Introducción
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Actividad 1

La masa atómica (m. a.) es la masa de un átomo y la masa de un átomo es la suma de las masas de sus protones y neutrones, y varía en los distintos elementos.

Número atómico
Peso atómico
Símbolo
Nombre

Partiendo de la ecuación química del agua, podemos establecer la masa de los elementos involucrados.

La masa atómica(u) de cada elemento.

M (H) = 1 u
M (O) = 16 u

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Si tomamos la masa atómica de cada elemento y la relacionamos con las moles de cada elemento obtenemos la masa molecular:

M (H2) = 1 u X 2 moles = 2. u
M (O2) = 2 . 16 u = 32 u
M (H2O) = 2 . M (H) + 1 . M (O) = 2 * 2 u +1* 16 u = 18 u

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De manera que la masa de 1 mol de cada sustancia será:

M (H2) = 2 g/mol
M (O2) = 32 g/mol
M (H2O) = 18 g/mol

Al leer la ecuación ajustada con las moles que contiene cada uno: 4 g de hidrógeno reaccionan con 32 g de oxígeno para dar 36 g de agua. Observa que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

Reúnete con dos compañeros y realiza el siguiente ejercicio en el Material del estudiante, planteando la masa molecular de los compuesto de la siguiente reacción química y la masa de los reactivos y productos. (Utiliza la información de la tabla periódica).

Determinemos la masa de los reactivos: el sodio y el cloro.

22,9 u
116
2
35,4
2

Determinemos la masa de los productos: (sal) cloruro de sodio.

22,9 u
35,4
116
2
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Para establecer la relación entre las proporciones entre masa y peso atómico, partamos de las leyes ponderables o de los pesos expresadas por diferentes investigadores y que llevan a comprender el concepto y la relación entre masa y peso molecular.

Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier). “La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción”.
Si observamos el ejemplo de la maduración de la fruta podemos establecer como se aplica la ley de la conservación de la masa.

Al cabo de unos días la fruta se ha descompuesto. Queda menos oxigeno en el aire del recipiente porque se ha combinado con algunas sustancias de la fruta, pero hay más dióxido de carbono, además de otros gases liberados en la putrefacción de la fruta. En conjunto, la masa del recipiente más su contenido no se ha modificado en absoluto.

Ley de las proporciones definidas (o de Proust).

Esta ley se puede enunciar desde dos puntos de vistas:

Un ejemplo se presenta en la molécula de agua.

En el agua los gramos de hidrógeno (H) y los gramos de oxígeno (O) están siempre en la proporción 1/8, debido a sus pesos atómicos el Hidrógeno su peso atómico es: 1 relativamente y el del Oxígeno es: 16. Manteniendo una proporción de 2:1 en cuanto a las moles que se utilizan de cada elemento, 2 moles de hidrógeno y 1 mol de oxígeno.

Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).
“Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos”.
Un ejemplo se presenta cuando se observa como diferentes compuestos pueden estar en proporciones de masas diferentes:
Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).
Indica que si dos elementos diferentes, cada uno con un cierto peso, son capaces de combinarse con un peso dado de un tercer elemento, los pesos de aquéllos elementos son capaces de combinarse entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de dichos pesos.
Un ejemplo concreto se presenta:
Ahora demostremos que la ley de las proporciones reciprocas se cumplen, si tomamos los gramos de la primera reacción del nitrógeno 4,66 g y los multiplicamos por 4, da como resultado 28 gramos que es lo que se registra en la última reacción, y si tomamos los gramos de oxígeno del asegunda reacción 8 g y los multiplicamos por 4 obtenemos 32 gramos de la formación de monóxido de nitrógeno.

Si tomamos una pastilla efervescente y un recipiente con agua y pesamos estos dos elementos (en la báscula):

Registra los datos iniciales:

Posteriormente toma la pastilla efervescente e introdúcela en el recipiente, tapándolo de inmediato.

Registra la masa de los dos elementos:

Registra lo que ocurre con respecto a la masa que registra la báscula, cómo se puede explicar lo observado:

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# Ejercicio

Responde las preguntas: Haz clic para observa el video:
1. ¿Qué conclusión puedes extraer observando los resultados del peso inicial y final?
2. Si tomamos como referencia la ecuación química que se lleva a cabo durante el experimento, determina el peso o masa atómica de cada elemento, utilizando como referencia la tabla periódica y posteriormente la masa de los reactivos y los productos.

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# Reacción 3

N2 + O2 –> de 2NO
En la reacción 3, de formación de monóxido de nitrógeno, tenemos que 28 gramos de nitrógeno, (partiendo del peso atómico de cada elemento) reaccionan con 32 gramos de oxígeno (partiendo del peso atómico del elemento en la tabla periódica).

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# Reacción 2

H2 + ½ O2 –> H2O
En la reacción 2, 1 gramo de hidrógeno reacciona con 8 gramos de oxígeno.

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# Reacción 1

N2 + 3 H2 –> 2NH3
En esta reacción, 1 gramo de hidrógeno reacciona con 4,66 gramos de nitrógeno.

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#

Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

+

#

“Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo”.

+

# Recuerda

Realiza primero las operaciones internas que se encuentran entre los paréntesis.

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# Masa

Masa es la cantidad de materia de un elemento

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# Masa Atómica

En la tabla la masa atómica se incrementa de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo.

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# Recuerda

La reacción química que conlleva a la formación de agua, se lee así: 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para dar 2 moles de de agua.

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