Masa atómica, masa molecular y composición centesimal de un compuesto

Las primeras estimaciones de las masas atómicas de los elementos se hicieron por comparación con la masa del elemento químico más ligero conocido, el hidrógeno, al cual se le asignó una masa igual a uno. Así la masa del hidrógeno se estableció arbitrariamente como patrón o unidad de masa atómica. Posteriormente, el hidrógeno fue sustituido por el oxígeno, como nuevo patrón de masa atómica, hasta que en 1960 se adoptó definitivamente como referencia el isótopo de carbono de número másico 12.

Masa atómica

La masa atómica es la masa de un átomo expresada en unidades de masa atómica, siendo:

Una unidad de masa atómica equivale a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. Se simboliza con la letra u, y también recibe el nombre de dalton (Da).

Hay que tener en cuenta que la masa atómica es un valor relativo, pues se obtiene por comparación con la masa del átomo de carbono-12, motivo por el cual es aconsejable referirse a ella como masa atómica relativa. Teniendo en cuenta el concepto de mol y el número de Avogadro se puede establecer la siguiente equivalencia:

1 u o Da equivale a 1,660 538 921 (73) × 10-27 kg.

Además, la masa atómica de un elemento es, en realidad, la masa atómica media de todos los isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la cantidad relativa de cada isótopo, tal como se presenta dicho elemento en la naturaleza. Las masas atómicas relativas de cada uno de los elementos aparecen en cualquier libro de química básica y en todas las tablas periódicas:

Masa_atomica_Unidad_masa_image005

En este caso la masa atómica aparece en la esquina superior derecha.

La IUPAC publica cada dos años una revisión de las masas atómicas que puede consultarse en este enlace. También puedes descargarte esta tabla (de elaboración propia) con los datos actualizados de 2015:

 

Masa molecular

La masa molecular es la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica.

La masa molecular es la suma de las masas individuales de los átomos que la componen.

Por ejemplo, la masa molecular del ácido sulfúrico, cuya fórmula es H2SO4, se determina sumando la masa de dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. Siendo sus masas atómicas relativas 1’008 u, 32’06 u y 15’999 u, respectivamente, la masa molecular del ácido sulfúrico será 1’008 · 2 + 32’06 + 15’999 · 4, es decir, 98’072 u.

Composición centesimal de un compuesto

Un compuesto químico se caracteriza por la proporción en la que se combinan los átomos de los elementos que lo componen. Por ello, una vez conocida la fórmula de un compuesto químico es posible calcular su composición centesimal, es decir, el porcentaje en masa correspondiente a cada uno de los elementos que lo forman.

Por ejemplo, en una molécula de ácido sulfúrico, de masa molecular 98’072 u:

  • Los dos átomos de hidrógeno aportan una masa de 2 · 1’008 = 2’016 u.
  • El átomo de azufre posee una masa de 32’06 u.
  • Los cuatro átomos de oxígeno suman una masa de 4 · 15’999 = 63’996 u.

Mediante una sencilla operación (una regla de tres es suficiente), se puede calcular el porcentaje en masa de cada uno de estos elementos en la molécula de ácido sulfúrico: 2’06 % de hidrógeno, 32’69 % de azufre y 65’25 % de oxígeno.

En este enlace encontrarás una herramienta que calcula las masas moleculares y las composiciones centesimales de cualquier compuesto con solo introducir su fórmula.

Ejercicio resuelto: cálculo de masas moleculares y composiciones porcentuales

Ejercicio-cálculo-masas-moleculares-composición-porcentual

¿Cómo se dedujeron las primeras fórmulas químicas?

A finales del siglo XVIII y principios del XIX se establecieron las leyes ponderales de la química que facilitaron el desarrollo de los primeros modelos atómicos de la materia. Ya se habían identificado gran cantidad de elementos químicos y se sabía que estos se combinaban entre sí para formar compuestos. El reto al que se enfrentaban los químicos entonces era conocer la proporción en que se encontraban cada uno de los átomos de un compuesto para, a continuación, asignarle una fórmula química que lo identificara.

Los químicos conocían métodos de síntesis y de análisis suficientes como para poder determinar el porcentaje en masa de los elementos que formaban un determinado compuesto. Por ejemplo, sabían perfectamente que 100 gramos de óxido de calcio contenían 28’6 gramos de oxígeno y 71’4 gramos de calcio. Si hubiesen conocido las masas de estos elementos habrían calculado la proporción de cada uno de ellos en el compuesto, obteniendo así su fórmula. Pero solo conociendo su fórmula, podrían determinar la relación de átomos y, con ella, sería posible estimar las correspondientes masas atómicas. Es decir, se entraba en un círculo vicioso, ya que los químicos no podían determinar la fórmula por no conocer las masas atómicas, y no podían conocer las masas atómicas por no conocer la fórmula.

La clave se encontraba, pues, en la necesidad de hallar las masas atómicas de cada uno de los elementos químicos. Evidentemente, la masa de un átomo es ínfima, por lo que surgió la idea de definir la masa de los átomos por comparación con la masa del elemento más ligero conocido, el hidrógeno, al cual se le asignó una masa igual a uno (lo que se conoce como unidad de masa atómica). Las masas de los átomos calculadas de esta manera se denominaron pesos atómicos.

Así se pudieron determinar los pesos atómicos de muchos elementos y, con ellos, se dedujeron las fórmulas de gran cantidad de compuestos. En ocasiones se encontraban distintas proporciones para un mismo compuesto, por lo que se recurría a la regla de la máxima simplicidad de John Dalton (1766-1844), según la cual, en caso de duda, la fórmula de un compuesto sería la más sencilla de entre todas las posibles. También resultaba útil cuando dos elementos, A y B, podían formar varios compuestos. En este caso, el compuesto más simple tendría una fórmula del tipo AB, que nos permitiría conocer la relación entre los pesos atómicos de estos elementos y, con ellos, se podrían determinar las fórmulas de otras combinaciones sencillas de A y B (como AB2, A2B…). Sin embargo, esta estrategia no era siempre garantía de acierto, como en el caso del agua, para la que Dalton asigno la fórmula HO, error similar al que cometió con el amoniaco, al que formuló como NH.

Simbolos-elementos-quimicos-Dalton

Representaciones de Dalton de algunos elementos y compuestos

Además, las experiencias llevadas a cabo por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), que le llevaron a enunciar la ley de los volúmenes de combinación (que dice que los volúmenes de gases que reaccionan o se producen en una reacción química guardan entre sí una relación de números enteros sencillos), entraban en contradicción con el modelo atómico propuesto por Dalton. A modo de ejemplo: según la ley de Gay-Lussac, un volumen de nitrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de óxido nítrico, algo que Dalton negaba con rotundidad, ya que desde su punto de vista, si los átomos son distintos unos de otros, no puede ser que en volúmenes iguales de gases distintos existan el mismo número de átomos, ni que haya el doble de átomos en volúmenes dobles de gases distintos. Es decir, si los átomos de nitrógeno y oxígeno son distintos entre sí, sus tamaños no pueden ser los mismos, y para que reaccionen cierto número de átomos de nitrógeno con el mismo número de átomos de oxígeno, harán falta volúmenes diferentes de cada uno de estos gases. Y lo mismo ocurrirá con el volumen de óxido nítrico obtenido, que no puede coincidir con la suma de los volúmenes de nitrógeno y oxígeno. Esto planteaba un gran dilema, pues Dalton había elaborado un sólido modelo teórico que, además, permitía explicar las leyes ponderales, pero los experimentos llevados a cabo por Gay-Lussac eran meticulosos y precisos. Había que buscar la manera de adaptar la teoría atómica a las incuestionables evidencias.

Gaylussac.jpg

Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)

Un nuevo enfoque a este controvertido asunto fue propuesto en 1811 por Amadeo Avogadro (1776-1856), quien planteó un modelo dinámico para explicar la naturaleza y el comportamiento de los gases, cuya hipótesis principal era que las partículas se encuentran en movimiento manteniendo grandes distancias entre ellas, por lo que sus dimensiones son muy pequeñas frente al volumen total del recipiente que las contiene, y se puede suponer que volúmenes iguales de gases distintos (en las mismas condiciones de presión y temperatura) contienen el mismo número de moléculas. Además, resuelve el problema de los volúmenes de combinación considerando que los gases elementales (como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno o el cloro) no estaban formados por átomos sino por moléculas diatómicas (con dos átomos cada una).

Así, por ejemplo, se podía interpretar la reacción entre el cloro y el hidrógeno, para formar cloruro de hidrógeno. Experimentalmente se comprobaba que un volumen de cloro reaccionaba con otro volumen de hidrógeno para formar dos volúmenes de cloruro de hidrógeno. Teniendo en cuenta que el número de partículas es el mismo en volúmenes iguales, la reacción puede interpretarse como que una molécula de hidrógeno reacciona con una molécula de cloro para producir dos moléculas de cloruro de hidrógeno. Para que esto tenga sentido, debe suponerse que tanto la molécula de hidrógeno como la de cloro tienen cada una dos átomos. Esta suposición se pudo confirmar posteriormente, por lo que siempre que estas sustancias intervienen en las reacciones químicas se representan como H2, O2, N2, Cl2, F2, Br2 o I2.

Avogadro_Amedeo.jpg

Amadeo Avogadro (1776-1856)

Las aportaciones de Avogadro no tuvieron repercusión en su momento pero medio siglo después (en 1858) resurgieron gracias a Stanislao Cannizzaro (1826-1910), quien las utilizó para poder calcular pesos atómicos aproximados y, a partir de ellos, deducir pesos atómicos exactos.

Aunque los términos de peso atómico y molecular están muy extendidos, es más correcto y, actualmente, es lo recomendado, hablar de masa atómica y molecular, ya que el peso es una manifestación de la masa cuando interacciona con un campo gravitatorio.

Con esto se conseguía una salida práctica a aquel círculo vicioso del que hablábamos al principio, y los químicos de la época empezaron a conocer pesos atómicos cada vez más precisos, con los que determinar la relación de átomos en las moléculas, a las que se podía representar, finalmente, mediante fórmulas químicas.

Las fórmulas son una representación de la composición de una sustancia y están constituidas por un conjunto de letras (símbolos de los elementos), con subíndices que indican el número de átomos que forman parte de la molécula.