Quimica

Pensativo REPORTE DE VIDEO

“ EL MOL , NÚMERO DE AMADEO AVOGADRO, ECUACIONES QUÍMICAS”

NO. PRÁCTICA:2

GRUPO: 2º C MECÁNICA INDUSTRIAL

MATERIA: QUÍMICA 2

INTEGRANTES DEL EQUIPO 1:

.DIEGO ANTONIO HERRERA HERNÁNDEZ
. ERICK GUSTAVO REYES DELGADO
.JOSE ANTONIO SOTO HERRRERA

PROFESOR: ING. JORGE MORENO

OBJETIVO: Ver el video y en el transcurso anotar los puntos másrelevantes o importantes del video sobre el mol

MATERIAL:

* 1 televisión
* 1 Dvd
* 1 video del mol
* 1 libreta
* 1 lapicero

ANOTACIONES
El mol es la unidad de medida con la que se mide la cantidad de sustancia.
Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define comoun mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12.
El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo departícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)[2] y equivale a:

[2] |

Consideraciones Teóricas
Dado el tamaño extremadamente pequeño de las unidades fundamentales, y su número inmensamente grande, es imposible contar individualmente las partículas de una muestra. Esto llevó a desarrollar métodos para determinar estas cantidades de manera rápida y sencilla.
Sin embargo,dado que el mol se ha definido hace ya tiempo y en otro contexto de investigación, se han utilizado diferentes métodos. El primer acercamiento fue el de Joseph Loschmidt, intentando contabilizar el número de moléculas en un centímetro cúbico de sustancias gaseosas bajo condiciones normales de presión y temperatura.
Los químicos del siglo XIX usaron como referencia un método basado en el peso ydecidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de átomos o moléculas. Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo, definieron los términos átomo-gramo, molécula-gramo, fórmula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el mol.
Más adelante el mol queda determinado como el número demoléculas H2 existentes en dos gramos de hidrógeno, lo que da el peculiar número de 6,022 141 79 (30) × 1023 al que se conoce como número de Avogadro.
Además hay que tener claro que esta fórmula se usa sólo cuando nos pidan calcular cierta cantidad de algo que compone un elemento.

ANOTACIONES
* Dado que un mol de moléculas H2 equivale a 2 gramos de hidrógeno, un mol de átomos H será entonces ungramo de este elemento. O sea que en un gramo de hidrógeno hay 6,02214179 (30) × 1023 átomos.

En los compuestos iónicos también puede utilizarse el concepto de mol, aun cuando no están formados por moléculas discretas. En ese caso el mol equivale al término fórmula-gramo. Por ejemplo: 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene NA iones Na+ y NA iones Cl–, donde NA es el número de Avogadro.

Por ejemplopara el caso de la molécula de agua:

* Se sabe que en una molécula de H2O hay 2 átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.
* Se puede calcular su Mr(H2O) = 2 × Ar(H) + Ar(O) = 2 × 1 + 16 = 18, o sea Mr(H2O) = 18 uma.
* Se calcula la masa molecular absoluta = 18 × 1,66 × 10-24g = 2,99 × 10-23g.
* Se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g, formados por 2g de H y 16 g de O).
* En un mol de agua hay 6,02214179 (30) × 1023 moléculas de H2O, a la vez que:

* En un mol de agua hay 2 × 6,02214179 (30) × 1023 átomos de H (o sea 2 moles de átomos de hidrógeno) y 6,02214179 (30) × 1023 átomos de O (o sea 1 mol de átomos de oxígeno).

Equivalencias

* 1 mol es equivalente a 6,02214179 (30) × 1023 unidades elementales.
* La masa de...