Química

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Mol
Para establecer una unidad de medida que pudiera pesar o contar átomos, moléculas, iones o cualquier otra partícula subatómica se estableció el mol como la unidad del Sistema Internacional (SI) para medir cantidad de sustancia, magnitud que designaremos con la letra n.
El mol se define como la cantidad de sustancia de un sistema material que contiene tantas unidades elementales (N) comoátomos hay en 0.12 kg del isótopo de carbono-12. Cuando se usa el mol las entidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser átomos, iones, electrones u otras partículas o agrupaciones específicas de ellas.
Resultado de las diversas investigaciones, se llegó a concluir que en 0.012 kg del isótopo de carbono-12 hay 6.022 X 10^23 átomos, por lo que un mol contiene 6.022 X 10^23 unidadeselementales.
El valor 6.022 X 10^23 se conoce como número de Avogadro (NA) en honor a Amadeo Avogadro, físico italiano que en 1811 determinó el volumen de un mol de gas. Una dificultad para comprender este valor es su tamaño.
6.022 X10^23= 602 200 000 000 000 000 000 000
Para definir el mol se tomó el isótopo de carbono-12 por ser el más abundante y tener en su núcleo exactamente 6 neutrones, por loque tiene un número de masa de 12
Masa molecular y masa molar fórmula
La masa molecular es la suma de las masas atómicas expresadas en una uma de los elementos que forman la molécula.
Para determinar la masa atómica de una molécula se debe multiplicar la masa atómica del elemento por el número de ese elemento presente en la molécula y después hacer la suma.
La masa molar (M) de una sustanciaes la masa en gramos de un mol de esa sustancia.
Si se conoce la fórmula molecular de una sustancia o compuesto se puede determinar la masa molar, ya que un mol (en gramos) de esa sustancia es numéricamente igual a su masa molecular expresada en uma.
Leyes ponderales
La estequiometría es una herramienta empleada en química para calcular las cantidades de reactivos que intervienen en unareacción. Tiene sus bases en cuatro leyes conocidas como leyes ponderales, las cuales se explican a continuación.
Ley de Lavoisier o Ley de la Conservación de la masa
Propuesta en 1875 por Antoine Laurent Lavoisier, en ella establece que la masa no se crea ni se destruye en una reacción química, es decir, en una reacción química la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos.
Porejemplo, en la reacción entre el magnesio y el oxígeno para formar óxido de magnesio:
2Mg + O22MgO
2(24.31 g) + 32 g 2(40.31 g)
80.62 g 80.62 g
Al balancear la ecuación se cumple con la Ley de Lavoisier, lo que se comprueba al sustituir la masa de cada átomo y multiplicarla por sus respectivos coeficientes y subíndices.
Esta ley también se puede entender de la siguiente forma: los átomos no secrean ni se destruyen en una reacción química, es decir, la cantidad de átomos de un elemento deberá ser la misma al inicio y al final de la reacción. Los cambios que se presentan durante una reacción comprenden solamente el reacomodo de los átomos.
Ley de Proust o Ley de las Proporciones Definidas o Constantes
Propuesta por Joseph Louis Proust en 1799, establece que los elementos que secombinan para formar un compuesto siempre lo hacen en proporciones de masa definida y constante, y en relaciones sencillas.
Por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción de 1 g de H por 8 g de O, independientemente del origen del agua.
Ley de Dalton o Ley de las Proporciones Múltiples
Propuesta por John Dalton en 1803, establece que si doselementos A y B se combinan para formar varios compuestos distintos, mientras la masa de A permanece constante, las distintas masas de B varían en una proporción de números enteros sencillos.
Por ejemplo, el carbono y el oxígeno se combinan para formar el CO y el CO2. En el primer caso 0.75 g de C se combinan con 1 g de O. En el segundo caso 0.375 g de C se combinan con 1 g de O. Si hacemos la...
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