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.
Partiendo de la ecuación química del agua, podemos establecer la masa de los elementos involucrados.
La masa atómica(u) de cada elemento.
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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:
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De manera que la masa de 1 mol de cada sustancia será:
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.
Determinemos la masa de los productos: (sal) cloruro de sodio.
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.
“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:
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:
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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