Densidad Relativa, Peso Atómico y Molecular

Definiciones Químicas

• Al finalizar esta unidad, se espera que el estudiante comprenda y aplique los conceptos de peso atómico, número de Avogadro y volumen molar, además de realizar cálculos relacionados con pesos moleculares, número de átomos y moles.

Peso Atómico o Masa Atómica

• Representa la masa relativa de un átomo en comparación con la unidad de masa atómica (u.m.a.).
• Cada elemento posee un peso atómico único, que es el promedio de la masa de sus isótopos se encuentra especificado en la tabla periódica.

Peso Molecular o Masa Molecular

• Es la masa relativa de una molécula con respecto a la unidad de masa atómica.
• Se calcula sumando los pesos atómicos de todos los átomos que componen la molécula.

Átomo Gramo o Masa de un Mol de Átomos (A)

• Es equivalente al peso atómico de un elemento expresado en gramos.
• Ejemplo: Un 'at-g' de cloro equivale a 35.5 g, y un 'at-g' de hidrógeno equivale a 1.008 g.

Molécula Gramo o Masa de un Mol de Moléculas (M)

• Se define como el peso molecular de una sustancia expresado en gramos.
• Ejemplo: El peso molecular del agua (H₂O) se calcula como 2*(peso atómico del H) + 1*(peso atómico del O), lo que resulta en 2*(1) + 1*(16) = 18 g; por lo tanto, 18 g de agua equivalen a 1 mol de moléculas de agua.
• El peso molecular del H₂SO₄ es: H₂ + S + O₄ = 98, 2 + 32 + 64 = 98 g.

Número de Avogadro

• Representa el número de átomos en un átomo gramo (mol de átomos) de cualquier elemento, o el número de moléculas en un mol de moléculas de cualquier sustancia. Este número es 6.023 x 10^23. Ejemplo:
• 1 mol de moléculas = 6.023 x 10^23 moléculas
• 1 at - g (mol de átomos) = 6.023 x 10^23 átomos

Equivalencias

• H: Peso Atómico = 1.008, Átomo Gramo = 1.008 g, Número de Átomos = 6.023 x 10^23
• O: Peso Atómico = 16.00, Átomo Gramo = 16.00 g, Número de Átomos = 6.022 x 10^23
• Cl: Peso Atómico = 35.5, Átomo Gramo = 35.5 g, Número de Átomos = 6.02 x 10^23
• Ag I: Peso Atómico = 107.87, Átomo Gramo = 107.87 g, Número de Átomos = 6.022 x 10^23
• CO: Peso Molecular = 12 + 16 = 28, Molécula Gramo = 28, Número de Moléculas = 6.023 x 10^23
• HCl: Peso Molecular = 1.008 + 35.5 = 36.5, Molécula Gramo = 36.5, Número de Moléculas = 6.023 x 10^23
• NH3: Peso Molecular = 14 + 3*(1.008) = 17.02, Molécula Gramo = 17.02 g, Número de Moléculas = 6.023 x 10^23
• CO₂: Número de Moles = 1, Peso en Gramos = 44, Número de Moléculas = 6.023 x 10^23
• CO₂: Número de Moles = 2, Peso en Gramos = 2(44), Número de Moléculas = 2(6.023 x 10^23)
• CO₂: Número de Moles = 0.5, Peso en Gramos = 0.5(44), Número de Moléculas = 0.5(6.023 x 10^23)

Número de Átomo Gramo o Número de un Mol de Átomos

• Se calcula dividiendo el peso de un elemento en gramos entre su respectivo peso atómico: # at-g = (Peso en gramos del elemento) / (Peso atómico del elemento)

Número de Mol Gramo o Número de Moles de Moléculas (n)

• Se encuentra dividiendo el peso de una sustancia entre su peso molecular: n = (Peso en gramos de la sustancia) / (Peso molecular de la sustancia)

Número de Equivalente Gramo (#Eq-g)

• Se determina dividiendo el peso de una sustancia entre su respectivo equivalente gramo: # Eq-g = (Peso en gramos de la sustancia) / (Equivalente gramo)

Equivalente Gramo

Representa la masa de un elemento que se combina con 8 gramos de oxígeno o 1 gramo de hidrógeno. Se calcula como: Peso equivalente = (Peso atómico) / (Valencia)

Reglas para Calcular el Peso Equivalente

• Para un elemento simple: Es el peso atómico dividido por la valencia: Peq = (Peso atómico) / (Valencia). Ejemplo: Para el aluminio, con un peso atómico de 27 g y valencia de 3, Peq = 27/3 = 9 g.
• Para un ácido: El peso molecular se divide por el número de hidrógenos sustituibles. Ejemplo: Para el ácido sulfúrico (H2SO4), con un peso molecular de 98 g, Peq = 98/2 = 49 g.
• Para un hidróxido: El peso molecular se divide por el número de oxhidrilos. Ejemplo: Para el hidróxido férrico (Fe(OH)3), con un peso molecular de 107, Peq = 107/3 = 35.6 g.
• Para una sal: El peso molecular se divide por el número de cargas positivas o negativas. Ejemplo: Para el carbonato de calcio (CaCO3), con un peso molecular de 100 g y una carga del catión Ca2+ = 2, Peq = 100/2 = 50 g. Para el cloruro de aluminio (AlCl3): Peq = 133.5/3 = 44.5g

Volumen Molar (Vm)

• Es el volumen que ocupa un mol de moléculas de una sustancia gaseosa, y depende de la temperatura y la presión.
• En condiciones normales de temperatura y presión (CNTP) (0 °C y 760 mmHg), un mol de moléculas de cualquier sustancia gaseosa ocupa un volumen, denominado volumen molar, que equivale a 22.4 litros

Hipótesis de Avogadro

• 22.4 litros de cualquier sustancia gaseosa en CNTP contienen el mismo número de moléculas, es decir, 6.022 x 10^23 (Número de Avogadro)
• El peso de 22.4 litros de cualquier gas en CNTP será su peso molecular.

Densidad Absoluta

• La densidad de una sustancia es una propiedad que representa la masa que tiene un cuerpo por cada unidad de volumen.
• Se expresa en gramos por cm³ para sólidos y líquidos y en gramos por litro para gases.
• Se puede calcular la densidad absoluta de un gas conociendo su peso molecular. De acuerdo con el principio de Avogadro, un mol de moléculas de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4 litros medidos en C.N.
• D = (Peso molecular) / (Volumen molar)

Ejemplos

• La densidad absoluta del oxígeno (O₂) será: El peso molecular del oxígeno es 32 g, y el volumen de un mol de moléculas de oxígeno en CNTP es 22.4 litros D = 32/22.4 = 1.429 g/L
• La densidad absoluta del hidrógeno será: El peso molecular del H₂ es 2 g, y el volumen de un mol de moléculas de hidrógeno en CNTP es 22.4 litros. D= 2/22.4 = 0.0899 g/L
• La densidad relativa es la relación que existe entre las densidades absolutas de dos cuerpos y es adimensional
• Normalmente se emplea como patrón o referencia, el hidrógeno, el oxígeno o el aire: D = (Densidad del oxigeno (1.429 g/L)) / (Densidad del aire g/L) = 1.105

Densidad Relativa

• Es la relación entre las densidades absolutas de dos cuerpos. Para sustancias gaseosas, es la relación entre la densidad del gas y la densidad de otra sustancia gaseosa tomada como referencia. Usualmente, se utiliza el hidrógeno, el oxígeno o el aire como referencia.
• Se calcula como la densidad de la sustancia dividida por la densidad de la sustancia de referencia.

Ejemplo

• Calcular el peso de 5 litros de dióxido de azufre (SO₂) medidos en condiciones normales. Primero, se determina el peso molecular del SO₂: Mso2 = 32 + 32 = 64 g/mol.
• Luego: 64 g de SO₂ ocupan 22.4 litros. Sea X g de SO₂ ocupan 5 litros, entonces X = (5 litros * 64 g) / 22.4 litros = 14.28 g de SO₂.

Este cuestionario explora los conceptos de densidad relativa, incluyendo su cálculo y referencias comunes como el oxígeno. También cubre el peso atómico, peso molecular y el concepto de átomo gramo. Evalúa la comprensión del cálculo del peso equivalente de compuestos como el hidróxido de aluminio y el fosfato de calcio.