Este documento introduce las unidades de masa atómica y molecular, y la magnitud cantidad de sustancia medida en moles. Explica cómo las masas atómicas relativas permiten establecer una escala de masas y calcular masas moleculares. Finalmente, define el mol como la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de entidades elementales, permitiendo relacionar escalas micro y macroscópicas.

1. UNIDAD 7
ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LAS
REACCIONES QUÍMICAS

2. ÍNDICE DE CONTENIDOS
1. Unidades de masa atómica.
2. Determinación de masas atómicas
relativas. Cálculo de masas moleculares.
3. Introducción y manejo de la magnitud
cantidad de sustancia y su unidad el mol.
¿Cómo pasar a realizar predicciones
sobre cantidades de sustancia a nivel
microscópico, medibles en el laboratorio?

3. 1. Unidades de masa atómica
• 1 uma= masa del
átomo de hidrógeno.
• 1 u.m.a. = la doceava
parte del átomo de
12
6C
• 1 uma = 1,66. 10 -27
kg)

4. 2. Determinación de masas atómicas
relativas. Cálculo de masas moleculares.
• Según J. Dalton, las fórmulas de los
compuestos seguían la regla de la
máxima simplicidad (1:1). Ejemplo.
Agua HO
• Los datos volumétricos de las
reacciones entre gases permitieron
establecer las fórmulas químicas
correctas.
• Conocidas las fórmulas se podían
comparar las masas de los átomos
de distintos elementos.

5. ¿cómo se puede establecer una escala de
masas atómicas?
• Al descomponer 0’81 g de bromuro de
hidrógeno, se han obtenido 0’80 g de bromo y
0’01 g de hidrógeno. Por otra parte, dada la
fórmula correcta del bromuro de hidrógeno HBr,
por cada átomo de bromo hay un átomo de
hidrógeno.
¿Cuántas veces es mayor la masa del átomo de
bromo que la masa del átomo de hidrógeno?

6. Masa atómica relativa Ar
• Ar : relación entre la masa
promedio de ese átomo y
la unidad de masa atómica.
• Masa atómica relativa Ar:
el cociente entre la masa
promedio de un átomo del
elemento y la doceava
parte de la masa de un
átomo de carbono-12.

7. • la masa atómica es relativa: no tiene
unidades.
• Promedio: existencia de isótopos de cada
elemento de diferentes masas. Se trata de
una media ponderada según la
abundancia de los distintos isótopos

8. Masa molecular relativa Mr
• Relación entre la
masa de una
molécula con la
doceava parte de la
masa del átomo de
carbono-12.
• No tiene unidades se
expresa simplemente
por un número.
• Mragua= 18

9. 3. Introducción y manejo de la magnitud
cantidad de sustancia y su unidad el
mol. ¿Cómo pasar a realizar
predicciones sobre cantidades de
sustancia a nivel microscópico, medibles
en el laboratorio?

10. A nivel microscópico
• H2 + I2 2 HI
• Una molécula de hidrógeno reacciona con una
de yodo para formar dos moléculas de yoduro
de hidrógeno.
• 1000 moléculas de hidrógeno reaccionan con
1000 moléculas de yodo para formar 2000
moléculas de yoduro de hidrógeno.
• Deben cumplir las proporciones dadas por los
coeficientes.

11. • Pero, ¿cómo podemos contar moléculas?
• ¿Cómo podemos trasladar esa información a
una medida de laboratorio?. Introducción del
concepto de mol.

12. ¿Cómo se podría saber con rapidez si en dos montones
grandes de monedas de 2 euros y de un euro hay o no el
mismo número de monedas? Supón que la masa de la
moneda de dos euros es el doble que la de un euro.

13. • A.5. Si la masa atómica del He es 4 y la del
hidrógeno es 1, ¿qué masas de He y de H
atómico se deberían tomar para tener la
seguridad de que hay el mismo número de
átomos?

14. De acuerdo, con los resultados anteriores,
el número de átomos presentes en
muestras de 1 g de hidrógeno, 4 gramos
de He, 14 g de nitrógeno etc.; es el
mismo porque las masas atómicas son
respectivamente, 1, 4, 14. Dicho número
recibe un nombre especial: se llama
número de Avogadro (NA ). Ese número
vale 6’023 ·1023

15. • siempre que tengamos masas de
sustancias expresadas en gramos que
numéricamente coincidan con sus masas
atómicas o moleculares, en dichas masas
habrá el mismo número de átomos o de
moléculas.

16. • mol : la cantidad de sustancia de un sistema
que contiene el número de Avogadro de las
entidades elementales de dicha sustancia.
Entidades elementales: átomos (gas noble o un metal), moléculas
(caso del agua, el ácido sulfúrico, etc) o unidades fórmula ( NaCl)
• Mol: cantidad de sustancia expresada en
gramos que coincide numéricamente con la
Mr o la Ar.
• Su masa no es igual para todas las
sustancias. Es como si un metro tuviera una
longitud diferente si se empleara para medir
una carretera que si se usase para medir la
altura de un edificio.
Una unidad extraña, el mol

17. ¿Qué es un mol de Zn? Ar=65’5
• Cantidad de zinc que
contiene 6,02.1023
átomos de zinc.
• En esa cantidad de zinc
contenida en el matraz (a
la que le corresponde
una masa de 65,5 g) hay
el Número de Avogadro
de átomos de zinc.

18. ¿Qué es un mol de agua? Mr= 18’0
• Agua: compuesto. La masa de
una molécula es de 18 umas.
• Si tomamos una cantidad de
(sustancia) agua cuya masa en
gramos sea numéricamente
igual a su masa molecular,
podemos asegurar que
estaremos cogiendo 6,02.1023
moléculas de agua.
• En la foto hay un mol de agua
(coloreada de verde).

19. ¿Cómo es de grande el número de
Avogadro?
• 1 mol de cualquier sustancia contiene
6’023 ·1023
entidades elementales
(átomos, moléculas, etc) de esa
sustancia.
• Ese número de partículas es enorme.

20. Se vierte en el mar un
vaso lleno de agua de
unos 150 mL de
capacidad. Supongamos
que se mezcla
uniformemente con el
agua de todos los
mares. Si se tomase
entonces un vaso de
agua habría en el mismo
unas 1000 moléculas de
las primitivas.

21. Las cataratas del
Niágara vierten algo
más de 6500 m3
de
agua por segundo.
Sin embargo, en una
sola gota de agua
hay mas moléculas
que gotas de agua
caen en 400 años
en las cataratas del
Niágara.

22. Toda la Tierra dividida
en bolas de unos 15
cm de diámetro
daría el número de
Avogadro.

23. Como dato curioso, se
ha calculado que al
respirar aspiramos en
cada inspiración unas
doce moléculas de
aire del que lanzó
Julio César hace
unos 2000 años
cuando moribundo
pronunció su célebre
frase: Tu quoque, fili?
al ver a Bruto entre
los conjurados.

24. • Para terminar el curso, vamos a deducir
unas expresiones para calcular la
cantidad de sustancia (número de moles).
• Se denomina masa molar de una
sustancia pura a una magnitud cuyo valor
numérico coincide con el de la masa
correspondiente a un mol de esa
sustancia. Se denomina M.
• Sus unidades son g/mol o Kg/mol.

25. • a) Sabiendo la masa molar(M) de una
sustancia, ¿Cómo se podría calcular la cantidad
de sustancia (n) a partir de la masa de sustancia
(m)?
• b) Sabiendo el número de partículas de una
sustancia contenidas en 1 mol (NA), ¿cómo se
podría calcular la “cantidad de sustancia (n") a
partir del número de partículas contenidas (N)
de dicha sustancia? ?

26. Conclusiones
• El mol es la unidad de la magnitud
cantidad de sustancia.
• La unidad mol permite una conexión
sencilla entre el mundo microscópico
(escala atómica, número de unidades
elementales) con el macroscópico (escala
humana, gramos),
• Debemos especificar las partículas
elementales a las que nos referimos.

27. • Como un mol es, por definición,
una cantidad dada de materia, le
corresponderá una masa
determinada (aunque distinta para
las distintas sustancias), pero no se
pueden confundir moles con gramos.
Tampoco se puede confundir con
un número (6,02.1023). Un mol de
zinc, no son 6,02.1023 átomos de
zinc. El químico no puede contar
átomos o moléculas de forma
directa. Sólo puede manipular
cantidades macroscópicas de
sustancias.

28. Bones vacances¡
Ha estat un plaer donar-
vos clase. Fins els
curs que vé si no em
toca la loteria.¡