Medidas de cantidades en Química: masa atómica. masa molecular, mol, masa molar, masa fórmula y volumen molar

Masa atómica y masa molecular 
Se define la unidad de masa atómica, u, como la doceava parte de la masa de un átomo de Carbono-12.
En la tabla periódica se recoge una masa atómica promedio, que es la masa ponderada de sus masas isotópicas.

Cuando un compuesto está formado por moléculas, hablamos de masa molecular, que es la suma de las masas atómicas de los átomos que forman la molécula.

Así, la masa molecular del agua, H₂O, será M_r= 1,01·2 + 16,00·1= 18,02 (que no tiene unidades, al ser una masa molecular relativa).

Cantidad de sustancia. El mol 
Se utiliza el mol como una unidad fundamental en las reacciones químicas. Se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas, iones, electrones...) como átomos hay en 12 g del isótopo de C-12. Es decir, un mol de átomos tiene una masa en gramos igual a la masa atómica de dicho átomo. Y un mol de moléculas (o de unidades fórmula) contiene la masa en gramos de la masa molecular (o masa fórmula). Por ello, un mol contiene 6,022·10²³ entidades (átomos, moléculas....). 

Masa molar y masa fórmula 
A la masa de un mol de sustancia se le denomina masa molar, y se expresa en g/mol.

En el caso de sustancias con enlace iónico o metálico, formados por redes cristalinas, o sustancias covalente formadas por redes cristalinas covalentes, no podemos hablar de masa molecular, sino de masa fórmula.

 

Red cristalina iónica de NaCl
Masa fórmula M= 58,44

Red cristlina covalente de SIO2
Masa fórmula, M= 60,09

Relación entre masa-cantidad de sustancia

La masa, m, la cantidad de sustancia, n, y el número de entidades elementales, N, están relacioandas como se indica a continuación, donde N_A representa el número de Avogadro,

6,022·10²³y M, la masa molar de la sustancia.

Volumen molar 
Se denomina volumen molar al volumen que ocupa 1 mol de una determinada sustancia. En el caso de gases, y en condiciones normales (c.n.), ese volumen es 22,414 L. (c.n. son 0 ºC y 1 atmósfera de presión).

Leyes volumétricas: Ley de volúmenes de combinación e Hipótesis (Ley) de Avogrado

Hemos estudiado las relaciones entre las masas que se combinan (leyes ponderales). Pero, ¿qué podemos decir si consideramos otra magnitud muy importante, como es el volumen, y, además las reacciones son entre gases?

Así, en 1808, el químico francés Gay Lussac estableció de forma experimental la ley volumétrica, o ley de los volúmenes de combinación.

Esta ley, sin embago, parecía contradecir la teoría atómica de Dalton. Por ejmplo, según Dalton, la fórmula del agua sería HO. Pero según Gay Lussac, no, sería H₂O, según la explicación del gráfico.

Avogadro fue quien finalmente logró encajar esta ley en la teoría de Dalton, al enunciar la conocida como hipótesis de Avogadro:

• Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de p y T, contienen el mismo número de moléculas.
• Las partículas de los gases elementales no son átomos, sino agregados de dos o más átomos, llamados moléculas.

La síntesis de estas dos hipótesis es lo que conocemos como ley de Avogadro.