Experimento N°2: Contando Átomos

Universidad Tecnológica de Panamá Facultad de Ingeniería Eléctrica Experimento N°2: Contando Átomos

Integrantes: Henry Molina 3-742-325 Joel Torres 8-936-1563 Ariel Vallejos 8-944-2308

Grupo 1IE701 (A)

Mesa A, Gaveta #43

Prof. José Falconett Día del laboratorio: lunes, 16 de abril

Horario 9:30-11:55 A.M.

Fecha de Ejecución del Laboratorio: lunes, 9 de abril

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Objetivo General Relacionar la unidad mol y las masas atómicas relativas de los elementos, y su importancia en los procesos cuantitativos de la Química.

Objetivos Específicos 1. Definir mol como como la unidad unidad de la magnitud cantidad de sustancia. 2. Relacionar las masas atómicas de los elementos como datos relativos. relativos. 3. Asociar la constante constante de Avogadro como el número de entidades elementales en una mol.

Fundamento Teórico La masa atómica

Es aquella que surge de la totalidad de masa de los protones y neutrones pertenecientes a un único átomo en estado de reposo. Dentro del Sistema Internacional, la unidad que permite calcularla y reflejarla es la masa atómica unificada. El químico inglés John Dalton. Pensaba que: los elementos están conformados por átomos, los átomos pertenecientes a un único elemento son todos iguales o dichos átomos son diferentes a los que posee cualquier otro elemento y se distinguen por su peso atómico. A estas dos observaciones claras, añadió otras dos más: las uniones de átomos de diferentes elementos dan lugar a compuestos químicos y dichos átomos no se pueden crear, ni destruir ni dividir en lo que es el proceso químico. Sobre la masa atómica de los elementos de tipo químico hay que decir que se pueden calcular a partir de la media ponderada de las masas de los diversos isótopos pertenecientes a cada elemento, contemplando la abundancia relativa de los mismos. Esto ayuda a explicar la falta fa lta de correspondencia entre la masa atómica en UMA (unidad de masa atómica) de una sustancia y el número de nucleones que contiene el núcleo de su isótopo más común. debido al defecto de masa (que resulta del cálculo de la diferencia entre dos factores: la masa medida de modo experimental y la reflejada por su número másico A), la masa atómica de los isótopos no es equivalente a la suma total de las masas de los llamados nucleones.







considerado como átomos hay en doce gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir de 2011 la definición se basa directamente en el número de Avogadro (de mo do similar a como se define el metro a partir de la velocidad de la luz). El número de unidades elementales átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de estas existentes en una mol de sustancia es, por definición, una constante que no n o depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA) y equivale a: 1 mol = 6.022x 10 unidades elementales. Dado que una mol de moléculas H 2 equivale a 2 gramos de hidrógeno, una mol de átomos H será entonces un gramo de este elemento. Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macro elementales conviene por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ejemplo: "una mol de moléculas de nitrógeno" (N 2) equivale a 28 g de nitrógeno. O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se refiere. La mol se puede aplicar a las partículas que tiene en sí mismo, incluyendo los fotones, cuya masa es nula. En este caso, no cabe establecer comparaciones basadas en la masa. En los compuestos iónicos también puede utilizarse el concepto de mol, aun cuando no están formados por moléculas discretas. En ese caso la 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. Como se ha dicho, una cierta cantidad de sustancia expresada en moles se refiere al número de partículas (átomos, moléculas) que la componen, y no a su magnitud. Así como una docena de uvas contiene la misma cantidad de frutas que una docena de sandías, una mol de átomos de hidrógeno tiene la misma cantidad de átomos que una mol de átomos de plomo, sin importar la diferencia de tamaño y peso entre ellos.

Síntesis del Laboratorio En este laboratorio, se utilizarán los conocimientos previamente obtenidos acerca







Investigación previa sobre el tema 1. ¿Qué entiendes por mol?

R./ Se conoce con el nombre de mol mo l a una de las magnitudes físicas fundamentales que contempla el Sistema Internacional de Unidades. Esta unidad se utiliza para medir la cantidad de toda clase de sustancias presentes prese ntes en un determinado sistema. 2. Explica por qué es importante el concepto de mol en Química.

R./ El concepto de mol, es importante ya que, refleja la cantidad de sustancia que posee un número específico de entidades de carácter elemental como átomos se pueden hallar en doce gramos de carbono-12. Esto quiere decir que el número de unidades elementales (como el caso de átomos, moléculas o iones, por ejemplo) que se reflejan en una mol de sustancia es una constante que no guarda relación directa con el tipo de partícula o del material en cuestión. 3. Resuelve la siguiente situación: Piensas hacer un mueble que tenga, entre otras cosas, la misma cantidad de tornillos que de tuercas. Llegas a la tienda y pides al vendedor cien tornillos y cien tuercas. Este, quien es muy testarudo y utiliza el Sistema Internacional de Medidas, siguiendo la reglamentación te responde: “aquí vendemos por kilos. ¿Cuántos kilos de tornillos y tuercas desea?”

¿Qué hacer para salir de la tienda con la misma cantidad de tornillos y tuercas? R./ Lo que se debe hacer para obtener o btener la cantidad deseada de tornillos y tu ercas es lo siguiente. Se de obtener la masa de un tornillo y una tuerca respectivamente. Luego de tener la masa individual de cada uno, se debe multiplicar por 100 y así obtener la masa de 100 tornillos y 100 tuercas para decirle al vendedor la cantidad deseada.







Parte I Procedimiento

Cálculos del Procedimiento

Objeto utilizado Clips Tuerca Remache Tachuela Clavo

Cálculo de masa relativa 0.457 g= 1.269 0.36 g 3.356 g = 9.322 0.36 g 1.055 g = 2.930 0.36 g 0.36 g = 1 0.36 g 4.672 =12.978

Cálculo de cantidad de unidades de masa 1.269 g * 1 mol = 2.777 0.457 g 9.322 g * 1 mol = 2.778 3.356 g 2.930 g * 1 mol = 2.777 1.055 1 g * 1 mol = 2.778 0.36 g 12.978 g * 1 mol = 2.778







Objetos utilizados

Masa 15 objetos

Masa relativa del objeto

Clips

6.85 g B (0.457 g) 46.09 g B (3.356 g) 15.82 g B (10.055 g) 5.40 g B (0.36 g) 70.08 g B (4.672 g)

1.269 g/mol

Cantidad de unidades en la masa 2.777

9.322 g/mol

2.778

2.930 g/mol

2.777

1 g/mol

2.778

12.978 g/mol

2.778

Tuerca Remache Tachuela Clavo

Resultados Mediante el cálculo de la masa relativa, pudimos obtener la cantidad de unidades de masa de cada objeto utilizado, y como se pudo pu do observar, el resultado res ultado de cada uno fue casi idéntico, teniendo como promedio 2.777 unidades de masa.









PARTE II Inicio

Átomo

Masa de un átomo

Hidrogeno Carbono Hierro Aluminio Zinc Plomo Cobre

1.6610− 2.0010− 9.3010− 4.4910− 1.0810− 3.4410− 1.0510−

ATOMO

calcular masa relativa con respecto al hidrogeno

Verificacion de datos

Masa relativa con respecto al hidrogeno 1 12.048 56.024 27.048 65.060 207.228 63.253

OPERACIONES: MASA RELATIVA CON RESPECTO AL HIDROGENO.

calcular el numero de atomos en la masa relativa

Masa atómica 1.0079 12.011 55.845 26.982 65.39 207.2 63.546

Numero de átomos en la masa relativa 6.024 6.024 6.024 6.024 6.024 6.024 6.024

OPERACIONES: NUMERO DE ÁTOMOS EN LA MASA RELATIVA.

1.6610 − =1 1.6610 −

1 = 6.02 6.0244 1.6610 −

CARBONO

2.0010 − = 12.0 12.048 48 1.6610 −

12.048 = 6.02 6.0244 2.0010 −

HIERRO

9.3010 − = 56.0 56.024 24 1.6610 −

56.024 = 6.02 6.0244 9.3010 −

4.4910 − = 27.0 27.048 48 1.6610 −

27.048 = 6.02 6.0244 4.4910 −

HIDROGENO

ALUMINIO ZINC

1.0810 −

65.0 65.060 60

65.060

6.02 6.0244







Cuestionario 

¿Qué fue lo más útil que aprendí en esta sesión?

Lo más útil que aprendimos en esta sesión fue el entendimiento del concepto de mol y su relación con el número de Avogadro y la masa molar, además de la aplicación de las conversiones entre estas unidades; comprendiendo a su vez la importancia del uso de moles en la química para facilitar los cálculos y otras aplicaciones. 

Puedo identificar los conceptos más importantes que aprendí en esta sesión.

Sí, los conceptos más importantes que aprendí en esta ses ión fueron: moles, unidad que mide la cantidad de sustancia; Número de Avogadro, constante que comprende compr ende 6.022x10^23 de átomos o moléculas en un mol de esa sustancia; masa relativa, razón de la masa de un átomo y una masa que se toma como referencia y que en este caso es la masa más pequeña entre los átomos comparados. 

¿Qué descubrimiento o conocimiento hice sobre el tema?

Entre los descubrimientos que hice sobre sobr e el tema está que la masa de los elementos de la tabla periódica son en realidad masas relativas en unidades de masa atómica, o sea que no contienen una unidad real. También, descubrimos porque todos los átomos y moléculas guardan una relación constante con sus masas relativas, siendo esta el número de Avogadro, además de comprender la importancia y el uso de la mol en la química. 

¿Qué aspectos no acabo de entender?

Los aspectos que no acabo de entender son: ¿Por qué la masa molar tiene el mismo valor numérico que la unidad de masa atómica (uma) a pesar de que la medida entre masa molar y unidades de masa atómica tienen parámetros distintos?









Explique. ¿Cómo se realizaron las dos tablas?

Para la realización de la primera tabla, primero tuvimos que seleccionar una serie de objetos, los cuales en grupos de 15 serían s erían pesados para determinar su s u masa en gramos. Una vez pesado los objetos procedimos a dividir la masa de cada objeto entre el de menor peso (objeto patrón) para lograr determinar su masa relativa, la cual luego sería dividida entre las unidades de masa de uno de los objetos para obtener la cantidad de unidades de masa relativa que fue de 2.777 unidades de masa. La segunda tabla solo tuvimos que realizar algunas operaciones que consistían en dividir la masa los átomos de los demás elementos entre la masa del átomo hidrógenos ( = , siendo mr la la masa relativa, ma la masa del átomo y mp la masa patrón), y luego el resultado que nos da dividirlo entre la masa de su respetivo átomo para obtener el número de átomos en la masa r elativa ( = ⁄ , donde n es el número de átomos, mr la la masa relativa y ma la masa de un átomo). 

¿Qué son las masas atómicas, y como se determinan?

La masa atómica de un átomo es la suma de las masas de todos los protones y neutrones que lo componen. Se determinan tomando un número determinado de átomos de un elemento que luego serán pesados para ser utilizados como número de referencia, como paso siguiente se toma una muestra con el mismo número de partículas que luego es pesada y se divide entre el peso de la muestra de referencia. Otra forma de determinarlo podría ser por regla de tres donde tenemos 3 de los datos y una incógnita que podría ser el número de partículas o la masa relativa. 

¿Qué sabes sobre el número de átomos de cada elemento en una masa relativa?

La masa atómica relativa se define como la masa promedio de sus átomos (de un







Problemas de aplicación 1. El zinc es un metal plateado que se usa para fabricar latón. Determine los moles de zinc que hay en 50 g de Zn.

R:

50 g Zn * 1 mol Zn = 0.7646 mol Zn 65.39 g Zn

2. La plata es un metal muy utilizado en joyería. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de plata?

R:

1 atomo Ag * 107.87 g/mol Ag = 6.022x10^23 átomos de Ag

1.791x10^-22 g de un átomo de AG

3. El grafito es una forma cristalina del carbono que se usa en los lápices. ¿Cuántos moles de carbono equivalen a 315 mg de grafito?

R:

315 mg C * 1 g C * 1 mol C = 0.02623 mol C 10^3 mg C 12.01 g C

4. El carbonato de amonio es un sólido fino de c olor blanco y aspecto cristalino, ¿cuántos moles hay en 41.6 g de dicho compuesto?

R: Masa molecular de (NH4)2CO3 = (2*14.00) + (8*1.01) + (12.01) + (3*16.00) =96.09 g/mol 41.6 g (NH4)2CO3 * 1 mol (NH4)2CO3 96.09(NH4)2CO3 g

= 0.433

mol (NH4)2CO3

5. ¿Cuántos gramos de carbono hay en 16,55 g de glucosa C6H12O6?

R: Masa molecular de C H O = (6*12.01) + (12*1.01) + (6*16.00) = 180.18 g







7. Calcule la cantidad de moléculas de agua que hay en 4.5 g de este compuesto.

15,9 ,999 99 Masa molar de H 2O=2(1,008) + 15 = 18 18,0 ,022 / / 1 mol H2O 6,022x10moleculas H2O 4,5g 4,5g H2O H2O ∗ ∗ = 1,504 1,504x1 x100 moleculas H O 18,02g H2O 1 mol H2O

8. Calcule la cantidad de moles de átomos de sodio en 24 g de sodio.

1 mol Na 6,022x10 atomos Na 24gg Na 24 Na ∗ ∗ = 6,28 6,287x 7x10 10 atomos Na 22,990 g Na 1 mol Na 9. Calcule la cantidad de átomos en 0,03 moles de átomos de fosforo

6,022x10 atomos P 0,03 moles moles P ∗ = 1,80 1,807x 7x10 10 atomos P 1 mol P 10. calcule la cantidad de moléculas en 15.0 g de dióxido de carbono.

 C O

112.011 215.999

12.011 g/mol 31.998 g/mol 44.009 g/mol

1  = 0.34 0.34    44.009   6.0210   0.34    1   = 2.05 2.0521 2100   15.0   

11. Determine los átomos de oxigeno que hay en :









12. El cuerpo Humano tiene 6 billones de células (6E12) y la población de la tierra es decir unos 8000 millones de personas. Con estos datos aproximados, calcule, las moles de células humanas que hay en la tierra.

8.010   .    .

.   

   

= 4.8 4.8110   .  =

= 0.08 0.08     







Conclusión Podemos concluir que todos los átomos y moléculas tienen una relación constante entre la masa relativa con respecto al hidrógeno y la masa de cada átomo, siendo esta 6.022x10^23; y que esta relación se puede p uede aplicar a objetos de la vida cotidiana como los utilizados en este experimento y que darán como resultado un valor constante. Así mismo, se puede concretar que el uso de la mol es muy útil en el estudio de las sustancias químicas porque facilitan las medidas de sustancias sin el uso de medidas en kilogramos extremadamente altas.

Recomendaciones Para este laboratorio es recomendado la verificación del instrumento de medición. Se debe verificar que este no tenga alguna suciedad encima ya que el instrumento es sensible. También se deben verificar la igualdad de las muestras antes de medir su peso para reducir en los mas posible el porcentaje de error.

Bibliografía QUIMICA GENERAL |Folleto de Laboratorio para estudiantes de ingeniería tercera

Experimento N°2: Contando Átomos

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