Este documento introduce las unidades químicas de masa como el átomo-grama, molécula-grama, mol y número de Avogadro. Explica cómo calcular la masa atómica promedio, masa molecular, composición porcentual y cómo interpretar una fórmula química. Incluye ejemplos de cálculos de masas atómicas, molares, números de átomos y moléculas, y composiciones porcentuales.

1. QUÍMICA
UNIDADES QUIMICAS DE MASA I
Docentes del Área de Química
Asignatura : Química 1
Semana : 13

2. Propósito:
•Relaciona la masa de las sustancias con el
número de átomos, moléculas e iones,
calculando la composición porcentual de
diversos compuestos a partir de su fórmula
química.

3. Es el conjunto de unidades planteadas con la finalidad de expresar la
masa de las sustancias y su relación con el número de partículas
contenidas en ella (átomos, iones, moléculas, etc.)
El uso de estas unidades y otros términos relacionados se hace
necesario porque es imposible determinar en forma directa la masa
real de los átomos y las moléculas debido a sus dimensiones muy
pequeñas y microscópicas.
UNIDAD DE MASA ATOMICA (u o uma): Se define como la
doceava parte de la masa de un átomo del isótopo de C-12, el cual
es denominado átomo patrón, ya que es el átomo muy estable y el
más abundante de los isótopos del carbón.
24 27
1uma 1,66 x10 g 1,66 x10 Kg
 
 
UNIDADES QUIMICAS DE MASA

4. Es el promedio ponderado de las masas de los isótopos de
un elemento químico y de sus respectivas abundancias
reactivas. Según el espectrómetro de masas.
1 1 2 2 3 3 n n
A % A % A % ..........A %
P.A o M.A.P
100%
P.A. masa atómica promedio o pesoatómico
A masa atómica del isótopo
% abundancia del isótopo
  




MASA ATÓMICA PROMEDIO

5. MASA ATÓMICA PROMEDIO 2
ISÓTOPOS ABUNDANCIA A
28Si 92,21% 27,977
29Si 4,70% 28,976
30Si 3,09% 29,974
1. Se ha determinado mediante análisis que la abundancia de los
diversos isótopos del silicio en la naturaleza y sus masas
atómicas es la siguiente. Determinar su P.A.
 
1 1 2 2 3 3 n n
A % A % A % ..........A %
P.A. o M.A.P.
100%
27.977 92.21% 28.976 4.70% 29.974 3.09%
P.A. o M.A.P.
100%
2579.759 136.187 92.620 %
P.A. o M.A.P.
100%
P.A. o M.A.P. 28.08566 28.086 U.M.A.
  

    

 

 
Solución:

6. Masa Atómica
Es la masa relativa de un
elemento que se obtiene
comparando la masa atómica
promedio de cualquier elemento
con respecto a la doceava parte
de la masa de un átomo de
carbono 12 (uma). Ejm.:
MASA ATÓMICA Y MASA MOLAR DE UN ELEMENTO
(M.A.)
Masa Molar
La masa molar es
numéricamente igual a la
masa atómica pero sus
unidades son diferentes.
Por ejemplo:
La Masa molar del boro es:
11g/mol
En otras palabras 1 mol de
boro contiene 11 gramos de
boro.

7. Se define como la masa relativa de las moléculas de
una sustancia. Se obtiene sumando las masas
atómicas relativas de los átomos que constituyen
una molécula. Se expresa en u.m.a.(u)
Ejemplos:
 
M
     
   
3
HNO
M 1 1 1 14 3 16 63u.
     
   
6 12 6
C H O
M 6 12 12 1 6 16 180u.
   
  
2
H S
M 2 1 1 32 34u
   
   

2
H O
2 2
M 1 16 2 1 18u.
Masa Molar: 18g/mol 1mol de H O=18g de H O
MASA MOLECULAR O PESO MOLECULAR

8. En el sistema S.I. el mol es la cantidad mínima se una
sustancia química que contiene tantas entidades
elementales(átomos, moléculas y otras partículas) como
átomos hay exactamente en 12 g de C-12 se determina
experimentalmente. El valor aceptado en la actualidad es:
Este número se denomina número de Avogadro, en honor del
científico italiano Amadeo Avogadro. Por lo general, el número
de Avogadro se redondea a 6.022 x 1023
Ejemplos:
1 mol de átomos Fe < > 6,022 x 1023 átomos de Fe
1 mol de molécula de H2O < > 6,022x1023 moléculas de H2O
1 mol de electrones < > 6,022 x 1023 electrones
  23
1mol 6,022045 10 particulas
MOL

9. Es aquella cantidad de un elemento que contiene exactamente
un mol de átomos y su masa equivale numéricamente a su
masa atómica expresada en gramos:
1 at-g (C) = 12g = 1mol de átomos (C) = 6,022 x 1023 átomos (C)
1 at-g (Al) = 27g = 1mol de átomos (Al) = 6,022 x 1023 átomos (Al)
1 at-g (S) = …g = 1mol de átomos (S) = 6,022 x 1023 átomos (S)
3 at-g (Ca) = ….g = …mol de átomos (Ca) = ………… átomos (Ca)
ÁTOMO-GRAMO (at-g)

10. Representa la masa en gramos de 6,022x1023 moléculas de
un compuesto. También es igual a la masa molecular
expresada en gramos. Se llama también mol.
1 mol-g(sust) = (sust)g = 6,022 x 1023 moléculas (sust)
MOLÉCULA GRAMO (mol-g)

11. Toda fórmula química nos brinda información tanto en forma
cualitativa como cuantitativa
Información Cualitativa: Nos da a conocer los elementos
que constituyen dicho compuesto y sus características
importantes.
Información Cuantitativa: Nos da a conocer la cantidad de
átomos de los elementos que constituyen un compuesto, esta
información puede ser en forma de: #at – g, #mol – g, masa y
composición centesimal.
H2SO4
 Elementos: H, S y O
 Compuesto ternario
 Es un ácido, tiene la propiedad de liberar H+
INTERPRETACIÓN DE UNA FÓRMULA QUÍMICA

12. Información Cuantitativa
A. Para una molécula:
3 4
3 átomos"H"
1 molecula
1átomo "P"
de H PO
4 átomos"O"
Atomicidad 8 átomos







B. Para un mol de moléculas:
 
M 98
2 4
TOTAL
2 at g (H) 2g
1mol g H SO 1at g (S) 32g
4 at g (O) 64g
m 98 g


 


  

  



13. La composición porcentual de un elemento en un compuesto
es:
n x masa molar del elemento
masa molar del compuesto
x 100%
n es el número de moles del elemento en 1 mol del
compuesto
C2H6O
%C =
2 x (12.01 g)
46.07 g
x 100% = 52.14%
%H =
6 x (1.008 g)
46.07 g
x 100% = 13.13%
%O =
1 x (16.00 g)
46.07 g
x 100% = 34.73%
52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%
COMPOSICIÓN PORCENTUAL

14. Ejercicios:
1. Determinar que elemento está en
mayor porcentaje en la úrea: (NH)2CO
2 2
2 2
:
14,01.2 2.1,01 12.01 16
28,02 2,02 12.01 16 58,05 /
28,02
% .100 48,27%
58,05
2,02
% .100 3,48%
58,05
12,01
% .100 20,69%
58,05
16
% .100 27,56%
58,05
% 100%
N H C O
N H C O
Solución
MN H CO
MN H CO g mol
N
H
C
O
   
    
 
 
 
 


2. Determinar que elemento está en mayor
porcentaje en el ácido acético (CH3-COOH)
2 4 2
2 4 2
:
12,01.2 1,01.4 16.2
24,02 4,04 32 60,06 /
24,02
% .100 39,99%
60,06
4,04
% .100 6,73%
60,06
32
% .100 53,28%
60,06
% 100%
C H O
C H O
Solución
MC H O
MC H O g mol
C
H
O
  
   
 
 
 



15. TIPOS DE FÓRMULAS
• Fórmula empírica: informa sobre la relación más sencilla
en que se encuentran los átomos de una sustancia.
Fórmula empírica del butano
• Fórmula molecular: aplicable sólo a sustancias
moleculares, nos informa del nº de átomos que integran
cada molécula.
Fórmula molecular del butano
• Fórmula estructural: indica como se
encuentran distribuidos y situados los
distintos átomos en una molécula o
estructura iónica
C2H5
(C2H5) = C4H10

16. 1. Las masas atómicas de 6Li y 7Li son 6,0151 u.m.a y 7,0160 u.m.a.
respectivamente. Calcule la abundancia natural de estos isótopos. La masa
atómica promedio del Li es 6,941 u.m.a.
2. Calcule la masa molecular de: a) CaSO4 b) CuSO4.6H2O c)
3. ¿Cuántos gramos de Au hay en 15,3 moles de Au?
4. ¿Cuántos átomos están presentes en 3,14 g de cobre?
5. Cuántos átomos de H hay en 72.5 g de C3H8O ?
6. ¿Cuántas moléculas de CO existen en 24 g de CO2?
7. ¿Cuántos átomos de oxígeno existen en 500 g de glucosa (C6H12O6 )
8. Hallar la composición porcentual para a) gas propano (C3H8); b) ácido de
baterías (H2SO4)
9. Determine la fórmula de un compuesto que tiene la siguiente composición
porcentual en peso: 24.75 % K, 34.77 % Mn, 40.51 % O
10. Un compuesto posee la siguiente composición en masa. C=55,81%; H=6,98% y
O=37,2%. Si su masa molar es 172g/mol. Hallar la F.M. y F.E.
   
4 4 2
2 2
NH Fe SO .6H O
 
 
Actividad

17. Síntesis:

18. Preguntas de retroalimentación
1.Calcular el número de átomos de cobre que hay en 192 kg
de cobre metálico.
2.Calcular el número total de átomos que están contenidos
en tres moles de metano.
3.Un compuesto tiene la siguiente composición es: 19,3%
de Na, y 26,9% de S y 53,8% de O. Su masa molar es 238
g/mol. Calcula la fórmula molecular.