CANTIDAD DE SUSTANCIA. EL MOL. Física y Química 3º de E.S.O. IES Isidra de Guzmán

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Belén Rodríguez Ortega
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1 CANTIDAD DE SUSTANCIA. EL MOL Física y Química 3º de E.S.O. IES Isidra de Guzmán

2 Introducción Es fácil contar los garbanzos que hay en un puñado de esta legumbre. Hay que tener más paciencia para contar los granos de una taza de arroz, pero es imposible contar las moléculas que hay en un vaso de agua o los átomos de hierro que hay en una viga. Debido al pequeño tamaño de los átomos, y de las moléculas es difícil establecer la relación entre la cantidad de sustancia y el número de estas unidades que hay en la misma, ya que es imposible contar átomos o moléculas. Sólo se puede captar imágenes de los átomos con el microscopio de efecto túnel (STM). Con una balanza de las que se utilizan en casa puede que no podamos medir la masa de un garbanzo, pero si suponemos que todos los garbanzos tienen la misma masa, podemos pesar el puñado de garbanzos, contarlos y dividir la masa del puñado entre el número de garbanzos. El mismo razonamiento se utiliza en química para calcular cantidades de sustancia.

3 La unidad de cantidad de sustancia. El mol La materia está formada por pequeñísimas partículas denominadas átomos. La masa de los átomos es muy pequeña, incluso en los más pesados es menor que g. Para expresar estas masas tan pequeñas resulta más cómodo establecer una unidad que se pueda manejar con mayor facilidad. El uranio, utilizado habitualmente en las centrales nucleares, tiene una masa atómica de, aproximadamente, 238 u. Un átomo de uranio, uno de los más pesados, tiene una masa de 3, g Cómo se mide la masa de los átomos? La masa de los átomos se calcula comparándola con la masa de un átomo que se toma como unidad. En la actualidad, la unidad de masa atómica, uma (u), se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono de número másico 12 ( 12 C). Pero nuestras balanzas no miden umas, están graduadas en unidades de masa de "escala humana" esto es, en gramos. Lo razonable, por tanto, sería relacionar umas con gramos. 1 u = masa del átomo 12 de 12 C 24 = 1,66 10 g Cuántos átomos de 12 C necesitaríamos reunir para que su masa fuesen, no 12 u, sino 12 g? La respuesta es el famoso Número de Avogadro (N A = 6, átomos). En 12 g de diamantes hay 6, átomos de carbono y la masa de un átomo de carbono es de 12 u. Actividad 1. Repasa el concepto de número de Avogadro con esta animación. Fíjate en la masa que marca cada balanza.

4 El mol Los huevos casi siempre se compran por docenas. En una docena siempre hay un número fijo de unidades, sean huevos o naranjas o sillas o personas, siempre hay 12 huevos, naranjas, sillas o personas. En química se utiliza una unidad semejante, EL MOL. En un mol hay un número fijo de unidades, exactamente 6, , otra vez el número de Avogadro (N A ). Volvamos al carbono. La masa de 6, átomos de carbono es de 12 g y un mol contiene 6, átomos de carbono. CONCLUSIÓN: La masa de un mol de átomos de C es 12 g y la masa de un átomo de C es de 12 u. Ambas cifras coinciden. En la balanza hemos puesto 65,5 g de zinc, la masa atómica del Zn es 65,5 u, luego en el matraz tenemos 6, átomos de zinc o lo que es lo mismo, 1 mol. La masa en gramos de un mol de sustancia es numéricamente igual a la masa de una partícula individual de esa sustancia en unidades de masa atómica. Una molécula de N 2 tiene una masa de 28 u 1 mol de N 2 tiene una masa de 28 g

5 Masa molecular La masa de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la forman. En el caso de los cristales, con un número indefinido de átomos, se calcula la masa de una unidad de las que forman la red cristalina y se llama también masa molecular. La masa molecular del agua es: M (H 2 O) = 2. M (H) + M (O) = M (H 2 )= = 18 u La masa molecular del cloruro de sodio (NaCl) es: M (NaCl) = M (Na) + M (Cl) = ,5 M (NaCl)= = 58,5 u Un mol de moléculas de agua tiene una masa de 18 g. La utilización del mol La cantidad de sustancia, en mol, se calcula dividiendo la masa, en gramos, de esa sustancia entre su masa molecular, expresada en g/mol. n (mol) = M m ( g) ( g / mol) Actividades 1. Fíjate en el cálculo de masas moleculares en: 2. Realiza el ejercicio de la siguiente página: 3. Calcula las masas moleculares de los siguientes compuestos: Fe 2 S 3, HCl, CO 2, Na 2 SO 4, HNO 3, H 2 CO 3, Mg (NO 3 ) 2 4. Comprueba que has calculado bien las masas anteriores:

6 Composición centesimal Un compuesto químico se expresa mediante su fórmula, a partir de esta se puede calcular el tanto por ciento en masa que corresponde a cada uno de los elementos. Es decir la masa de cada elemento que hay en 100 g del compuesto. El amoniaco se expresa mediante su fórmula (NH 3 ) que indica que en una molécula de amoniaco hay 1 átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno Para calcular la composición centesimal de, por ejemplo, el amoniaco, hay que calcular el tanto por ciento de nitrógeno y de hidrógeno: nº de átomos de N masa atómica del N % nitrógeno = 100 masa molecular del NH 3 nº de átomos de H masa atómica del H % hidrógeno = 100 masa molecular del NH % N = 100 = 82,4 % % H = 100 = 17,6 % El amoniaco tiene un 82,4 % de nitrógeno y un 17,6 % de hidrógeno. Actividades 1. Realiza los ejercicios de: 2. Calculo de composición centesimal:

7 Comportamiento de los gases Como ya sabes las moléculas de gas contenidas en un recipiente están en continuo movimiento por lo que chocan unas con otras y contra las paredes del recipiente. Estas colisiones son las responsables de la presión que ejerce el gas. La presión está relacionada con el volumen del recipiente y con la temperatura a la que se encuentra. Cuanto mayor es el volumen, para una misma cantidad de gas, menor es la presión (por haber menos choques) y cuanto mayor es la temperatura mayor es la presión (las moléculas se mueven a mayor velocidad y habrá más choques. La relación entre estas tres magnitudes, presión (P), volumen (V) y temperatura (T) viene dada por una ecuación conocida como ecuación de los gases ideales o de Clapeyron. P. V = n. R. T P = presión en atmósferas (atm) V = volumen en litros (L) n = nº de moles de gas atm L R = constante de los gases ideales (0,082 ) mol K T = temperatura en Kelvin (K) Actividades 1. Relación entre moles, gramos y átomos Resuelve los ejercicios propuestos:

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