Taller N°2_Concepto de Mol y Número de Avogadro

ASIGNATURA: QUIMICA AGROPECUARIA (RB8002) TALLER N°2: “CONCEPTO DE MOL Y NUMERO DE AVOGADRO”

I.

Presentación de la guía: guía :

Competencia: Competencia : El alumno será capaz de reconocer y aplicar el concepto de mol y número de Avogadro (N A). Evaluación: Evaluación : La evaluación de este taller tiene carácter formativo lo que permitirá detectar el dominio de los objetivos planteados. Metodología: Metodología: El docente organizará grupos de trabajo para desarrollar las actividades propuestas. Posteriormente el alumno responderá a las preguntas del taller que adjuntara en el portafolio semestral.

II.

Antecedentes Teóricos

Las unidades de masa atómica constituyen 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 una gran 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 u otras partículas) como átomos hay en exactamente 12 g del isótopo de carbono-12 ( 12 C). El número real de átomos en 12 g de carbono12 se determina experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (N A ) , en honor del científico italiano Amedeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado es:

NA = 6.0221367·10 23 partículas/mol Generalmente, este número se redondea a 6.022·10 23. Así, al igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene a 6.022·10

23

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: PA O= 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

-

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

-

Bicarbonato de magnesio, Mg(HCO 3)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 (PA Cu) 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 la siguiente relación 1:

n

m 

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

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



n N A 

N: Número de partículas (átomos, moléculas, iones, etc) n: cantidad de sustancia, mol N A: Número de Avogadro, 6.022·10 23 partículas/mol

Ejemplo 1: ¿Cuántos moles de magnesio (Mg) hay en 87.3 g de Mg? R: 3.59 mol de Mg Desarrollo:

-

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

-

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

n

87.3 g



24.3 g / mol

3.59 mol de Mg



Ejemplo 2: El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para fabricar latón y para recubrir hierro con la finalidad de prevenir la corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0.356 moles de Zn? Desarrollo: n (Zn) = 0.356 mol de Zn PAZn = 65.39 g/mol

n

m

; m n M M m ( Zn) 0.356 mol Zn 65.35 g / mol 23.26 g Zn 











Por tanto, hay 23.26 g de Zn en 0.356 moles de Zn.


Ejemplo 3: ¿Qué cantidad de moléculas de nitrato de potasio, KNO 3 existen en 1 g del fertilizante nitrogenado? Datos: m = 1 g KNO 3 M = 101 g/mol

n

m 

M

Por tan to, n ( KClO3 )

1 g 

101 g / mol

3

9.9 10 mol KClO3 





N n N A 

3

23



21

N 9.9 10 mol KClO 6.022 10 moléculas / mol 5.96 10 moléculas KClO 













3

3

Por tanto, en 1 g de fertilizante existen 5.96·10 21 moléculas de KNO 3.

El siguiente diagrama resume las relaciones entre la masa (en gramos) de un elemento y el número de moles del mismo, y entre el número de moles de un elemento y el número de átomos del mismo. M es la masa molar (g/mol) del elemento y N A es el número de Avogadro.


III.

Ejercicios: 1. Determine la masa molar de los siguientes fertilizantes comercializados en Chile. Fertilizante

Fórmula

Urea

CO(NH2)2

Salitre Sódico

NaNO3

Salitre Potásico

KNO3

Fosfato Diamonico (FDA)

(NH4)2HPO4

Fosfato Mono amónico

NH4HPO4

Superfosfato Triple (SFT) Superfosfato normal

Masa molar, g/mol

Ca(H2PO4)2·H2O Ca(H2PO4)2·H2O + CaSO4·2H2O

Sulfato de potasio Amoniaco

K2SO4 NH3

Nitrato de amonio

NH4NO3

Sulfato de amonio

(NH4)2SO4

Nitrato de calcio

Ca(NO3)2

Cloruro de potasio Sulfato de potasio y magnesio

KCl K2SO4·2MgSO4

2. El azufre (S) es un elemento no metálico. Su presencia en la atmósfera produce el fenómeno de la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos de azufre hay en 16.3 g de S? R: 3.06·1023 átomos de S.

3. Calcule la masa molecular de cada uno de los siguientes compuestos: a) óxido de azufre (IV), SO2, el principal responsable de la lluvia ácida; (b) cafeína, C 8H10N4O2 R: (a) 64.07 g/mol y (b) 194.20 g/mol

4. El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántos moles de CH 4 hay

en 6.07 g de CH 4? R: 0.378 mol CH4 5.¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25.6 g de urea que se utiliza como

fertilizante en alimento para animales y en la elaboración de polímeros? R: 1.03·1024 átomos de H.

6. Calcule la masa molar de un compuesto si 0.372 moles de él tienen una masa de 152 g.


7. ¿Cuántas moléculas de etano (C 2H6) están presentes en 0.334 g de C 2H6?

8. Las feromonas son un tipo especial de compuestos secretados por las hembras de muchas especies de insectos con el fin de atraer a los machos para aparearse. Una feromona tiene la fórmula C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto hembra es alrededor de 1.0·10 -12 g. ¿Cuántas moléculas hay en esta cantidad?

9. La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4°C. ¿Cuántas moléculas de agua están presentes en 2.56 mL de agua a dicha temperatura? 10. La plata es un metal muy utilizado en joyería. ¿Cuál es la masa en g de un átomo de

plata (Ag)? 11. El carbonato de amonio ((NH4)2CO3) es un sólido fino de color blanco y aspecto cristalino, se usa por ejemplo en el polvo de hornear. ¿Cuántos moles hay en 41.6 g de dicho compuesto? 12. ¿Cuántos gramos de vitamina A (C 20H30O) se tiene en 9.78 · 10 21 moléculas de vitamina? 13. Calcular cuántos gramos se encuentran en 1 000 moléculas de azúcar (C

IV.

12H22O11)

Bibliografía -

Raymond Chang, Química General. Séptima edición. 2002

-

Brown LeMay, Química Ciencia Central. Novena edición. 2004


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