Mol y Número De Abogadro

QUIMICA GENERAL “CONCEPTO DE MOL Y NUMERO DE AVOGADRO” La estequiometria relaciona las cantidades de reactantes y productos en una reacción química. Para una reacción hipotética, A + B C + D, surgen preguntas como: ¿Cuánto se necesita

de A para que reaccione con x gramos de B? ¿Cuánto se producirá de C en la reacción de A con x gramos de B? etc. Por lo anterior, éste término se puede usar endos sentidos: 1) Hablar de la estequiometria de composición, es decir, las proporciones en las cuáles se encuentran presentes los diversos elementos en un compuesto.

2) Hablar de la estequiometria de las reacciones, es decir, de las proporciones en las cuales reaccionan los diferentes elementos o compuestos entre ellos y de la cantidad de productos que resultan.

Las unidades de masa atómicaconstituyen una escala relativa de la masa de los elementos. Pero, debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar una balanza para pesarlos utilizando unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real, se manejan muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos. Por consiguiente, es conveniente tener una unidad especial para describir unagran cantidad de átomos. La idea de tener una unidad para describir un número particular de objetos no es nueva. Por ejemplo, el par (2 objetos), la docena (12 objetos) son unidades de uso común. Los químicos miden a los átomos y moléculas en moles. En el sistema internacional de unidades (SI), el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas uotras partículas) como átomos hay en exactamente 12 g del isótopo de carbono-12 (12C). El número real de átomos en 12 g de carbono12 se determina experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NA), en honor del científico italiano Amedeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado es: NA = 6.02·1023 partículas/mol Generalmente, este número se redondea a 6.02·1023. Así, al igual que unadocena de naranjas contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene a 6.02·1023 átomos de hidrógeno.

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Masa molar (M)
Se define como la masa en gramos de un mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. Por tanto la unidad comúnmente utilizada es g/mol. Si consideramos la masa molar de un elemento químico el térmico utilizado es peso atómico (PA).Ejemplo: PAO= 16 g/mol. Si la masa molar corresponde a un compuesto, se habla de peso molecular (PM).

Ejemplos: Calcular el peso molecular (PM) de los siguientes compuestos: Agua, H2O: PM (H2O) = 2·PAH + PAO = 2 ·(1) + 16 = 18 g/mol

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Cloruro de sodio, NaCl: PM (NaCl) = PANa + PACl = 23 + 35.45 = 58.45 g/mol

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Bicarbonato de magnesio, Mg(HCO3)2 : PM (Mg(HCO3)2) = PAMg + 2·PAH + 2·PAC +6·PAO = 24.3 + (2·1) + (2·12) + (6·16) = 146.30 g/mol

La masa molar de cobre (PACu) es 63.55 g/mol, es decir, un mol de átomos de cobre tiene una masa de 63.55 g de Cu. La masa molar y el número de Avogadro son razones unitarias que permiten: Transformar moles en número de partículas. Transformar moles en gramos.

Para transformar de moles en gramos de un átomo y/o compuesto se debe utilizar lasiguiente relación 1:

n
n: cantidad de sustancia, mol m: masa de la sustancia en gramos, g M: masa molar (atómica o molecular), g/mol

m M

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Si necesitas transformar moles en número de partículas aplicar la relación 2:

N  n  NA

N: Número de partículas (átomos, moléculas, iones, etc) n: cantidad de sustancia, mol NA: Número de Avogadro, 6.022·1023 partículas/molEjemplo 1: ¿Cuántos moles de magnesio (Mg) hay en 87.3 g de Mg? R: 3.59 mol de Mg Desarrollo:

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Como el magnesio es un átomo, se debe buscar en la tabla periódica el peso atómico. PAMg= 24.3 g/mol.

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La masa de magnesio es 87.3 g, por lo tanto aplicamos la relación 1, resultando:

n

87.3 g  3.59 mol de Mg 24.3 g / mol

Ejemplo 2: El zinc (Zn) es un metal plateado que se...