lunes, 2 de agosto de 2010
La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en 'uma' o simplemente 'u') en una molécula. En algunos textos todavía se denomina como 'peso molecular' a la 'masa molecular'.
Para calcularla debemos saber las masas atómicas de cada uno de los elementos que intervienen en el compuesto.
Empezaremos por uno de los lados de la fórmula, por ejemplo el izquierdo.
Multiplicaremos el subíndice del elemento (cuando no existe se asume que es 1) por la masa atómica del mismo.
Procederemos de la misma forma con todos los elementos.
Sumaremos los resultados de todas las multiplicaciones y de esta forma tendremos la masa molecular expresada en unidades de masa atómica ('uma' o 'u').
Ejemplo de cálculo de masas moleculares en formato flash (puede tardar un poco en abrirse)
Otros ejemplos:
Si la fórmula tiene un paréntesis, multiplicaremos cada uno de los subíndices que se encuentren dentro del paréntesis por el número que viene como subíndice del paréntesis.
Composición porcentual a partir de la fórmula.
El porcentaje en peso de cada uno de los elementos en un compuesto siempre debe ser el mismo, independientemente de la cantidad de compuesto que tengamos; es decir, si un compuesto orgánico tiene un 40% en peso del elemento carbono (C), lo tendrá tengamos un gramo o una tonelada de dicho compuesto: el 40% de esa cantidad será carbono.
¿Cómo se calcula la composición porcentual? Para contestar la pregunta utilizaremos un ejemplo. Calculemos el porcentaje en peso de los elementos que hay en el SO3 (MS = 32 u ; MO = 16 u).
Calcularemos la masa molecular del compuesto:
Calculamos el número de unidades de masa atómica del primer elemento de la fórmula (masa atómica multiplicada por el número de átomos que hay de dicho elemento en la fórmula. Dicho número lo dividimos por la masa molecular (masa de todo el compuesto en unidades de masa atómica) y el resultado se multiplica por cien. Fíjate que el cociente debe ser inferior a la unidad dado que la masa de cada elemento en la fórmula debe ser inferior al total (hay otros elementos). Al multiplicar un cociente inferior a la unidad por cien el resultado será inferior a cien. Si es necesario se suele redondear el porcentaje a un decimal.
donde nS es el número de átomos de S (azufre) que hay en el compuesto.
Repetimos el proceso con cada uno de los otros elementos.
donde nO es el número de átomos de O (oxígeno) que hay en el compuesto.
Para comprobar si los cálculos son correctos debemos sumar todos los porcentajes. La suma debe ser el 100% (admitimos ±0,1% por errores de decimales al dividir). En nuestro ejemplo, si sumamos los dos porcentajes nos da el 100%.
Importante. Conviene calcular todos los porcentajes, incluido el último; o sea, no calcules el último restando a 100% la suma de los otros. ¿Por qué? Para comprobar si cometes errores, si lo haces restando nuca sabrás si has cometido errores al calcular alguno de los porcentajes dado que la suma siempre saldría el cien por cien.
Determinación de la fórmula empírica.
Para determinar la fórmula empírica debemos conocer el porcentaje en peso de cada elemento en el compuesto y las masas atómicas de cada uno de ellos. Por ejemplo, supongamos que tenemos 40,00% de C, 6,67% de H y 53,33% de O. Las masas atómicas son MC=12u, MH=1u, MO=16u.
Seguiremos los siguientes pasos:
Consideramos 100 g de compuesto: el porcentaje de cada uno serán los gramos de cada elemento que hay en 100 g de compuesto. Siguiendo el ejemplo, tendremos 40,00 g de C, 6,67 g de H y 53,33 g de O.
Dividimos cada masa por la masa atómica del elemento correspondiente:
C: 40,00 / 12 = 3,33
H: 6,67 / 1 = 6,67
O: 53,33 / 16 = 3,33
Ahora dividimos cada uno de los resultados anteriores por el más pequeño de ellos, en este caso por 3,33:
C: 3,33 / 3,33 = 1
H: 6,67 / 3,33 = 2
O: 3,33 / 3,33 = 1
El resultado debe ser un número entero, los números enteros más pequeños, y la fórmula empírica sería C1H2O1, quitando los unos quedaría CH2O como fórmula empírica.
Determinación de la fórmula molecular.
Para conocer la fórmula molecular, debemos tener los mismos datos de partida que para la fórmula empírica (porcentajes y masas atómica) y, además, la masa molecular del compuesto (en nuestro ejemplo sería 180 u).
Seguiríamos los mismos cuatro pasos del caso anterior para determinar la fórmula empírica y continuaríamos de la siguiente forma:
Calculamos la masa molecular con la fórmula empírica. En nuestro ejemplo sería sobre el compuesto de fórmula empírica CH2O:
Ahora dividimos la masa molecular real que nos han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica:
masa molecular / masa fórmula empírica = 180 / 30 = 6
El resultado nos indica el número de veces que la fórmula molecular será la fórmula empírica. Para escribir la fórmula molecular multiplicaremos cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división:
C1·6 H2·6 O1·6 > C6H12O6
Por tanto, la fórmula molecular será en nuestro caso C6H12O6
Nota: Diferencia entre fórmula empírica y fórmula molecular
Laboratorio virtual, Extracción de cafeina
Determinación de la masa molar, Práctica
DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DEL OXÍGENO
Mediante experimentación en la que se obtiene oxígeno por calentamiento del permanganato de potasio determinar de forma aproximada la masa molar del oxígeno
MATERIAL
Cristalizador-Probeta de 500 mLPRODUCTOS QUÍMICOS
Permanganato de potasio
FOTO DEL MONTAJE Y REALIZACIÓN
La probeta , con el aro puesto, se llena completamente de agua . Es necesario que no queden burbujas de aire en la probeta
1) Añada sobre el fondo del tubo de ensayo el permanganato. Luego coloque la lana de vidrio y el tapón con el codo de vidrio. Pese todo el conjunto y anote el resultado M1=
2) Haga el montaje de la figura y caliente suavemente el permanganato. No caliente sobre el mismo lugar del tubo de ensayo. Hágalo por todo el fondo y paredes cercanas al permanganato. Llegará un momento en que cesa el desprendimiento gaseoso. Retire la llama y sin esperar más retire la conexión con la probeta. De no hacerlo así puede ocurrir un retroceso del agua del cristalizador hacia el tubo de ensayo. Espere a que el tubo adquiera la temperatura ambiente y luego pese lo mismo que pesó antes, esto es, tubo, producto, lana de vidrio y tapón con tubo de vidrio. Anote este resultado. M2. Calcule la masa de oxígeno
3) Se mide el volumen de gas recogido. Se mide la temperatura del agua. Se mide la altura de agua que queda en la probeta respecto del agua del cristalizador. Se mide la presión atmosférica en el barómetro.
4) Se realizan los siguientes cálculos:
OBSERVACIONES
1) Este experimento debe hacerse siempre con gafas de seguridad
2) Debe calentarse el permanganato con suavidad y de forma constante, de manera que el desprendimiento gaseoso también sea constante. Hay veces que sin saber por qué la reacción se detiene. De nada sirve calentar con más intensidad se necesita empezar de nuevo el experimento
3) La descomposición del permanganato por la acción del calor es un proceso complejo aun cuando algunos autores escriban la reacción siguiente:
Lo que si es cierto que en la descomposición aparece manganato de potasio, lo cual se comprueba tomando un poco del producto que queda en el tubo después de la reacción y añadiéndolo en agua se verá una disolución de color verde característico del manganato
4) Los alumnos pueden encontrar errores en la medida superiores al 5%, pero si han operado correctamente no deben superar el 8%
En caso de que el alumno no realice el experimento puede realizar los cálculos para ello le suministramos los siguientes datos reales de un experimento
M1 = 41,315 g M2=40,980 g temperatura del agua 15ºC, Presión de vapor del Agua a 15ºC = 12,7 mm de mercurio Presión atmosférica 706 mm de mercurio
Altura del agua en la probeta 3 cm . Volumen de oxígeno 0,262 L
Resultado experimental con los datos anteriores
Masa de oxígeno 41,315-40,980 = 0,335 g
Presión del oxigeno = 706-12,7-(30/13,6)= 691 mm de mercurio =0,909 atm
