4.2: Masa molar

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Como describimos en la Sección 4.1, en química, el término mol puede ser utilizado para describir un número particular. El número de cosas en un lunar es grande, muy grande (6.0221415 x 10 ²³). Todos estamos familiarizados con el papel común de máquina de copia que viene en resmas de 500 hojas. Si apilaras 6.02 x 10 ²³ hojas de este papel, ¡la pila alcanzaría de la tierra a la luna 80 mil millones de veces! El topo es un número enorme, y al apreciar esto, también se puede obtener una comprensión de cuán pequeñas son realmente las moléculas y los átomos.

Los químicos trabajan simultáneamente en el nivel de átomos individuales, y en el nivel de muestras lo suficientemente grandes como para trabajar en el laboratorio. Para ir y venir entre estas dos escalas, a menudo necesitan saber cuántos átomos o moléculas hay en la muestra con la que están trabajando. El concepto que nos permite puentear estas dos escalas es la masa molar. La masa molar se define como la masa en gramos de un mol de una sustancia. Las unidades de masa molar son gramos por mol, abreviados como g/mol.

La masa de un solo isótopo de cualquier elemento dado (la masa atómica isotópica) es un valor que relaciona la masa de ese isótopo con la masa del isótopo carbono-12 ( ${\ displaystyle {} _ {6} ^ {12} {\ text {C}}}$ ); un átomo de carbono con seis protones y seis neutrones en su núcleo, rodeado por seis electrones. La masa atómica de un elemento es el promedio relativo de todos los isótopos naturales de ese elemento y la masa atómica es el número que aparece en la tabla periódica. Hemos definido un mol basado en la masa atómica isotópica del carbono-12. Por definición, la masa molar del carbono-12 es numéricamente la misma, y por lo tanto es exactamente de 12 gramos. Generalizando esta definición, la masa molar de cualquier sustancia en gramos por mol es numéricamente igual a la masa de esa sustancia expresada en unidades de masa atómica. Por ejemplo, la masa atómica de un átomo de oxígeno es de 16.00 amu; eso significa que la masa molar de un átomo de oxígeno es de 16.00 g/mol. Además, si tienes 16.00 gramos de átomos de oxígeno, sabes por la definición de un mol que tu muestra contiene 6.022 x 10 ²³ átomos de oxígeno.

El concepto de masa molar también se puede aplicar a los compuestos. Para una molécula (por ejemplo, nitrógeno, N ₂) la masa de la molécula es la suma de las masas atómicas de los dos átomos de nitrógeno. Para el nitrógeno, la masa de la molécula N ₂ es simplemente (14.01 + 14.01) = 28.02 amu. Esto se conoce como la masa molecular y la masa molecular de cualquier molécula es simplemente la suma de las masas atómicas de todos los elementos en esa molécula. Por lo tanto, la masa molar de la molécula de N ₂ es de 28.02 g/mol. Para compuestos que no son moleculares (compuestos iónicos), es impropio usar el término “masa molecular” y generalmente se sustituye “masa de fórmula”. Esto se debe a que no hay moléculas individuales en los compuestos iónicos. Sin embargo al hablar de un mol de un compuesto iónico todavía usaremos el término masa molar. Así, la masa de fórmula del hidrogenocarbonato de calcio es 117.10 amu y la masa molar de hidrogenocarbonato de calcio es 117.10 gramos por mol (g/mol).

Ejercicio$\PageIndex{1}$

Find the molar mass of each of the following compounds:

Sand - silicon dioxide (SiO₂)
Draino - sodium hydroxide (NaOH)
Nutrasweet - Aspartame (C₁₄H₁₈N₂O₅)
Bone phosphate - calcium phosphate Ca₃(PO₄)₂