la plata se consume

2. CONCEPTO DE MOL
3. Mol de moléculas No podemos medir la masa de cada molécula individualmente, pero si podemos medir la masa de un grupo representativo de moléculas y compararla con una masa de otro número igual de una molécula distinta. •Ejemplo: •6,02 x 1023 moléculas = 1 mol de moléculas •Entonces: •6,02 x 1023 moléculas de NH3= 1 mol de moléculas de NH 3 •6,02 x 1023 moléculas de H2O= 1mol de moléculas de H2O •6,02 x 1023 moléculas de Al2O3= 1 mol de moléculas de Al2O3 •La masa molecular del H2O = 18 significa que la masa molecular relativa del H2O es 18 veces mayor que la uma, •1 mol de moléculas de H2O = 18 g significa que la masa de 1 mol de moléculas de H2O es 18 gramos •La masa molecular del Al2O3 = 102 significa que la masa molecular relativa del Al2O3 es 102 veces mayorque la uma, •1 mol de moléculas de Al2O3 = 102 g significa que la masa de 1 mol de moléculas de Al2O3 es 102 gramos.
4. • Sabemos que la masa atómica del Cu = 63,54, lo cual significa que la masa del átomo de Cu es 63,54 veces mayor que la Unidad de masa atómica (uma). • 1 mol de átomos de Cu = 63,54 g significa que la masa de 1 mol de átomos de Cu es 63,54 gramos. • Respecto al Fe, sabemos que lamasa atómica del Fe = 55,847, esto significa que la masa del átomo de Fe es 55,847 veces mayor que la uma. • 1 mol de átomos de Fe = 55,847 g significa que la masa de 1 mol de átomos de Fe es 55,847 gramos. Como vemos en los ejemplos anteriores, el cobre (Cu) y el fierro (Fe) a igual número de átomos (mol o número de Avogadro) tienen distinta masa. •
5. CANTIDAD DE SUSTANCIA •La CANTIDAD deSUSTANCIA aparece gracias a la consolidación de la teoría atómica molecular, ya que su introducción en 1 rxn química hace que se centre más la atención en la relación entre el # de partículas que intervienen en la misma, que en los pesos de combinación. •Su introducción hace posible contar en el nivel microscópico las entidades elementales a partir de las masas o los volúmenes de combinación de lassustancias que reaccionan. + Cantidad de sustancia -
6. •En sustancias iguales se puede medir sin problemas en unidades de masa o de volumen •El problema surge cuando queremos comparar cantidades en sustancias diferentes. •Aquí el concepto de “cantidad de sustancia” tendría que basarse en la cuenta de las partículas imperceptibles que conforman la materia
7. Constante de Avogadro No= 6.02214199 x 1023entidades elementales/mol Entidades elementales: átomos, iones, moléculas, fórmulas, e-. •1 mol de átomos de carbono •1 mol de iones Na+ •1mol de núcleos de He •1 mol de moléculas de O2 •1 mol de e•1 mol de fórmulas NaCl ¿Cuántos átomos de sodio hay en la siguiente cantidad de sustancia: 0.3 moles de átomos de sodio? El No nos permite transformar cantidad de sustancia, n, a número de partículas ,N. 6.02 x 1023 átomos de Na N átomos de Na = 0.3 mol Na 1 mol Na N = 1.81 x 1023 átomos de Na
8. ACTIVIDAD Se tiene una muestra de benceno con 1.27 x 1022 moléculas. Calcula la cantidad de sustancia en dicha muestra, expresada como moles de moléculas de benceno. Como se mide la cantidad de sustancia? Se mide indirectamente, a través de una propiedad que sea proporcional al # de entidadeselementales, como puede ser la masa, el peso o inclusive el volumen. •Los pesos atómicos relativos NO tienen unidades, ya que se refieren a un cociente entre 2 pesos, o sea, a 1 peso atómico comparado con el de 1 átomo patrón. •Siglo XIX Peso atómico de A= Peso del átomo A Peso de átomo de hidrógeno •Definición actual Peso del átomo de A = Peso atómico de A 1/12 del peso del átomo de carbono 12 •Se puedesustituir la palabra “peso” por “masa” ya que una comparación entre 2 pesos es idéntica a una comparación entre 2 masas en el mismo lugar de la tierra
9. Peso atómico de A = Masa del átomo de A 1/12 de la masa del átomo de carbono-12 •El resultado no se altera si consideramos 2, 3, o más átomos de A y 2, 3, o más átomos patrón. En particular si consideramos 1 mol de dichos átomos: Peso atómico de...