11. El mol constituye una forma práctica para
determinar el número de átomos, moléculas o
unidades que conforman una muestra al pesarla.
Por ejemplo:
1 mol de Fe =
1mol de S =
1 mol de H2O =
1 mol de NaCl =
55,85 g de Fe =
32,07 g de S =
18,0 g de H2O =
58,5 g de NaCl =
6,02 X 1023 átomos de Fe
6,02 X 1023 átomos de S
6,02 X 1023 moléculas de H2O
6,02 X 1023 moléculas de NaCl

12. 1 mol de CuCl2:
Cantidad de CuCl2
que contiene NA de
moléculas de
cloruro de cobre.
Su masa es 134,5g

16. Ejercicio

18. Ejercicios
• ¿Cuántos átomos de plata se encuentran en una pulsera de
plata que pesa 7 gramos? Datos: (PA) Ag =107.
• Si una persona es quemada por una gota de H2SO4 que
pesa 0,1 gramos de dicho ácido, ¿Cuántas moléculas son
responsables de dicha quemadura? Datos: (PA) H =1, (PA)
S =32 y (PA) O =16.
• ¿Cuántos átomos de cloro existen en 80 gramos de CaCl2?
Datos: (PA) Ca =40, (PA) Cl =35,5.

19. Peso en gramos de un mol de átomos (6,023 x 1023 átomos)
de un elemento. Este peso es exactamente igual al peso
atómico expresado en gramos.
EJEMPLOS:
•Calcular la masa de 5 at-g de oxígeno.
•¿Cuántos átomos de cloro están contenidos en 4 at-g de éste mismo
elemento?

20. Peso en gramos de un mol de moléculas (6,023x1023
moléculas) de una sustancia química. Se determina
expresando el peso molecular en gramos.
EJEMPLO:
•¿Cuál es la masa de 5 mol-g de amoniaco (NH3)?
• ¿Cuántas moléculas de monóxido de carbono (CO) están contenidas
en 10 mol-g de esta misma sustancia?

22. Composición centesimal
Fórmula Empírica
Fórmula Molecular

23. MOL

24.  El porcentaje de cada elemento en un
compuesto.
 La suma de los porcentajes de todos los
elementos que componen una sustancia debe dar
el 100 %.

25.  MasasAtómicas:Ag =108, N=14, O= 16
 M (AgNO3) = 170 g/mol



108 g (Ag) · 100
% Ag = ———————— = 63,52 % deAg
170 g (AgNO3)
14 g (N) · 100
% N = ———————— = 8,24 % de N
170 g (AgNO3)
3. 16g (O) ·100
% O = ———————— = 28,24 % deO
170 g (AgNO3)

26.  Empírica.
 Indica la mínima proporción de átomos
existentes en una sustancia.
 Molecular.
 Indica el nº de átomos existentes (total)
que componen la fórmula.
 Ejemplo: La fórmula del peróxido de hidrógeno está
conformada por dos átomos de H y dos de O.
 Su fórmula molecular es H2O2.
 Su fórmula empírica es HO.

27. Asumimos 100 g
Enteros
Composición
Centesimal
Si no sonenteros
Enteros
Si no sonenteros
Masa de cada
elemento
# n= m/MA
(cada elemento)
FE
Se divide atodos
por el menor #n FE
Se multiplica por un
número hasta que sea
entero
FE
D
A
T
O

28.  Asumimos 100g:
Elemento masa(g) n = m/MA Dividir entre
el menor
F E
OXIGENO 34,8 34,8/16 = 2,175
*El menor
2,175/2,175= 1
C2H6O
HIDROGENO 13,0 13/1 = 13,0 13/2,175 = 6
CARBONO 52,2 52,2/12 = 4,35 4,35/2,175 = 2
Como son
fraccionarios se divide
entre el menor

29.  Se debe conocer:
 Fórmula Empírica
 MFE
Masa Molecular de la FE
 M
Masa Molecular del compuesto.
M
K = -------
MFE
FM = K (FE)

30. Un compuesto de masa molecular
126g/mol contiene 25,4% de azufre,
38,1 de oxígeno y 36,5% de sodio
¿Cuál
Indica
es su fórmula
el nombre del
molecular?
compuesto.
(O=16, S=32, Na=23)

31. Se tiene un compuesto orgánico
ternario cuya composición es 40%
carbono, 6,62% hidrógeno y el resto es
oxígeno. Hallar la fórmula molecular
del compuesto si su peso molecular es
180. (Datos C=12, H=1 y O=16)

32. Vamos a la ficha de trabajo 3
Preguntas?

33. Resumen