Tabla periodica masas molares

Unidad de masa atómica

¿Qué es la masa molar? La masa molar puede definirse como “masa por mol”. En otras palabras, la masa molar es la suma de la masa de todos los átomos que se encuentran en un mol de una sustancia. Se expresa en unidades de gramos por mol. La masa molar se representa para elementos o moléculas. En el caso de elementos individuales o átomos individuales, la masa molar sería simplemente la masa del elemento expresada en unidades de masa atómica. En otras palabras, la masa atómica y la masa molar de un átomo individual son exactamente iguales. Como la masa molar y la masa atómica son iguales para los átomos individuales, la masa molar puede utilizarse para medir la identidad de la partícula. Por ejemplo, la masa atómica del He es 4. El helio se encuentra como monoatómico en la naturaleza, lo que significa que sólo tiene un átomo, por lo que su masa molar también es 4. Cuando los átomos individuales se unen para formar una molécula, la masa molar representa la masa de todos los átomos. La masa molar se diferencia de la masa molecular en que la masa molecular es la masa de una molécula dada, mientras que la masa molar es la masa de un mol de la molécula dada.

¿Cuáles son las masas molares en la tabla periódica?

La masa molar de un elemento es la masa en gramos de un mol (6,02 x 1023 partículas) del elemento. Así que, en la mayoría de los casos, para encontrar la masa molar de un elemento, basta con mirar su masa atómica (peso atómico) en la tabla periódica. Recuerda que es el número que aparece bajo el símbolo y el nombre del elemento.

  Masa molecular del nitrato de amonio

¿Cuáles son las masas molares de los elementos y?

La masa molar de un elemento (o compuesto) es la masa en gramos de 1 mol de esa sustancia, propiedad que se expresa en unidades de gramos por mol (g/mol) (Figura 2.6. 1). Figura 2.6. 1: Cada muestra contiene 6,022×1023 átomos -1,00 mol de átomos.

Número atómico

Ahora que hemos introducido el mol y hemos practicado su uso como factor de conversión, nos hacemos la pregunta obvia: ¿por qué el mol es ese número concreto de cosas? ¿Por qué es \ (6,022 \times 10^{23}\) y no \ (1 \times 10^{23}\) o incluso \ (1 \times 10^{20}\)?

El número en un mol, el número de Avogadro, está relacionado con los tamaños relativos de la unidad de masa atómica y las unidades de masa en gramos. Mientras que un átomo de hidrógeno tiene una masa de aproximadamente 1 u, 1 mol de átomos de H tiene una masa de aproximadamente 1 gramo. Y mientras que un átomo de sodio tiene una masa aproximada de 23 u, 1 mol de átomos de Na tiene una masa aproximada de 23 gramos.

Un mol de una sustancia tiene la misma masa en gramos que un átomo o molécula en unidades de masa atómica. Los números de la tabla periódica que identificamos como las masas atómicas de los átomos no sólo nos indican la masa de un átomo en u, sino también la masa de 1 mol de átomos en gramos.

El concepto de mol puede extenderse también a las masas de las unidades de fórmula y de las moléculas. La masa de 1 mol de moléculas (o unidades de fórmula) en gramos es numéricamente equivalente a la masa de una molécula (o unidad de fórmula) en unidades de masa atómica. Por ejemplo, una sola molécula de O2 tiene una masa de 32,00 u, y 1 mol de moléculas de O2 tiene una masa de 32,00 g. Al igual que con las masas basadas en unidades de masa atómica, para obtener la masa de 1 mol de una sustancia, simplemente sumamos las masas de los átomos individuales en la fórmula de esa sustancia. La masa de 1 mol de una sustancia se denomina masa molar, tanto si se trata de un elemento como de un compuesto iónico o covalente.

  Peso molecular de h2so4

Masa atómica

Encontrar la masa molar de los elementos suena bastante desalentador… ¡pero no lo es! De hecho, si has echado un vistazo a la tabla periódica antes (y creo que es seguro asumir que lo has hecho, si has puesto un pie en una clase de química), has visto la masa molar de la mayoría de los elementos. Te lo explico:

La masa molar de un elemento es la masa en gramos de un mol (6,02 x 1023 partículas) del elemento. Así que, en la mayoría de los casos, para encontrar la masa molar de un elemento, basta con mirar su masa atómica (peso atómico) en la tabla periódica. Recuerda que es el número que aparece bajo el símbolo y el nombre del elemento. Por ejemplo, mira el carbono y verás que tiene una masa atómica de 12,01. Así que la masa molar del carbono es de 12,01 gramos por mol. Muy fácil, ¿no?

Ahora viene la parte complicada. ¿Te has dado cuenta de que he dicho que este método funciona en la mayoría de los casos? Las excepciones a esta regla son los elementos que suelen encontrarse en una forma diferente a la de un solo átomo no unido. Siete elementos (H, N, O, F, Cl, Br e I) son diatómicos; como elementos puros, forman moléculas que contienen dos átomos. Para encontrar la masa molar de un elemento diatómico, hay que multiplicar su peso atómico por dos.

  Instrumento para medir la masa

Lista de la tabla periódica

Los valores anteriores pueden consultarse en la tabla de 1993, la tabla de 1995, la tabla de 1997, la tabla de 1999, la tabla de 2001, la tabla de 2005, la tabla de 2007, la tabla de 2009, la tabla de 2011, la tabla de 2013, la tabla de 2015 o la tabla de 2019.

Los pesos atómicos estándar de doce elementos que tienen dos o más isótopos estables presentan una variabilidad de valores de peso atómico en los materiales naturales terrestres. Éstos se indican en la tabla 1. En las demás listas, los valores citados son los sugeridos para materiales cuyo origen de la muestra es desconocido. En el caso de los elementos radiactivos, se cita entre paréntesis el isótopo con la vida media más larga. Se debe consultar el documento original para obtener todos los detalles sobre la variación del peso atómico y la vida media de los radioisótopos citados a continuación.

Véase el documento original para la gama de estos elementos de diferentes fuentes [Isotope-abundance variations and atomic weights of selected elements: 2016 (IUPAC Technical Report), Pure Appl. Chem. 2016, 88(12), 1203-1224., Pure Appl. Chem. 2021, 93(1), 155-166 y Pure Appl. Chem. 2022, 94]

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