1.- masa molecular. nÚmero de avogadro. concepto de … · 2020. 9. 9. · unidad didÁctica 0:...

UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)

APARTADO 1 - MASA MOLECULAR. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

1

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO. ESTUDIOS A DISTANCIA. PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 0

REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)

1.- MASA MOLECULAR. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL

ESTUDIA / APRENDE

A qué llamamos masa molecular en cada sustancia química.

Cuál es la equivalencia entre gramo y uma.

El significado e importancia que tiene el Número de Avogadro.

Qué es un mol de una sustancia y cómo se calcula.

Ejercicios de cálculo que relacionan moles y gramos de una sustancia.

1.1 MASA MOLECULAR:

En una sustancia covalente es la suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman parte de la molécula. Se expresa en umas.

En un compuesto iónico es la suma de las masas atómicas de los átomos que forman parte de la fórmula del compuesto (“fórmula molecular” del compuesto iónico).

En un metal equivale a la masa atómica de ese metal, ya que la fórmula de la sustancia es el símbolo del elemento metálico.

1.2. NÚMERO DE AVOGADRO:

Llamamos Nº DE AVOGADRO al número que nos relaciona el gramo con la uma:

1gramo =6,022 x 1023 umas.

Nº de Avogadro =6,022 x 1023

Cuando se trabaja en el laboratorio con las sustancias trabajamos con cantidades de masa del orden del gramo, por lo que siempre estaremos cogiendo un número de átomos, iones, moléculas o “fórmulas moleculares” enormes, superiores al cuatrillón (1024).

Por ello necesitamos establecer una unidad de medida que nos permita conocer el número de partículas que tenemos cuando cogemos una muestra de sustancia de una masa determinada; es decir el número de átomos, iones, moléculas o “fórmulas moleculares” que tenemos al coger una cantidad dada de gramos (sin tener ¡lógicamente! que contar una por una cada una de esas submicroscópicas partículas)

Vamos a introducir esa unidad de medida ayudándonos de un ejemplo:

Supongamos que tenemos una muestra de hierro y otra de azufre.

El átomo de hierro tiene una masa de 55,85 umas.

El átomo de azufre tiene una masa inferior, 32,07 umas.

Es evidente que 1000 átomos de hierro no tienen la misma masa que 1000 átomos de azufre; una simple multiplicación me dice que la masa de 1000 átomos de hierro tienen una masa de 55,85 x 1000 umas = 55850 umas y que la masa de 1000 átomos de azufre tienen una masa de 32,07 x 1000 umas = 32070 umas.

Tampoco es la misma masa la que tiene una muestra de un millón (106) de átomos de hierro (55,85 x 106 umas) que un millón de átomos de azufre (32,07 x 106 umas)

¿Sería la misma masa si cogiéramos 6,022 x 1023 átomos de hierro o átomos de azufre (es decir el número de Avogadro de átomos de cada uno de estos elementos)?

¡Es evidente que no!

En el caso del hierro serían 55,85 x 6,022 x 1023 umas.

En el caso del azufre serían 32,07 x 6,022 x 1023 umas.




2

Pero ya sabemos hacer cambios de unidades, y hemos visto que 6,022 x 1023 umas es lo mismo que 1 gramo.

Luego podemos hacer la sustitución 6,022 x 1023 umas = 1gramo:

Para el hierro:

23 23

23

1gramo55,85 x 6,022 x 10 umas 55,85 x 6,022 x 10 umas = 55,85 gramos

6,022 x 10 umas

¡En 55,85 gramos de hierro hay el número de Avogadro de átomos de hierro!

Para el azufre:

23 23

23

1gramo32,07 x 6,022 x 10 umas 32,07 x 6,022 x 10 umas = 32,07 gramos

6,022 x 10 umas

¡En 32,07 gramos de azufre hay el número de Avogadro de átomos de azufre!

Ahora mira bien las cantidades:

¡Siempre que de una sustancia cojo la masa atómica expresada en gramos estoy cogiendo el mismo número de átomos, el número de Avogadro de átomos, 6,022x1023!

Teniendo en cuenta que la masa atómica del hidrógeno es 1uma, que la del oxígeno es 16 umas o que la del plomo es 207,2 umas, siempre que tengo 1gramo de hidrógeno, 16 gramos de oxígeno ó 207,2 gramos de plomo tendré el mismo número de átomos de estos elementos : el número de Avogadro.

Lo mismo ocurre para las moléculas de las sustancias covalentes.

La molécula de agua es H2O y su masa molecular son 18 umas. Si cojo 18 gramos de agua estaré cogiendo el número de Avogadro de moléculas de agua.

Y lo mismo para las “fórmula moleculares” de los compuestos iónicos. La masa molecular de la sal común (NaCl) es 58,44 umas. En 58,44 gramos de NaCl hay el número de Avogadro de “fórmulas” moleculares de ese compuesto.

1.3. MOL:

UN MOL DE ÁTOMOS DE UN ELEMENTO QUÍMICO es la masa atómica expresada en gramos.

UN MOL DE UNA SUSTANCIA es la masa molecular expresada en gramos.

Siempre que tomemos un mol de una sustancia estamos tomando el número de Avogadro de moléculas, es decir, 6,022 x 1023 moléculas (o "fórmulas moleculares" en el caso de compuestos iónicos o de los metales).

Por lo mismo, si tenemos un mol de átomos de un elemento tenemos el número de Avogadro de átomos de ese elemento y coincide en masa con la masa atómica expresada en gramos.

UN MOL ES POR TANTO UN NÚMERO EXACTO DE PARTÍCULAS: EL NÚMERO DE AVOGADRO.

1.4. CÁLCULO DEL NÚMERO DE MOLES EN UNA CANTIDAD DE UNA SUSTANCIA

Como la masa que corresponde a un mol de una sustancia es igual al peso molecular de la misma expresada en gramos, el número de moles que hay en una masa determinada de sustancia se calcula dividiendo dicha masa entre el valor del peso molecular expresado en gramos:

ss

m (g)n

P.m.(g)




3

EJERCICIOS RESUELTOS: ¿Cuántos moles hay en 100g de H2O? ¿Y cuántas moléculas de agua? (Masas atómicas: H = 1; O = 16)

Calculamos el peso molecular del agua:

2H O

2 H 2 1 2P.m. 2 16 18

1 O = 1 16=16

De donde:

ss

m (g) gn , moles

P.m.(g) g

1005 55

18

Para calcular el número de moléculas multiplicamos 5,55 por el número de Avogadro que es el número de moléculas que hay en un mol de sustancia.

23 245 5 6 022 10 3 312 10 2H O A

Moléculas de agua: n N , , , moléculas de agua

¿Cuántos moles hay en 50 cm3 de etanol (C2H6O) a 25ºC? La densidad del etanol a 25ºC es 0,78 g/cm3. (Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16)

Necesitamos conocer los gramos de etanol que hay en 50cm3. Como conocemos la densidad:

3

3

m gd m d V 0,78 50cm 39,0g

V cm

Calculamos ahora el peso molecular del etanol:

2 6C H O

2 C = 2 12=24

6 H 6 1 6 P.m. 24 6 16 46

1 O = 1 16=16

De donde:

ss

m (g) gn , moles

P.m.(g) g

390 85

46

Calcula los átomos de H y de S existentes en 10,5 gramos de sulfuro de hidrógeno. (Masas atómicas: H = 1; S = 32)

Determinamos en primer lugar el número de moles que suponen los 10,5 gramos de sulfuro de hidrógeno (H2S). A continuación, observando la fórmula molecular, vemos que el número de moles de átomos de H es igual al número de moles de sulfuro de hidrógeno multiplicado por 2 y que el número de moles de átomos de azufre coincide con el número de moles de sulfuro de hidrógeno. Por último los dos valores encontrados los multiplicamos por el número de Avogadro que es el número de átomos que hay en un mol de sustancia.

Para saber el número de moles de sulfuro de hidrógeno, calculamos la masa molecular del mismo:

2H S

2 H 2 1 2P.m. 2 32 34

1 S = 1 32=32

Calculamos el número de moles:

10 50 31

34 ss

m (g) , gn , moles

P.m.(g) g

Determinamos los moles de átomos de hidrógeno y de azufre y de ahí el número de átomos de los mismos:

23 230 62 6 022 10 10

A

Moles de hidrógeno = 2 moles de sulfuro de hidrógeno = 2 0,31 = 0,62

Átomos de hidrógeno = moles de hidrógeno N , , =3,734 átomos de hidrógeno

23 230 31 6 022 10 10 A

Moles de átomos de azufre = moles de sulfuro de hidrógeno = 0,31

Átomos de azufre = moles de azufre N , , =1,867 átomos de azufre




4

Se tiene una muestra de 2,5 mol de agua. Calcula:

a) La cantidad de agua en gramos. b) El número de moléculas de agua y de átomos de H y de O. (Masas atómicas: H = 1; O = 16)

a) Hallamos la masa molecular de agua:

2H O

2 H 2 1 2P.m. 2 16 18

1 O = 1 16=16

Calculamos los gramos de agua que corresponden a los 2,5 moles:

ss s s

m (g)n m (g) n P.m.(g) , g de agua

P.m.(g) 2 5 18 45

b) Sabemos que en un mol hay el número de Avogadro de moléculas:

2H O AMoléculas de agua: n N , , , moléculas de agua 23 242 5 6 022 10 1 505 10

Como cada molécula de agua contiene 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno, tendremos: 24 24

24

2 1 505 10 10

1 505 10

2

2

H O A

H O A

Átomos de hidrógeno = 2 nº de moléculas de agua n N , = 3,01 átomos de hidrógeno

Átomos de oxígeno = nº de moléculas de agua n N , átomos de oxígeno

CONTESTA Y REPASA

¿Tiene la misma masa las moléculas de todos los compuestos? ¿Tienen la misma masa mil moléculas de diferentes compuestos? ¿Y un millón? ¿Por qué se introduce por tanto el concepto de mol? ¿Cómo definirías el concepto de mol?

¿Cuántos átomos hay en 2 moles de carbono? ¿Cuántas moléculas hay en 50 gramos de ácido sulfúrico?

Calcula la masa de un mol de: Agua, Oxígeno y Sulfato de aluminio Al2(SO4)3. ¿Cuántas moléculas o “fórmulas moleculares” hay en cada caso?

Calcula el número de moles de las siguientes cantidades de masa: 36 g de Carbono ; 112 gramos de hierro ; 197 gramos de fosfato de cobre(II) Cu3(PO4)2

¿Cuántas moléculas hay en 50 gramos de ácido sulfúrico? ¿Y en 500mL de agua?

Calcula la masa de: a) Un mol de: Cloruro de calcio, hidróxido de magnesio y permanganato de amonio; b) 0,5 moles y de 3,22 moles en las dos primeras sustancias que aparecen en el apartado anterior; c) ¿Cuántas moléculas o “fórmulas moleculares” hay en cada caso? Datos: Ar (H) = 1; Ar (O) = 16; Ar(N) = 14,01; Ar(Ca) = 40.08; Ar(Cl) = 35,45; Ar(Mg) = 24,31; Ar(Mn) = 54,94.

1.- masa molecular. nÚmero de avogadro. concepto de … · 2020. 9. 9. · unidad didÁctica 0:...

Documents