1) El documento explica conceptos fundamentales relacionados con la masa atómica y las unidades utilizadas para medirla como la unidad de masa atómica unificada (uma). 2) También define conceptos como masa atómica, masa molecular, mol y cantidad de sustancia. 3) Finalmente, introduce conceptos clave de las reacciones redox como agentes oxidantes, agentes reductores y números de oxidación.

1. Profesores: José Guaregua, Elimax Herde, Miguel
Ángel Luis, José Parra, Juan Carlos Pereira y
David Vega.

2.  La unidad de masa atómica es, como su nombre lo
indica, una unidad para medir masas atómicas y
masas atómicas relativas. Recordemos que la masa
atómica es la suma de las masas de protones y
neutrones de un átomo en particular.

3.  La unidad de masa atómica unificada tiene como
símbolo la letra u. Esta unidad también es llamada
Dalton, en honor al químico con ese apellido, y
simbolizada como Da. Esta última nomenclatura es
la elegida por el Sistema Internacional de
Magnitudes. La unidad de masa atómica
corresponde a la doceava parte de la masa atómica
del isótopo más abundante del carbono: el carbono
12.

4. (También denominado Peso Atómico, aunque esta
denominación es incorrecta, ya que la masa es
propiedad del cuerpo y el peso depende de la
gravedad) Masa de un átomo correspondiente a un
determinado elemento químico. Se suele utilizar la
uma (u) como unidad de medida. Donde u.m.a son
siglas que significan "unidad de masa atómica".

5.  Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo
del isótopo más abundante del carbono, el
carbono-12. Se corresponde aproximadamente con
la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno).
Se abrevia como "uma", aunque también puede
encontrarse por su acrónimo inglés "amu" (Atomic
Mass Unit). De todas formas, el símbolo
recomendado es simplemente "u".

6.  Las masas atómicas de los elementos químicos se
suelen calcular con la media ponderada de las
masas de los distintos isótopos de cada elemento
teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada
uno de ellos, lo que explica la no correspondencia
entre la masa atómica en umas, de un elemento, y
el número de partículas que alberga el núcleo de
su isótopo más común.
 En cambio, la masa atómica de un isótopo sí
coincide aproximadamente con la masa de sus
partículas nucleares. Esta diferencia es debida a
que los elementos no están formados por un solo
isótopo si no por una mezcla con unas ciertas
abundancias para cada uno de ellos.

7.  Mientras que cuando medimos la masa de un
isótopo en concreto no tenemos en cuenta las
abundancias.
Ejemplo:
 Para calcular la masa atómica del litio haremos lo
siguiente: El litio consta de dos isótopos estables el
Li-6 (7,59%) y el Li-7 (92,41%).
 Así pues los cálculos serán como siguen: El valor
resultante, como era de esperar, está entre los dos
anterior es aunque más cerca del Li-7, más
abundante.

8.  Se ha visto que las unidades de masa atómica
constituyen una escala relativa de las masas de los
elementos. Se ha visto que 1 mol de Carbono 12
tiene masa exactamente 12 g y contiene
6,022x1023 átomos de carbono. Esta cantidad se
llama masa molar del carbono y es la masa (
gramos) de 1 mol de unidades (átomos o
moléculas).

9.  Dado que cada átomo de Carbono 12 (patrón) tiene
masa exactamente de 12 uma, es útil observar que
la masa molar de un elemento (gramos) es
numéricamente igual a su masa atómica expresada
en uma.
 La masa molar de un compuesto es la masa
(gramos o kilogramos) de 1mol del compuesto

10.  Una vez conocidas las masa atómicas, es posible
proceder a calcular las masa de las moléculas.
 La masa molecular es la suma de las masa
atómicas (uma) en una molécula.
◦ Ejemplo la masa molecular del H2O es:
2(masa atómica del H)+masa atómica del O
2(1,008 uma)+16,00 uma=18,02 uma

11.  La química estudia la materia, la cual esta
constituida por partículas tan pequeñas que no
pueden ser vistas. Debido a que la mayor parte del
trabajo que hace el químico es cuantitativo, debe
ser capaz de contar las partículas de materia
(iones, átomos y moléculas), sin importar cuan
infinitamente pequeñas sean.
 El químico necesita una unidad para contar las
partículas materiales, de tal manera que el
conjunto de partículas que conforme esta unidad
sea lo suficientemente grande como para poder ser
visto y manipulado convenientemente. Esta unidad
de conteo es el mol.

12.  Un mol contiene siempre un numero fijo de
partículas 6,02x1023 (numero de Avogadro), ya
sean iones, átomos, moléculas, electrones etc.,
cualquiera que sea la sustancia o su composición.
 El mol es la unidad científica para “cantidad de
sustancia” usada frecuentemente en química. Se
representa con la letra n, la cual significa “Cantidad
de moles”. La forma mas conveniente para medir
una determinada cantidad de sustancia es
pesándola, por esto es frecuentemente necesario
convertir moles a gramos, o gramos a moles.

13.  La formula empírica indica que elementos están
presentes y la relación mínima de números enteros
entre sus átomos, pero no necesariamente el
numero real de átomos presentes en la molécula.

14.  Indica el numero exacto de átomos de cada
elemento en una molécula. El tipo de molécula mas
simple son las moléculas diatómicas (poseen 2
átomos iguales o diferente), las moléculas que
tienen mas de dos átomos se llaman poliatómicas.
 A las formas diferentes de un mismo elemento se
les llama Alótropos
 Ejemplos: Nótese que el Oxigeno (O2) y el
ozono (O3) son formas distintas del mismo
elemento; y mas aun otras formas alotrópicas
del carbono serian el diamante y el grafito

15.  Una ecuación química es una descripción
simbólica de una reacción química. Una
Reacción química es un proceso en el cual una
sustancia (o sustancias) desaparece para
formar una o más sustancias nuevas.
◦ Por ejemplo para la siguiente reacción:
A+B AB
 Donde el signo + significa “reacciona con”
 Y la flecha Significa “produce”

16.  Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha
representan las sustancias de partida denominadas
reactivos.
 A la derecha de la flecha están las formulas
químicas de las sustancias producidas
denominadas productos.
 Los números al lado de las formulas son los
coeficientes (el coeficiente 1 se omite).

17.  Las transformaciones que ocurren en una reacción
química se rigen por la Ley de la conservación de la
masa: Los átomos no se crean ni se destruyen
durante una reacción química.
 Entonces, el mismo conjunto de átomos está
presente antes, durante y después de la reacción.
Los cambios que ocurren en una reacción química
simplemente consisten en una reordenación de los
átomos.
 Por lo tanto una ecuación química ha de tener el
mismo número de átomos de cada elemento a
ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la
ecuación está balanceada.

18.  El cambio químico se llama reacción química. Con
el objeto de comunicarse claramente en relación
con las reacciones químicas, los químicos hemos
desarrollado una forma estándar de representarlas.
Dos aspectos que me permiten describir las
reacciones químicas mediante el uso de símbolos
químicos son: la escritura de ecuaciones químicas y
su balanceo.

20.  Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son
aquellas donde está involucrado un cambio en el
número de electrones asociado a un átomo
determinado, cuando este átomo o el compuesto
del cual forma parte se transforma desde un estado
inicial a otro final. Un átomo neutro cualquiera
tiene un número definido de electrones, el cual
corresponde al número de protones que posee su
núcleo; es decir, tiene tantos electrones como el
valor de su número atómico.

21.  Generalmente, cuando un elemento determinado se
combina a través de una reacción química, el
número de electrones que está asociado a él,
puede ser mayor o menor que su número atómico
característico. De aquí nace el concepto de estado
de oxidación o número de oxidación. Lo que
simplemente significa, el número de electrones en
exceso o de déficit que se le asigna a un elemento
con respecto a su número atómico, cuando forma
parte de un compuesto o está en forma de ión.

22.  1. Si el número de electrones asignado a un
elemento es mayor que su número atómico, se le
confiere una carga formal negativa. Por el
contrario, si el número de electrones asignado es
menor que su número atómico, se le otorga una
carga formal positiva.
 2. En los elementos libres o compuestos formados
por un mismo tipo de átomos, el número de
oxidación de todos ellos es cero. Por ejemplo: Na,
H2, S8, P4. Todos ellos tienen N° de oxidación = 0.
 3. En los iones simples (constituidos por un sólo
tipo de átomos), el N° de oxidación es igual a la
carga del ión. Por ejemplo: Al+++, su N° de
oxidación es +3; Fe++, su N° de oxidación es +2;
Fe+++, su N° de oxidación es +3.

23.  4. El N° de oxidación del oxígeno es generalmente
–2, cuando forma parte de un compuesto; excepto
en los siguientes casos:
 • Cuando forma parte de compuestos llamados
peróxidos, donde hay enlace O-O. En este caso el
N° de oxidación asignado para el oxígeno es –1.
 • Cuando el oxígeno se combina con flúor
(elemento más electronegativo que el oxígeno), el
N° de oxidación asignado para el oxígeno es +2.

24.  5. El N° de oxidación asignado para el hidrógeno es
+1 en la mayoría de los compuestos. La única
excepción es en los hidruros, donde el hidrógeno
se une a elementos menos electronegativos que él.
Por ejemplo: hidruro de sodio (NaH), en estos
casos el N° de oxidación asignado para el
hidrógeno es –1.
 6. Los N° de oxidación de los diferentes elementos
que conforman una molécula deben coincidir con la
carga total de esa molécula. Es decir, la suma de
los N° de oxidación de los diferentes átomos que la
constituye debe ser igual a la carga total de la
molécula.

25. De aquí podemos deducir lo siguiente:
 En las moléculas neutras, la suma de los N° de
oxidación de los átomos que la forman debe ser
igual a cero. Por ejemplo, H2O, el N° de oxidación
del H es +1, como hay dos H, contribuye a la
molécula con carga +2. El N° de oxidación del O es
–2 y la molécula contiene sólo un O; por lo tanto la
suma de +2 + (−2) = 0, que corresponde a la
carga de una molécula neutra.
 7. En los iones que están formados por más de un
tipo de elemento, la suma de los N° de oxidación
de todos los elementos debe ser igual a la carga
que posee el ión.

26.  En muchos casos el valor del N° de oxidación
corresponde a la valencia de un elemento, pero son
conceptos diferentes. Valencia de un elemento es
el número de enlaces simples que puede formar un
átomo; es un número absoluto, no hay un signo
asociado a él. En cambio, el número de oxidación
representa la carga aparente que tiene un átomo en
un compuesto dado y corresponde a un mayor o
menor número de electrones asociado a él, según
las reglas mencionadas anteriormente. Este
número puede ser positivo o negativo,
dependiendo de la electronegatividad del átomo en
particular.

27. 
Es la especie química que un proceso redox
acepta electrones y, por tanto, se reduce en
dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen
reaccionar cloro elemental con calcio:
Ca + Cl2 -----> CaCl2
El cloro es el agente oxidante puesto que, gana
electrones y su carga o número de oxidación
pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como:
2e-+Cl2 ---> 2Cl-
Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye
su número de oxidación

28.  Es la especie química que un proceso redox pierde
electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso
(aumenta su número de oxidación). Por ejemplo,
cuando se hacen reaccionar cloro elemental con
calcio:
Ca + Cl2 -->CaCl2
El calcio es el agente reductor puesto que pierde
electrones y su carga o número de oxidación pasa
de 0 a 2+. Esto se puede escribir como:
Ca -->Ca2+ + 2e-
Agente reductor = Pierde electrones y Aumenta su
número de oxidación

29.  Significa que, de una muestra de determinado
reactivo, solo cierto porcentaje es el reactivo puro
mientras que el resto son impurezas.
 En muchas ocasiones los reactivos utilizados en un
proceso químico no son completamente puros sino
que presentan un determinado porcentaje de
pureza en su composición. Este dato ha de tenerse
en cuenta cuando se realizan cálculos con
ecuaciones químicas (cálculos estequiométricos) en
los que interviene un reactivo impuro.

30.  En una reacción química, el reactivo limitante no
necesariamente es el que se encuentra en menor
cantidad estequiométrica, es aquel que se
encuentra en una proporción inferior respecto a los
demás reactivos. El reactivo limitante se consume
primero y limita la formación de más productos.
Los reactivos que participan en una reacción y que
no son limitantes se llaman reactivos en exceso,
porque al consumirse completamente el reactivo
limitante, sobra una cantidad (un exceso) de
aquéllos.

31.  El camino más sencillo para identificar el reactivo
limite se basa en los puntos siguientes:
 a) Tener las cantidades de los reactivos en las
mismas unidades. En caso de que las cantidades de
reactivos sean dadas en diferentes unidades, se
conviertes todas a moles.
 b) Se realizan los cálculos para determinar las
cantidades estequiométricas de cada reactivo con
base en los datos proporcionados.

32.  La cantidad de producto que se suele obtener de
una reacción química, es menor que la cantidad
teórica. Esto depende de varios factores, como la
pureza del reactivo, las reacciones secundarias que
puedan tener lugar, es posible que no todos los
productos reaccionen, la recuperación del 100% de
la muestra es prácticamente imposible.
 El rendimiento de una reacción se calcula mediante
la siguiente fórmula: