Química · Unidad 3 — Relaciones de masa
Masa atómica, masa molecular y masa molar
La tabla periódica da un número por elemento y ese número sirve dos veces: dice lo que pesa un átomo en unidades atómicas y lo que pesa un mol en gramos. Entender que es el mismo número es lo que hace que el resto de la materia se pueda calcular.
La explicación
El problema: ningún átomo se puede pesar solo
Un átomo de carbono pesa alrededor de 2×10⁻²³ g. No hay balanza que lo registre, y aunque la hubiera, escribir esos números en cada ejercicio sería insoportable. La salida fue dejar de medir en gramos y medir en comparación con un átomo elegido de referencia.
La unidad de masa atómica
La referencia es el carbono-12. Se define la unidad de masa atómica (u) como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12, y entonces ese átomo pesa exactamente 12 u. Todo lo demás se mide contra eso.
La ventaja es que los números quedan chicos y manejables: el hidrógeno da alrededor de 1, el oxígeno alrededor de 16, el sodio 23.
Por qué la masa atómica del cloro es 35,5 y no un número entero
Porque un elemento no es un solo tipo de átomo. El cloro de cualquier muestra es una mezcla de dos isótopos, uno más liviano y otro más pesado, y el número de la tabla es el promedio pesado según cuántos átomos hay de cada uno.
Las f son las fracciones (el porcentaje dividido 100) y suman 1. Es un promedio ponderado, no un promedio común: el isótopo más abundante arrastra el resultado hacia su valor. Por eso 35,5 está mucho más cerca de 35 que de 37 — el liviano es tres cuartas partes de la muestra.
Masa molecular y masa fórmula
La masa molecular es la suma de las masas atómicas de todos los átomos de la molécula, cada una multiplicada por cuántas veces aparece. Cuando la sustancia no forma moléculas sino una red de iones —el NaCl, por ejemplo— se llama masa fórmula, y se calcula exactamente igual.
La masa molar: el mismo número, otra unidad
La masa molar (M) es lo que pesa un mol de la sustancia, y se expresa en g/mol. Su valor numérico es idéntico al de la masa molecular en u, y eso no es casualidad: la unidad de masa atómica y el mol están definidos para que coincidan.
Esa coincidencia es la que convierte una balanza común en un instrumento para contar átomos, que es todo el asunto del tema siguiente.
El procedimiento
2. Si hay paréntesis, el subíndice de afuera multiplica a todo lo de adentro: el Ca(OH)₂ tiene 2 O y 2 H.
3. Si hay un punto de hidratación, como Na₂CO₃·10H₂O, el número de adelante multiplica a las moléculas de agua completas.
4. Multiplicá cada masa atómica por su cantidad y sumá todo.
5. Controlá el orden de magnitud: una sal sencilla da entre 50 y 200 g/mol. Si te dio 5 o 5000, hay un subíndice mal leído.
Usá H = 1,0 · C = 12,0 · O = 16,0 · Na = 23,0 · Ca = 40,1. a) Calculá la masa molecular del agua. b) Calculá la masa molar del Ca(OH)2. c) Calculá la masa molar del Na2CO3·10H2O.
a) El agua. Dos hidrógenos y un oxígeno:
Y su masa molar es 18,0 g/mol, el mismo número con otra unidad.
b) El hidróxido de calcio. Acá está el paréntesis, que es donde se cae la mayoría. El 2 de afuera multiplica al grupo OH entero: hay 2 oxígenos y 2 hidrógenos, no uno y uno.
c) El hidrato. Primero la sal sola:
El punto no es una multiplicación entre fórmulas ni un signo decorativo: dice que cada unidad de Na₂CO₃ arrastra diez moléculas de agua en el cristal. Hay que sumarlas.
Fijate el tamaño de la corrección: el agua de hidratación aporta 180 de los 286 g/mol. Más de la mitad de lo que pesa el sólido es agua, y saltearla no es un detalle sino un error de casi el triple.
Dónde se cae la mayoría
- Ignorar el subíndice de afuera del paréntesis. En el Ca(OH)₂ hay dos oxígenos y dos hidrógenos, no uno de cada uno.
- Sumar una vez cada elemento sin usar los subíndices: para el C₆H₁₂O₆ eso da 29 en vez de 180.
- Promediar los isótopos por igual en vez de pesarlos por su abundancia.
- Confundir u con g/mol. El número es el mismo, pero uno habla de un átomo y el otro de un mol entero: escribir la unidad equivocada cambia el significado de la respuesta.
- Olvidarse del agua de hidratación. El Na₂CO₃·10H₂O pesa casi el triple que el Na₂CO₃ solo.
Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.
Practicar Masa atómica, masa molecular y masa molar →Dónde entra este tema en el parcial
- Primer parcial — El compuesto desconocido24 puntos · resuelto paso a paso
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