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TEMA 2
CONCEPTOS BÁSICOS
CANTIDAD DE MATERIA
ÍNDICE
1. Elementos y compuestos
2. Unidad de masa atómica y masas atómicas y
moleculares
3. Concepto de mol y número de Avogadro . Volumen
molar de un gas
4. Ejemplos
1. Elementos y compuestos
 Elemento: sustancia que no puede descomponerse en otras más
sencillas por reacción química. Cada elemento se caracteriza por
su símbolo. Hasta el momento, se conocen 118 elementos, que se
ordenan en la tabla periódica.
Un elemento determinado se representa:
A
Z
X
X: símbolo del elemento
Z: número atómico (nº de protones en el núcleo). Caracteriza a
cada elemento
A: número másico (nºde protones + nº de neutrones).
Isótopos: elementos con el mismo número atómico y distinto
número másico.
 Compuesto: sustancia pura que contiene más de un elemento en
proporciones constantes y que puede descomponerse en los
elementos que lo constituyen.
Los compuestos se representan por fórmulas; los símbolos
representan los elementos que constituyen el compuesto, y los
subíndices, el número de átomos de cada elemento en el
compuesto.
2. Unidad de masa atómica (u)
Masas atómicas y moleculares
 Unidad de masa atómica (u): es la doceava parte de la masa del isótopo
12 del carbono. Se usa para indicar la masa de átomos individuales. Su
equivalencia en kg es:
1 u = 1,6605566  1027 kg  1,66  1027 kg
 Masa atómica de un elemento es la masa de uno de sus átomos expresada
en unidades de masa atómica.
 Masa molecular de un compuesto, es la suma de las masas atómicas de los
átomos que la componen.
 También se utiliza el concepto de masa atómica y masa molecular
relativa, definido como el número de veces que la masa de un átomo o de
una molécula contiene la doceava parte de la masa de un átomo de
carbono 12. Con esta definición, son magnitudes adimensionales
3. Concepto mol y número de Avogadro.
Volumen molar de un gas
 Mol: es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como
átomos hay en 0,012 kg de carbono 12. Cuando se emplea el mol debe especificarse la
naturaleza de las entidades elementales, que pueden ser átomos, moléculas, iones,
electrones, etc.
Relación entre el número de moles y la masa en gramos de una sustancia:
Masa (en gramos) = nº moles x M
(M = masa atómica o molecular)
 Número de Avogadro: es el número de átomos existente en 0,012 kg de carbono 12,
y por tanto, en número de entidades elementales presentes en un mol de cualquier
sustancia. NA= 6,022045 1023 ~ 6,02  1023
Relación entre la unidad de masa atómica y el número de Avogadro: la unidad
de masa atómica es la inversa del número de Avogadro
1u=
1
1
-27
g=
g
=
1,66
×10
kg
23
NA
6, 02 ×10
 Volumen molar de un gas: un mol de cualquier gas, en las mismas condiciones de
presión y temperatura, ocupará siempre el mismo volumen. En condiciones normales (1
atm y 273 K) ocupará 22,41383 L ~ 22,4 L, que es el volumen molar normal de un gas
ideal
4. Ejemplo
La masa de un átomo de magnesio es 4,04 x 10-26 kg. Exprésela en
u/átomo y en g/mol.
4, 04 ×10-26 kg Mg
1u
×
= 24,31 u/átomo
1 átomo Mg
1,66 ×10-27 kg
4, 04 ×10-26 kg Mg 103 g 6, 02 ×1023 átomos
×
×
= 24,31 g/mol
1 átomo Mg
1 kg
1 mol
La masa de un átomo toma el mismo valor numérico expresada
en u/átomo y en g/mol
4. Ejemplo
Calcule la masa en gramos, el número de moles y el número de
átomos contenidos en una muestra de oxígeno molecular que ocupa
2,00 L en condiciones normales de presión y temperatura.
Ma(O) = 16,00 g/mol
En condiciones normales de presión y temperatura, un mol de un
gas ideal ocupa 22,4 L
nºmoles de O2 = 2 L de O2 ×
1 mol O2 (en CN)
= 0, 09 mol de O2
22, 4 L
Masa O2 = nº moles O2 x Mm (O2) = 0,09 mol x 32,00 g/mol = 2,88
g de O2
6, 02 ×1023 moléculas
nº moléculas O2 = 0, 09 mol O2 ×
= 5, 42 ×1022 moléculas de O2
1 mol
2 moles O 6, 02 ×1023 átomos
nº átomos de O = 0, 09 mol O2 ×
×
= 1, 08 ×1023 átomos de O
1 mol O2
1 mol