- Este artículo presenta la constante de Avogadro y los moles en fisicoquímica.
- Empezaremos definiendo el mol y la constante de Avogadro.
- Después, aprenderemos cómo se utiliza la constante de Avogadro en diversas ecuaciones.
- Esto incluirá aprender sobre la masa molar y averiguar cómo calcular tanto el número de átomos de una sustancia como la masa de un átomo.
El mol y la constante de Avogadro
Imagina que vas al supermercado. En tu lista: una docena de huevos, dos pintas de leche y una docena de panecillos. Todas ellas son cantidades concretas. Si compras una docena de huevos, sabrás que al final tendrás exactamente doce. Dos pintas de leche son 1136,5 mililitros, mientras que una docena de panecillos son trece. No debería haber ninguna confusión sobre cuántos huevos o panecillos o cuánta leche necesitas comprar.
Pues bien, otra forma de especificar cantidades es el mol.
El mol es una unidad química que se utiliza para representar 6,02214076 × 1023 entidades. Este número se conoce como constante de Avogadro y tiene el símbolo mol.
Una entidad es otra palabra para una partícula. Puede referirse a un átomo, electrón, ion o molécula.
Si decimos que tenemos un mol de átomos de hidrógeno, sabemos que tenemos exactamente 6,02214076 × 1023 átomos de hidrógeno. Si decimos que tenemos dos moles de moléculas de oxígeno, sabemos que tenemos 2 × 6,02214076 × 1023 = 1024 moléculas de oxígeno. Y si decimos que tenemos 9,853 moles de moléculas de metano, sabemos que tenemos 9,853 × 6,02214076 × 1023 = 5 moléculas de Piensa en un mol como una cantidad más. Igual que un par significa dos, o media docena significa seis, un mol significa 6,02214076 x 1023.
Definición de la constante de Avogadro
Echemos un vistazo más de cerca a ese número que hemos mencionado antes: 6,02214076 × 1023. Como hemos dicho, se conoce como constante de Avogadro, o simplemente constante de Avogadro.
La constante de Avogadro es el número de entidades que hay en un mol de cualquier sustancia. Es igual a 6,02214076 × 1023.
Solemos abreviar la constante de Avogadro a 6,022 x 1023.
Amedeo Avogadro fue un científico delos siglosXVIII y XIX del Reino de Cerdeña, que ahora forma parte de Italia. Es famoso sobre todo por su teoría sobre el volumen de los gases, conocida como ley de Avogadro. Esta ley establece que dos muestras del mismo volumen de cualquier gas ideal contienen el mismo número de moléculas, siempre que se mantengan a la misma temperatura y presión. La constante de Avogadro fue estimada por primera vez en 1865 por Josef Loschmidt, pero el término constante de Avogadro no fue inventado hasta 1909 por el físico Jean Perrin, que la denominó así en honor de Avogadro.
Ecuaciones de la constante de Avogadro
Ahora que conocemos los moles y la constante de Avogadro, podemos examinar algunas de las ecuaciones que los relacionan. En primer lugar, exploraremos la relación entre los moles, los números másicos y la constante de Avogadro.
Moles, masa molar y constante de Avogadro
Puede que mires la constante de Avogadro y pienses que es un número bastante impar. ¿De dónde ha salido? Los científicos debieron elegirla por alguna razón en particular, ¡no escogieron un valor al azar de la nada! De hecho, la constante de Avogadro, que sabemos que no es más que el número de entidades que hay en un mol, es exactamente igual al número de átomos de carbono que hay en 12,0 g de carbono-12. Esto significa que un mol de átomos de carbono-12 tiene una masa de exactamente 12,0 g.
Puedes fijarte en algo. Los átomos de carbono-12 tienen una masa atómica relativa de 12,0; 12,0 es también la masa de un mol de estos átomos. Esto nos lleva al siguiente punto importante: la masa de un mol de cualquier sustancia es igual a su masa atómica relativa, o masa molecular relativa en gramos. También podemos llamar masa molar a la masa de un mol de una sustancia.
Lamasa molar es la masa de un mol de una sustancia. Se mide en g mol-1. Del mismo modo, el volumen mol ar es el volumen ocupado por un mol de un gas. Se mide en dm3 mol-1.
¿Tienes dudas sobre la diferencia entre masa atómica relativa, masa molecular relativa y masa molar? Te recomendamos que consultes "Masa atómica relativa" para profundizar en los dos primeros términos, pero aquí tienes un resumen de las diferencias:
- La masa atómicarelativa mide la masa media de un átomo de un elemento, comparada con 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. No tiene unidades.
- Lamasa molecular relativa mide la masa media de una molécula de una especie, también comparada con 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. Una vez más, no tiene unidades. Una vez más, no tiene unidades.
- Lamasa molar es la masa de un mol de una sustancia, ya sea un elemento o una molécula. Se mide en g-mol-1.
- La masa atómica/molecular relativa y la masa molar de una especie son numéricamente iguales. Por ejemplo, la masa atómica relativa del carbono-12 es exactamente 12, mientras que la masa molar -la masa de un mol de átomos de carbono-12- es 12 g-mol-1.
Por tanto, para hallar la masa molar, toma la masa atómica relativa o la masa molecular relativa de una sustancia y añade g-mol-1 al final.
Por ejemplo, el metano, CH4. Tiene una masa molecular relativa de 12,0 + 4(1,0) = 16,0. Por tanto, el metano tiene una masa molar de 16,0 g-mol-1. O, en otras palabras, 6,022 x 1023 moléculas de metano tienen una masa de 16,0 g.
¿Te das cuenta de que en este ejemplo hemos multiplicado la masa molecular relativa del metano, 16,0, por el número de moles, 1, para hallar su masa? Esto nos lleva a un poco de matemáticas útiles. Hay una ecuación muy útil que podemos utilizar para relacionar la masa molar, el número de moles y la masa:
Recuerda: la masa molar y la masa atómica o molecular relativa son numéricamente iguales. Por tanto, también puedes ver esta ecuación escrita como
Intenta responder a la siguiente pregunta.
Supongamos que tenemos 34,5 g de sodio, Na. ¿Cuántos moles de Na tenemos?
Para calcular el número de moles de nuestra muestra de Na, necesitamos conocer su masa y su masa molar, que es lo mismo numéricamente que su masa atómica relativa. Pues bien, el Na tiene una masa atómica relativa de 23,0. Para hallar el número de moles, dividimos la masa por la masa atómica relativa:
Por tanto, tenemos 1,5 moles de Na.
He aquí otro ejemplo.
Una reacción produce 2,4 moles de agua, H2O. ¿Cuál es la masa de esta agua en gramos?
En este ejemplo, conocemos el número de moles de agua producidos. También podemos calcular su masa molecular relativa: 2(1,0) + 1(16,0) = 18,0. Esto es numéricamente lo mismo que su masa molar. Podemos utilizar estos valores para hallar la masa reordenando la ecuación que hemos utilizado antes:
Introduciendo nuestros valores en la ecuación, obtenemos lo siguiente:
Moles, número de partículas y constante de Avogadro
Veamos ahora la relación entre el número de moles, el número de partículas y la constante de Avogadro. Ya vimos esto brevemente cuando te presentamos por primera vez los moles más arriba, pero vamos a explorarlo de nuevo.
Sabemos que un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 x 1023 entidades. Esto no es más que la constante de Avogadro. Por tanto, dos moles de una sustancia contendrían el doble de entidades: 2 x 6,022 x 1023 =
Halla el número de moléculas de oxígeno presentes en 88,0 g de oxígeno, O2.
¿Qué información sabemos? Bien, conocemos la masa del oxígeno y podemos calcular su masa molecular relativa: 2 x 16,0 = 32,0. Podemos utilizar estos valores para hallar el número de moles.
Ahora podemos utilizar el número de moles y la constante de Avogadro para hallar el número de moléculas:
La masa atómica relativa, la masa de una partícula y la constante de Avogadro
¿Recuerdas que al principio dijimos que la masa de un átomo de hidrógeno era de 10-24 gramos? Ahora vamos a ver cómo calculamos ese valor.
Recuerda: un mol de una sustancia -o para ser precisos, 6,022 x 1023 de sus entidades- tiene una masa igual a su masa atómica relativa o molecular relativa. Como hemos aprendido, 6,022 x 1023 átomos de carbono tienen una masa de 12,0 g. Si dividimos esta masa por el número de átomos de carbono, podemos hallar la masa de un átomo. He aquí la ecuación:
Tomemos el hidrógeno. Un mol de átomos de hidrógeno tiene una masa molar numéricamente igual a su masa atómica relativa, 1,0. Si introducimos ese valor en la ecuación, obtenemos lo siguiente:
¡Ya está! Esperamos que ahora conozcas bien los moles, la constante de Avogadro y cómo utilizar estos valores en las ecuaciones.
Constante de Avogadro - Puntos clave
- Un mol es una cantidad química que se utiliza para representar 6,02214076 × 1023 entidades. Este número se conoce como constante de Avogadro y es el número de átomos que hay en 12 g de carbono-12.
- Lamasa molar es la masa de un mol de una sustancia. Se mide en g mol-1 y es numéricamente igual a su masa atómica relativa o molecular relativa.
- .
- .
- .
Aprende con 16 tarjetas de Constante de Avogadro en la aplicación StudySmarter gratis
Tenemos 14,000 tarjetas de estudio sobre paisajes dinámicos.
¿Ya tienes una cuenta? Iniciar sesión
Preguntas frecuentes sobre Constante de Avogadro
Acerca de StudySmarter
StudySmarter es una compañía de tecnología educativa reconocida a nivel mundial, que ofrece una plataforma de aprendizaje integral diseñada para estudiantes de todas las edades y niveles educativos. Nuestra plataforma proporciona apoyo en el aprendizaje para una amplia gama de asignaturas, incluidas las STEM, Ciencias Sociales e Idiomas, y también ayuda a los estudiantes a dominar con éxito diversos exámenes y pruebas en todo el mundo, como GCSE, A Level, SAT, ACT, Abitur y más. Ofrecemos una extensa biblioteca de materiales de aprendizaje, incluidas tarjetas didácticas interactivas, soluciones completas de libros de texto y explicaciones detalladas. La tecnología avanzada y las herramientas que proporcionamos ayudan a los estudiantes a crear sus propios materiales de aprendizaje. El contenido de StudySmarter no solo es verificado por expertos, sino que también se actualiza regularmente para garantizar su precisión y relevancia.
Aprende más
