leccion 1.3.5

CHEM 1111: Química General I
Profesor: Dr. Harry Rivera
Lección 1.3.5

Determinar correctamente el peso molecular y/o masa molecular de un compuesto.
Relacionar adecuadamente relaciones entre masa, moles y moléculas de un compuesto.

Masa Molecular (o peso molecular): Es la suma de las masas atómicas (en unidades de masa atómica, u) en una molécula.
- Ejemplo de cálculo:
- Para el dióxido de azufre (SO2):
  - 1S = 32.07 u,
  - 2O = 2 x 16.00 u
  - Cálculo completo de la masa molecular:
    $SO2 = 32.07 u + 2 imes 16.00 u = 64.07 u$
Para cualquier molécula, la relación entre masa molecular (u) y masa molar (g) es directa:
- $1 ext{ molécula SO2} = 64.07 ext{ u}; ext{ 1 mol SO2} = 64.07 ext{ g SO2}$

Ejemplo de masa molar: Halothane (C2HBrClF3)
- Cálculo:
- $ext{Masa Molar} = M(C2HBrClF3) = 2M<em>C + M</em>H + M<em>{Br} + M</em>{Cl} + 3M_F$
- $= (2 imes 12.01) + 1.01 + 79.90 + 35.45 + (3 imes 19.00) = 197.38 ext{ g/mol}$

Proceso para conversión de masa a unidades:
1. Partir de la masa en gramos.
2. Dividir por la masa molecular del compuesto para obtener moles.
3. Multiplicar por la constante de Avogadro ( $6.02 imes 10^{23}$ ) para obtener el número de moléculas o unidades.
4. Generalización del esquema:
- $ext{Masa (g)} o ext{dividida por ext{masa molecular}} o ext{mol} o ext{multiplicado por } 6.02 imes 10^{23} ext{ moléculas} o ext{unidades (átomos o iones)}$

Relación entre masa molar, la constante de Avogadro y unidades formulaicas de un compuesto iónico

Problema: Una balanza analítica puede detectar una masa de 0.1 mg. ¿Cuántos iones hay en esta cantidad mínima detectable de MgCl2?

El enfoque central es la conversión de una cantidad medida, 0.1 mg de MgCl2, a una cantidad en moles. Para hacer la conversión de masa, se debe hacer primero mg a g.
Posteriormente, se usa la masa molar para convertirse de masa a cantidad en moles. Finalmente, con la constante de Avogadro se realiza la conversión de moles a número de unidades formulaicas.
Se necesita tener en cuenta que hay tres iones (un $Mg^{2+}$ y dos $Cl^{-}$ ) por unidad formulaica (fu) de MgCl2. Es útil mapear un camino de conversión que comienza con la información dada y procede a través de una serie de factores de conversión hasta llegar a la información buscada.

Se puede llevar a cabo las conversiones requeridas de manera secuencial o combinarlas en un solo cálculo.
Para evitar tener que escribir resultados intermedios y errores de redondeo, utilizaremos un cálculo de línea única:
$? ext{ iones} =$
0.1 ext{ mg MgCl2} imes rac{1 ext{ g MgCl2}}{1000 ext{ mg MgCl2}} imes rac{1 ext{ mol MgCl2}}{95 ext{ g MgCl2}} imes rac{6.0 imes 10^{23} ext{ fu MgCl2}}{1 ext{ fu MgCl2}} imes 3 ext{ iones}
El resultado es:
- $? ext{ iones} = 2 imes 10^{18} ext{ iones}$

¿Cuántos gramos de MgCl2 necesitarías para obtener $5.0 imes 10^{23}$ iones $Cl^{-}$ ?

¿Cuántos iones nitrato $NO3^{-}$ y cuántos átomos de oxígeno hay presentes en un $1.00 ext{ μg}$ de nitrato de magnesio, $Mg(NO3)2$ ?

Para calcular la masa de MgCl2:
1 ext{ MgCl2} = rac{5.0 imes 10^{23} ext{ Cl}^{-}}{2 ext{ Cl}^{-}} imes rac{1 ext{ mol MgCl2}}{6.022 imes 10^{23} ext{ fu MgCl2}} imes 95.211 ext{ g MgCl2}
Resultado: $4.0 imes 10^1 ext{ g MgCl2}$

Para calcular el número de iones nitrato:
Primero se convierte $1.00 ext{ μg}$ de $Mg(NO3)2$ a moles y unidades formulaicas de $Mg(NO3)2$ .
Luego se calcula el número de iones $NO3^{-}$ presentes:
$rac{4.06 imes 10^{15} ext{ fu Mg(NO3)2}}{1 ext{ fu Mg(NO3)2}} imes 2 ext{ NO3}^{-} = 8.12 imes 10^{13} ext{ NO3}^{-}$
Finalmente, se determina el número de átomos de oxígeno multiplicando por 6 átomos de oxígeno por cada unidad formulaica:
$ext{ átomos} = 4.06 imes 10^{15} ext{ fu Mg(NO3)2} imes 6 ext{ átomos O} = 2.44 imes 10^{16} ext{ O}$

Problema: ¿Cuántos moles de átomos de F hay en una muestra de 75.0 mL de halothane (d = 1.871 g/mL)?

El camino de conversión es: Primero se convierte el volumen de la muestra a masa, lo que requiere la densidad como factor de conversión. Luego, se convierte la masa de halothane a su cantidad en moles, para esto se necesita el inverso de la masa molar como factor de conversión, y finalmente, se basa la fórmula del halothane en el último factor de conversión.

1.871 g C2HBrClF3 =

? ext{ mol } F = 75.0 ext{ mL C2HBrClF3} imes rac{1 ext{ mL C2HBrClF3}}{1 ext{ g C2HBrClF3}} imes rac{3 ext{ mol F}}{1 ext{ mol C2HBrClF3}} imes rac{1 ext{ mol C2HBrClF3}}{197.4 ext{ g C2HBrClF3}}
Resultado: $? ext{ mol F} = 2.13 ext{ mol F}$

Ejercicio: Determinen para 25.0 g de $(NH4)2S$ :
a. cantidad de moles del compuesto.
b. cantidad de iones de amoniaco.
c. masa en gramos de H.

Establecer una relación entre el dato y lo que se pide, estableciendo la relación entre estos parámetros en 1 mol del compuesto.
- $1 ext{ mol de } (NH4)2S = 68.15 ext{ g de } (NH4)2S$
- $1 ext{ mol de } (NH4)2S = 2 imes 6.022 imes 10^{23} ext{ iones NH4^{+}}$
- $68.15 ext{ g de } (NH4)2S = 8.06 ext{ g de } H$

Nivaldo J. Tro (2020). Principles of Chemistry: A Molecular Approach (4th Ed.). Canada: Pearson.
Petrucci, R.H., Herring, F.G., Madura, J.D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry Principles & Modern Applications (11th Ed.). Canada: Pearson.