Capítulo 3: Relaciones de Masa en Reacciones Químicas PDF

# Capítulo 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas ## Sumario * 3.1 Masa atómica * 3.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento * 3.3 Masa molecular * 3.4 Espectrómetro de masas * 3.5 Composición porcentual de los compuestos * 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas...

# Capítulo 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas ## Sumario * 3.1 Masa atómica * 3.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento * 3.3 Masa molecular * 3.4 Espectrómetro de masas * 3.5 Composición porcentual de los compuestos * 3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas * 3.7 Reacciones químicas y ecuaciones químicas * 3.8 Cantidades de reactivos y productos * 3.9 Reactivos limitantes * 3.10 Rendimiento de reacción ## Avance del capítulo * Iniciaremos este capítulo con el estudio de la masa de un átomo, la cual está basada en la escala del isótopo de carbono-12. A un átomo del isótopo de carbono-12 se le asigna una masa de exactamente 12 unidades de masa atómica (uma). A fin de trabajar con la escala de gramos más conveniente se utiliza la masa molar. La masa molar del carbono-12 tiene una masa de exactamente 12 gramos y contiene el número de Avogadro (6.022 x 10^23) de átomos. Las masas molares de otros elementos también se expresan en gramos y contienen el mismo número de átomos. (3.1 y 3.2) * El análisis de la masa atómica se relaciona con la masa molecular, la cual es la suma de las masas de los átomos presentes. Aprenderemos que la forma más directa de determinar la masa atómica y molecular es mediante el uso de un espectrómetro de masas. (3.3 y 3.4) * Para continuar con el estudio de las moléculas y compuestos iónicos, aprenderemos a calcular la composición porcentual de estas especies a partir de sus fórmulas químicas. (3.5) * Estudiaremos cómo se determinan la fórmula empírica y molecular de un compuesto mediante experimentación. (3.6) * Después aprenderemos a escribir una ecuación química para describir el resultado de una reacción química. Una ecuación química se debe balancear de manera que tenga el mismo número y clase de átomos para los reactivos, las materias iniciales, y los productos, las sustancias formadas al final de la reacción. (3.7) * Con base en el conocimiento adquirido de las ecuaciones químicas, continuaremos con el estudio de las relaciones de masa de las reacciones químicas. Una ecuación química permite el uso del método del mol para predecir la cantidad de producto(s) formado(s), una vez conocida la cantidad de reactivo(s) utilizado(s). Observaremos que el rendimiento de una reacción depende de la cantidad del reactivo limitante (el reactivo que se consume primero) presente. (3.8 y 3.9) * Aprenderemos que el rendimiento real de una reacción es casi siempre menor que el pronosticado a partir de la ecuación, conocido como rendimiento teórico, debido a diversos factores. (3.10) ## 3.1 Masa atómica * Haremos uso de lo aprendido acerca de la estructura y las fórmulas químicas para estudiar las relaciones de masa de los átomos y las moléculas. Estas relaciones ayudarán a su vez a explicar la composición de los compuestos y la manera como se efectúan los cambios de composición. * La masa atómica depende del número de electrones, protones y neutrones que contiene. El conocimiento de la masa de un átomo es importante para el trabajo en el laboratorio. Sin embargo, los átomos son partículas extremadamente pequeñas, ¡incluso la partícula más pequeña de polvo que puede apreciarse a simple vista contiene 1 x 10^16 átomos! Obviamente no es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales para determinar su masa en relación con la de otro. El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento determinado para utilizarlo como referencia. * Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso atómico) es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. El carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene seis protones y seis neutrones. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma, se tiene el átomo que se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Por ejemplo, ciertos experimentos han demostrado que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo 8.400% de la masa del átomo de carbono-12. De modo que si la masa de un átomo de carbono-12 es exactamente de 12 uma, la masa atómica del hidrógeno debe ser de 0.08400 X 12 uma, es decir, 1.008 uma. Con cálculos semejantes se demuestra que la masa atómica del oxígeno es de 16.00 uma y que la del hierro es de 55.85 uma. Aunque no se conoce la masa promedio de un átomo de hierro, se sabe que es alrededor de 56 veces mayor que la masa de un átomo de hidrógeno. ### Masa atómica promedio * Cuando usted busca la masa atómica del carbono en una tabla periódica, como la que aparece en páginas finales de este libro, encontrará que su valor no es de 12.00 uma, sino de 12.01 uma. La razón de esta diferencia es que la mayor parte de los elementos de origen natural (incluido el carbono) tienen más de un isótopo. Esto significa que al medir la masa atómica de un elemento, por lo general se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos. Por ejemplo, la abundancia natural del carbono-12 y del carbono-13 es de 98.90 y 1.10%, respectivamente. Se ha determinado que la masa atómica del carbono-13 es de 13.00335 uma. Así, la masa atómica promedio del carbono se calcula como sigue: masa atómica promedio del carbono natural = (0.9890)(12 uma) + (0.0110)(13.00335 uma) = 12.01 uma * Observe que en cálculos que incluyen porcentajes es necesario convertir los porcentajes a fracciones. Por ejemplo, 98.90% se transforma en 98.90/100 0 0.9890. Debido a que en el carbono natural hay muchos más átomos de carbono-12 que de carbono-13, la masa atómica promedio se acerca más a 12 uma que a 13 uma. * Es importante entender que cuando se dice que la masa atómica del carbono es de 12.01 uma, se hace referencia a un valor promedio. Si los átomos de carbono se pudieran examinar en forma individual, se encontrarían átomos con masa atómica de exactamente 12 uma o bien de 13.00335 uma, pero ninguno de 12.01 uma. El siguiente ejemplo muestra la forma en que se calcula la masa atómica promedio de un elemento. ## 3.2 Número de Avogadro y masa molar de un elemento * Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Pero debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar una balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real, se manejan muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos. Por consiguiente, conviene tener una unidad especial para referirse a una gran cantidad de átomos. Esta idea no es nueva; por ejemplo, el par (2 objetos), la docena (12 objetos) y la gruesa (144 objetos) son unidades de uso común. Los químicos miden los átomos y las moléculas en moles. * En el SI, el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g (o 0.012 kg) del isótopo de carbono-12. El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina experimentalmente. Este número se denomina *número de Avogadro (N_A)* en honor del científico italiano Amedeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado es N_A = 6.0221415 × 10^23 * Por lo general, este número se redondea a 6.022 × 10^23. Así, igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene 6.022 × 10^23 átomos de H. En la figura 3.1 se muestra 1 mol de varios elementos comunes. * La extensión del número de Avogadro es difícil de imaginar. Por ejemplo, si se distribuyeran 6.022 × 10^23 naranjas sobre la superficie de la Tierra, ¡se produciría una capa de 9 millas (más de 14 kilómetros) hacia el espacio! Debido a que los átomos (y moléculas) son tan diminutos, es necesario un número inmenso para estudiarlos en cantidades manejables. * Hemos visto que 1 mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exactamente de 12 g y contiene 6.022 × 10^23 átomos. Esta cantidad de carbono-12 es su *masa molar (M)* y se define como la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. Observe que la masa molar del carbono-12 (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en uma. De igual forma, la masa atómica del sodio (Na) es de 22.99 uma y su masa molar es de 22.99 g; la masa atómica del fósforo es de 30.97 uma y su masa molar es de 30.97 g, y así sucesivamente. Si sabemos la masa atómica de un elemento, también conocemos su masa molar. * Una vez que sabemos la masa molar y el número de Avogadro, es posible calcular la masa, en gramos, de un solo átomo de carbono-12. Por ejemplo, sabemos que la masa molar del carbono-12 es de 12 g y que hay 6.022 × 10^23 átomos de carbono-12 en 1 mol de sustancia; por lo tanto, la masa de un átomo de carbono-12 está dada por ``` 12 g de átomos de carbono-12 --------------------------------- = 1.993 × 10^-23 g 6.022 × 10^23 átomos de carbono-12 ``` ## 3.3 Masa molecular * Podemos calcular la masa de las moléculas si conocemos las masas atómicas de los átomos que las forman. La **masa molecular** (algunas veces denominada *peso molecular*) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Por ejemplo, la masa molecular del H2O es 2(masa atómica del Η) + masa atómica del O o bien 2(1.008 uma) + 16.00 uma = 18.02 uma * En general, necesitamos multiplicar la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar todos los resultados. El ejemplo 3.5 muestra este método.