7 CAPITULO VII

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Unidades Químicas de Masa 
 
 
 
Las unidades químicas de masa son formas de expresar las relaciones existentes entre las masas de las 
sustancias con las cantidades de sus partículas, estructuras que pueden ser átomos, iones, moléculas. 
 
Todos los elementos están constituidos por átomos, en algunos de éstos casos se encuentran unidos 
mediante enlace covalente constituyendo moléculas. 
 
MOLÉCULAS DE LOS PRINCIPALES ELEMENTOS 
ELEMENTO ÁTOMO MOLÉCULA TIPO DE MOLÉCULA 
Hidrógeno H H2 Diatómica 
Oxígeno O O2 Diatómica 
Nitrógeno N N2 Diatómica 
Fósforo P P4 Tetraatómica 
Azufre S S8 Octaaótomica 
Halógeno X X2 Diatómica 
Gas noble Y Y Monoatómica 
 
Donde: X…. Halógeno à F, Cl, Br, I 
 Y… Gas noble à He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
 
Nota: 
En el caso de los gases nobles se tratan como átomos o moléculas indistintamente. 
 
UNIDAD DE MASA ATÓMICA 
La unidad de masa atómica unificada (símbolo u) o Dalton (símbolo Da) es una unidad de masa empleada en 
física y química, especialmente en la medida de masas atómicas y moleculares. Equivale a la doceava (1/12) parte 
de la masa de un C-12. 
En el Sistema Oficial (IUPAC) está considerado la unidad de masa atómica unificada con símbolo u, en el 
Sistema Internacional de Magnitudes (ISO 80000-1), se da como único nombre el de dalton y desaconseja el de 
unidad de masa atómica unificada. 
 
 1 u =1,660 538 86 × 10-24 g = 1,660 538 86 × 10-27 kg = 931,494 028 MeV/c2 
 
1. MASA ATÓMICA: o Masa de un átomo. Está dado por la suma de la masa que aportan los protones y los 
neutrones contenidos en el núcleo del átomo. La masa del electrón (9,1 x 10-28 g), por ser muy pequeña, no 
se toma en cuenta. (mp+ = 1,6603 x 10-24 g ≅ mn°). La medición de la masa atómica se realiza en un 
instrumento llamado espectógrafo de masas. 
 
 Ejemplo : 
 
1. C126 , tiene 6 protones y 6 neutrones, por lo tanto la masa de un átomo de carbono es: 
 Peso átomo C126 = 6 mp+ + 6 mn° 
 = 6 x 1,6603 x 10-24 g + 6 x 1,6603 x 10-24 g 
 = 12 x 1,6603 x 10-24 g 
 
 2. Na2311 : Peso átomo N a = 11 mp+ + 12 mn° 
 = 11 x 1,6603 x 10-24 g + 12 x 1,603 x 10-24 g 
 = 23 x 1,6603 x 10-24 g 
 
 
 
 
 
 
 
357 
 
 Como estas masas resultan ser muy pequeñas, se conceptualizó: 
 De allí que la masa atómica se puede expresar en gramos o en u. Así: 
 - Masa atómica C126 = 12 x 1,6603 x 10-24g = 12 u 
 - Masa atómica Ca4020 = 40 x 1,6603 x 10-24g = 40 u 
 - Masa atómica O168 = 16 x 1,6603 x 10-24g = 16 u 
 - Peso de un átomo H11 = _______________ = ______ 
- Peso de un átomo Li73 = _______________ = ______ 
- Peso de un átomo N147 = _______________ = ______ 
 
 
Masa atómica ( E )= 
1212/1
)(
−CPeso
EátomoundePeso
 
 
 Ejemplo : 
 PA (C) = 
u
u
1
12
 = 12 PA (Na) = 
u
u23 = 23 
 PA (Ca) = 
u
u40 = 40 PA (O) = 
u
u16 = 16 
 
 De allí que el Peso Atómico no tiene unidades, a diferencia del peso de un átomo. Es adimensional 
 
2. Peso Atómico Promedio : Se determina con el promedio ponderado de las masas atómicas de los isótopos de 
un elemento. Para ello se debe tomar en cuenta la masa de cada isótopo y sus respectivos porcentajes de 
abundancia en la naturaleza. 
 
 
PA (E) = 
100
)(%)(%)(% 332211 AAA ++ 
 
 Ejemplo: 
2.1. Se ha determinado mediante análisis por espectrofotometría de masas que la abundancia relativa de 
las diversos isótopos del silicio en la naturaleza es: 92,21% de 28Si; 4,70% de 29Si y 3,09% de 
30Si. Las masas atómicas de los isótopos son 27,977; 28,976 y 29,947 respectivamente. 
 Calcular el Peso Atómico del Silicio: 
 
 Solución : 
 PA (Si) = 
100
)974,29x09,3()976,28x70,4()977,27x21,92( ++ 
 PA (Si) = 28,086 
 
2.2. El Peso Atómico del Carbono es 12,01112. ¿Cuál es el porcentaje de los dos isótopos, cuyas masas 
atómicas son 12,00 y 13,0034. 
 
 Solución 
 Si % 13C = x, entonces % 12C = 100 – x 
 Reemplazando : 12,001112 = 
100
x0034,13)x100(000,12 +− 
 x = 1,10% , por tanto 100 – x = 98,891 % 
 
 Entonces, porcentaje de 13C = 1,109% y de 12C = 98,891% 
 
 
 
 
 
 
358 
 
 
3. Átomo – Gramo (at – g) : Es la masa de un elemento que numéricamente es igual a su peso atómico, 
pero expresado en gramos. Esta masa siempre contiene 6,023 x 1023 átomos de dicho elemento. 
 
Ejemplo : 
 
1) PA (C) = 12 → 1 at-g C = 12 g C y contiene 6,023 x 1023 átomos de C 
2) PA (Na) = 23 → 1 at-g Na = 23 g Na y contiene 6,023 x 1023 átomos de Na 
3) PA (Ca) = 40 → 1 at-g Ca = 40 g Ca y contiene 6,023 x 1023 átomos de Ca 
4) PA (O) = 16 → 1 at-g O = 16 g O y contiene 6,023 x 1023 átomos de O 
 
¿Por qué 1 at – g de cualquier elemento siempre contiene 6,023 x 1023 átomos de dicho elemento? 
Recordemos que el Peso de un átomo se puede expresar en uma o en gramos, así para el carbono tenemos; 
Que 1 átomo de carbono tiene una masa de 12 uma ó 12 x 1,6603 x 10-24 g, entonces si calculamos cuántos 
átomos habrá en 1 at-g C es decir en 12 g. de C el cálculo queda así: 
 
 
1 átomo de C 12 x 1,6603 x 10-24 g C 
 X 12 g de C (1 at-g C) 
 
==> Número de átomos X = 
Cg10x6603,1x12
Cdeátomo1xCg12
24−
 
 X = 
2410x6603,1
1
−
 átomos de C 
 X = 6,023 x 1023 átomos de C 
 
Es decir 6,023 x 1023 (N° de Avogadro) es la inversa de 1 uma = 1,6603 x 10-24 g 
• Para el Ca: 
 
1 átomo de Ca 40 x 1,6603 x CO-24 g de Ca 
 X 40 g de Ca (1 at-g) 
 X = 
Cadeg10x6603,1x40
Cadeátomo1xCadeg40
24− 
 X = 2410x6603,1
1
−
 = 6,023 x 1023 átomos de Ca 
 
Nota: En las fórmulas químicas en una MOL del compuesto, el número de át-g de cada elemento está 
indicado por los respectivos subíndices: 1 mol de Na2CO3; existen 2 át-g de Na; 1 át-g de C; 3 at-g de O 
 
EJERCICIOS: 
3.1. En 10 at-g de Oxígeno. ¿Cuántos gramos de Oxigeno y cuántos átomos hay? 
Solución : 
PA (O) = 16 
 1 at-g O → 16 g 1 at – g O → 6,023 x 1023 átomos 
10 at-g O → x 10 at-g O → X 
x = 160 g Oxígeno x = 6,023 x 1024 átomos de O 
 
 
 
3.2. En 1,2 x 1020 átomos de Ca, ¿qué masa en mg hay de este elemento? (NA = 6 x 1023) 
 
Solución 
 1 at-g Ca → 40g → 6,000 x 1023 átomos de Ca 
 x → 1,2 x 1020 átomos de Ca 
 
 
 
 
 
 
359 
 
 x = 23
20
10x6
40x10x2,1
 = 0,2 x 40 x 10-3g x 
g1
mg103
 
 x = 8 mg Ca 
 
3.3. ¿Cuánto pesa 3 átomos de oxígeno? (NA = 6 x 1023) 
 
Solución: 
El peso atómico del oxígeno es 16 
1 at-g O à 16 g à 6 x 1023 átomos de O 
 x à 3 átomos de O 
 
x = 48 / (6 x 1023) = 8 x 10 –23 g 
 
4. Peso Molecular (PM) ó Masa Molecular: Es la suma de los pesos atómicos de los átomos que 
constituyen una molécula. No tiene unidades. (Es adimensional) 
 PM (H2SO4) = 9816x4
0
32x1
S
1x2
H
=++ 
 PM (H2O) = 18
1x16
O
1x2
H
=+ 
PM (CO2) = 44
2x16
O
12x1
C
=+ 
PM (O2) = 16 x 2 = 32 
La molécula – gramo (mol – g) es el peso molecular expresado en gramos 
 
5. Peso – Fórmula (PF) ó Masa – Fórmula: Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos que 
constituyen un compuesto iónico. No tiene unidades. (Es adimensional). 
 PF (NA Cl) = 23 + 35,5 = 58,5 PF (Na2 SO4) = 23 x 2 + 32 x 1 + 16 x 4 
la fórmula – gramo, es el peso fórmula expresado en gramos. 
Los compuestos iónicos no están formados de moléculas, sino de iones para está unidad fórmula 
se usa el peso fórmula, cuyo cálculo es similar al del peso molecular. 
 
6. MOL: Es la unidad de cantidad de sustancia de una determinada especie química (Moléculas, iones, 
átomos, compuestos iónicos, protones, electrones, etc) y que siempre contiene 6,023 x 1023 unidades, 
de dicha especie química. 
 
Especie química Unidades Masa 
 
1 mol de átomos contiene 6,023 x 1023 átomos 1 at-g 
 
1 mol de moléculas contiene 6,023x 1023 moléculas 1 mol-g 
 
1 mol de unidades contiene 6,023 x 1023 unidades 1 fórmula-g 
 fórmula fórmulas 
 
1 mol de protones contiene 6,023 x 1023 protones 1 g 
 
 
Nota : El concepto de MOL, abarca a toda especie química, si son compuestos entonces se refiere a 
c. iónicos o c. moleculares. 
corresponde 
a la masa de 
corresponde 
a la masa de 
corresponde 
a la masa de 
corresponde 
a la masa de 
 
 
 
 
 
 
360 
 
 
Ejercicios 
6.1. En 5 moles de H2O determinar: 
 
a) La masa de H2O : 
PM (H2O) = 18 1 mol-g H2O → 18 g 
 5 mol-g H2O → x 
x = 90g H2O 
 
b) La masa de cada elemento : 
1 mol-g H2O → 2gH 1 mol-g H2O → 16g O 
5 mol-g H2O → x 5 mol-g H2O → x 
x = 10gH x = 80g O 
 
c) N° de moléculas de H2O : 
1 mol-g H2O → 6,023 x 1023 moléculas H2O 
5 mol-g H2O → x 
x = 3,0115 x 1024 moléculas H2O 
 
d) N° de at-g de cada elemento: 
1 mol H2O → 2 at-g H 1 mol-g H2O → 1 at-g O 
5 mol H2O → x 5 mol-g H2O → x 
x = 10 at-g H x = 5 at-g O 
e) N° de átomos de cada elemento: 
1 at-g H → 6,023 x 1023 átomos H 1 at-g O → 6,023 x 1023 átomos O 
10 at-g H → x 5 at-g O → x 
x = 6,023x1024 átomos H x = 3,0115x1024 átomos O 
 
6.2. En 12,8 g de Ozono (O3) determinar: 
a) N° de moles de O3 
PM (O3) = 16 x 3 = 48 1 mol-g → 48g O3 
 n ← 12,8 g O3 
 n = 0,267 moles 
b) N° de moléculas de O3 : 
1 mol O3 → 6,023 x 1023 moléculas 
0,267 mol O3 → x 
x = 1,608 x 1023 moléculas O3 
 
c) N° de at-g de Oxígeno : 
1 mol O3 → 3 at-g O 
0,267 mol O3 → x 
# at-g O = 0,800 at-g O 
 
d) N° de átomos de Oxígeno 
1 at-g O → 6,023 x 1023 átomos O 
0,800 at-g O → x 
x = 4,818 x 1023 átomos de Oxígeno 
 
6.3. ¿Cuál es la masa de 1 mol de protones? 
 
 Solución 
 
 1 p+ → 1,672 x 10-24 g 
 6,023 x 1023 p+ → x 
x = 1 g. 
 
 
 
 
 
 
 
 
361 
 
6.4. En 2,4092 x 1024 moléculas de SO3, determinar: 
 
a) Número de moles de SO3 
 
1 mol SO3 → 6,023 x 1023 moléculas SO3 
 n ← 2,4092 x 1024 moléculas SO3 
 n = 23
24
10x023,6
10x4092,2
 x 1 mol SO3 ⇒ n = 4 mol SO3 
 
b) Número de at-g de cada elemento : 
1 mol SO3 → 1 at-g S 1 mol SO3 → 3 at-g O 
4 mol SO3 → # at-g S 4 mol SO3 → # at-g O 
 # at-g S = 4 # at-g O = 12 
 
c) Número de átomos de cada elemento : 
1 at-g S → 6,023 x 1023 átomos S 
4 at-g S → x 
x = 2,4092 x 1024 átomos S 
1 at-g O → 6,023 x 1023 átomos O 
12 at-g O → x 
x = 72,276 x 1023 átomos O 
 
6.5. Si 3,6 x 1019 moléculas de un compuesto desconocido tiene una masa de 0,0012 g. ¿Cuál es el Peso 
Molecular? 
 
 Solución: 
 3,6 x 1019 moléculas → 0,0012 g. 
 6,023 x 1023 moléculas → x 
x = 20 g ⇒ PM = 20 
 
7. Composición Porcentual o Centesimal: Representa el porcentaje en masa de cada elemento que forma 
parte de un compuesto químico. Es independiente de la masa analizada del compuesto. 
 
%E = 100
tan
x
ciaWsus
Welemento
 
 
 %E = Porcentaje del elemento deseado 
 P.A. = Peso Atómico 
 
Ejemplo: 
7.1. ¿Cuál es la composición porcentual de la glucosa? 
 
Solución: 
 
Glucosa: C6 H12 O6 
PM = 180
6x16
O
12x1
H
6x12
C
=++ 
 % C = 
180
72 x 100 = 40% 
% H = 
180
12 x 100 = 6,67 % O = 
180
96 x 100 = 53,33% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
362 
 
7.2. El cromato de sodio cristaliza en forma de Na2 CrO4 . XH2O. Si los cristales contienen 15.2% de 
cromo, ¿Cuál es la fórmula de la sal hidratada? 
 
 
Solución: PA (Na) = 23 PA (Cr) = 52 PA (O) = 16 
Si la fórmula es: Na2 Cr O4 . X H2O 
 
La Masa Molar es: 
X18
OH
4x16
O
1x52
Cr
2x23
Na 2+++ 
 PF = 46 + 52 + 64 + 18X 
 
 
El PF será el 100% del cual 52 de Cr constituye 15.2%: 
 
 46 + 52 + 64 + 18X → 100% de donde 
 52 → 15,2% x = 10 
 
⇒ La fórmula es: Na2 Cr O4 10 H2 O 
 
8. Fórmula Empírica (FE): Es aquella que muestra la proporción mínima entera del número de átomos 
gramos en la sustancia, se aplica para sustancias iónicas y covalentes. A veces coincide con la fórmula 
molecular. Es la fórmula simplificada de la fórmula real (molecular). 
 
Ejemplo : 
• En la glucosa su fórmula real (molecular) es C6 H12O6, por lo tanto la fórmula empírica será: 
CH2O 
• En el peróxido de hidrógeno, su fórmula real (molecular) es H2O2, entonces su fórmula 
empírica es HO 
• En el agua, la fórmula real (molecular) es H2O, como no es posible simplificar, coincide con la 
fórmula empírica. 
 
9. Fórmula Molecular: (Se le puede llamar también fórmula global). Es la fórmula real, puesto que 
indica la proporción verdadera por cada mol de la sustancia. Se define para sustancias esencialmente 
covalentes 
 
 
 
 
Sustancia F.M. F.E. n = FM/FE 
Acetileno C2H2 CH 2 
Benceno C6H6 CH 6 
Agua H2O H2O 1 
Etileno C2H4 CH2 2 
Glucosa C6H12O6 CH2O 6 
 
DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR 
a) Si se conoce la composición centesimal se asume 100g. de sustancia y se divide cada uno entre su 
respectivos pesos atómicos para determinar el # at-g de cada uno de ellos. Si se conocen las masas de 
los elementos en una muestra de la sustancia se procede igual. 
b) Se divide los números de at-g de cada elemento entre el menor número de ellos, de tal forma que se 
calcula la proporción en la que se hallan los elementos en la fórmula. Si se obtienen relaciones 
decimales, se le lleva a enteros multiplicando por un factor común correspondiente. 
c) Con la proporción de at-g en números enteros se elabora la fórmula empírica, colocando estos números 
como subíndices. 
d) Si se conoce el Peso Molecular se puede determinar la Fórmula Molecular. FM = (FE) n. 
FM = (FE)xn 
 
 
 
 
 
 
363 
 
 
Ejercicios 
 
9.1. La composición centesimal de un hidrocarburo gaseoso es 82,76% de carbono y 17,24% de H. 
Determinar la fórmula molecular, si su Peso Molecular es 58. 
Solución: 
 a) # at-g C = 
12
76,82 = 6,89 # at-g H = 
1
24,17 = 17,24 
 b) Relación : C = 
89,6
89,6 = 1 H = 
89,6
24,17 = 2,5 
 c) Haciéndolos enteros C = 1 x 2 = 2 H = 2,5 x 2 = 5 
 ⇒ F.E. : C2 H5 
 d) FM = (F.E.) n PM = 58 
 58 = (C2 H5) n 
 58 = 12 x 2 x n + 1 x 5 x n 
 58 = 29 n 
 n = 2 
Por lo tanto FM : C4 H10 
 
 
9.2. En 340 g de NH3 determinar: 
a) Número de mol-g: PM(NH3) = 17 1 mol-g NH3 → 17g 
 x → 340 g 
 20 mol-g 
b) La masa de cada elemento: 
 
1 mol-g NH3 → 14g N 1 mol-g NH3 → 3g H 
 20 mol-g NH3 → x 20 mol-g NH3 → x 
 x= 280 g N x = 60 g H 
c) Número de moléculas de NH3 
 
 1 mol-g NH3 → 17 g NH3 → 6,023 x 1023 moléculas de NH3 
 340 g NH3 → x 
 
 x = 1,205 x 1025 moléculas de NH3 
 
9.3. Al quemar una muestra de 0,70g de un compuesto que solo contiene a los elementos C e H se obtuvo 
2,2g de CO2 y 0,9g de H2O. Determine la composición centesimal del compuesto mencionado. 
 Solución 
 Se tiene un compuesto formado únicamente por C e H: 
 CxHy + O2 à CO2 + H2O 
 0,70g 2,2g 0,9g 
 
 Si 44gCO2 ----- -12gC 
 2,2gCO2 ----- mC 
 
 MC = 0,6g 
 
 Entonces %C = 0,6 x100 = 85,7 
 0,7 
 
 %H = 14,3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
364 
 
9.4. La composición centesimal del agua en el Na2B4O7.XH2O es 47,12%. Halle la masa molar del P4OX (en 
g/mol) Dato: Na= 23; B = 11 ; P = 31 
 Solución: 
 Para la siguiente sal hidratada: Na2B4O7.XH2O PM =202 + 18(X) 
 El porcentaje de agua presente es 47,12%; por lo que se cumple: 
 % H2O = 47,12 = 18(X) x 100 
 (202 + 18(X)) 
 
 X = 10 
 Nos piden hallar la masa molar del óxido: P4O10 entonces: PM = 4x31 + 10x16 = 284. 
 
10. CONDICIONES NORMALES (C.N): Son aquellas condiciones de presión y temperatura ala que se 
encuentra una sustancia gaseosa. 
 Luego: 
Pnormal = 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101.3 KPa 
Tnormal= 0°C = 273 K 
 
11. VOLUMEN MOLAR (VM): Es el volumen que ocupa la mol-g de una sustancia gaseosa a una presión y 
temperatura determinada las que corresponden a las condiciones normales. 
 
 
 
 
 
Ejercicio 
 
11.1. Determinar el volumen molar en C.N que ocupan 320 de gas metano. 
Solución: 
 
CH4
M =16
m =320g
V =?
CH4
CH4
CH4
CH4
P= 1 atmT=273 K
 
 
 
De: 1 mol-g CH4 …… 16 g CH4 ……. 22,4 L 
 320g CH4 ……. X 
 
4
44
16
4,22320
gCH
LCHxgCHX = 
 
 X = 448L CH4 
 1 mol-g (gas) ……. CN …… Vm = 22,4 L