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Millones de átomos de hidrógeno caben en la punta de una aguja, ¡así que puedes imaginarte lo pequeños que son! Pixabay.
Los científicos no pueden pasarse todo el día mirando al microscopio contando átomos, así que los contamos en grupos basándonos en el número de Avogadro. También utilizamos la unidad de moles.
En este artículo veremos las muchas formas en que el número de Avogadro y el mol son importantes.
- Este artículo trata sobre el número de Avogadro y el mol .
- Veremos un ejemplo del número de Avogadro para calcular el número de átomos
- Trataremos la importancia del mol, la estequiometría
- Por último, aprenderemos a convertir de gramos a moles y de moles a átomos.
El número de Avogadro y la definición de mol
Empecemos por ver la definición del número de Avogadro y del mol.
El número deAvogadro fue calculado por Jean Perrin en 1909, y debe su nombre a Amedeo Avogadro, quien propuso originalmente el concepto. Es igual a 6,022×1023, y se utiliza en química para contar objetos diminutos como átomos o protones.
El número de Avogadro no tiene unidades. Técnicamente podemos utilizarlo para contar cualquier cosa, pero es un número tan masivo que en realidad sólo es práctico para cosas pequeñas como átomos o moléculas. Es parecido a que "una docena" puede referirse a 12 cosas, pero normalmente lo utilizamos sólo para contar huevos. Cuando contamos átomos/moléculas, utilizamos la unidad mol (no el animal, ¡aunque son bonitos!).
Un mol es la unidad estándar utilizada para contar grandes cantidades de átomos, moléculas o partículas. 1 mol equivale al número de Avogadro.
El número de Avogadro y la importancia del mol
El mol es la forma estándar de contar cosas en química. Se utiliza en nuestras fórmulas y ecuaciones químicas, y sirve para convertir de UMA (unidad de masa atómica) a la unidad mucho más práctica de gramos.
El mol, el número de Avogadro y la estequiometría
Cuando escribimos fórmulas y ecuaciones químicas, las unidades que utilizamos son moles. Veamos una reacción
$$2H_{2,(g)} + O_{2,(g)} \rightarrow 2H_2O$$
El coeficiente (número delante) de cada molécula es igual al número de moles. Si no hay coeficiente escrito, es 1. Así que en este caso, tenemos 2 moles de H₂ y H2Oy 1 mol de O2. El subíndice (número pequeño) nos indica el número de moles por elemento. Así, en el caso del O2, hay 2 moles de oxígeno atómico, O, por 1 mol de oxígeno molecular, O2. Ahora que sabemos lo básico, vamos a trabajar en un problema.
$$Ba(OH)_{2\,(aq)}+2HCl_{aq} \rightarrow BaCl_{2\,(aq)}+2H_2O_{(l)}$$
1) ¿Cuántos átomos de O hay en el Ba(OH)2?
Cuando tenemos un paréntesis, multiplicamos el coeficiente por el entero, por lo que tenemos 2 mol de átomos de O. A continuación, sabemos que 1 mol = 6,022 x 10 23, por lo que tenemos 12,044 x 1023 átomos de O.
2) ¿Cuántos átomos de H hay en 2H2O?
2) Al contar los moles totales, siempre hay que multiplicar el subíndice por el coeficiente. Hay 2 moles de átomos de H por molécula, pero como tenemos 2 moles de H2Oy no 1, en realidad tenemos 4 moles de H. Eso significa que en total tenemos 2,4088 x 1024 (24,088 x 1023) átomos de H.
Las reacciones químicas deben seguir la ley de conservación de la masa. Esta ley dice que la masa no puede crearse ni destruirse en una reacción (es decir, nuestros productos tienen que tener la misma masa que nuestros reactantes). Al escribir las reacciones químicas, tenemos que respetar esta ley. Para conseguirlo, equilibramos el número de moles de cada elemento utilizando la estequiometría (estequiometríano es más que una palabra elegante para la relación entre productos y reactantes). He aquí un ejemplo:
Equilibra la reacción:
$$C_3H_{8\,(g)} + O_{2\,(g)} flecha recta CO_{2\,(g)} + H_2O_(l)}$$
Empecemos contando los moles de cada lado.
En el lado izquierdo (reactantes) tenemos 3 moles de C, 8 moles de H y 2 moles de O
Y en el lado derecho (productos) 1 mol de C, 3 moles de O (2 deCO2 y 1 de H2O) y 2 moles de H
De entrada, vemos que nada está equilibrado. Podemos empezar multiplicandoel CO2 por 3 para equilibrar nuestro C
$$C_3H_{8\\,(g)} + O_{2\,(g)} \$$(l)$$(l)$$(l)$$(l)$$(l)$$
Ahora podemos equilibrar el H multiplicando el H2Opor 4
$$C_3H_{8\,(g)} + O_{2\,(g)} flecha derecha 3CO_{2\,(g)} + 4H_2O_(l)}$$
El último es el O. Ahora tenemos 10 O a nuestra derecha (6 delCO2 y 4 del H2O), así que multiplicamos el O2 por 5 para obtener nuestra reacción final equilibrada
$$C_3H_{8\\,(g)} + 5O_{2\,(g)} \rightarrow 3CO_{2\,(g)} + 4H_2O_(l)}$$
Cuando hacemos experimentos, normalmente medimos en gramos, no en moles. Así que ahora tenemos que ver cómo convertimos entre estas unidades.
La masa atómica y molar
La forma de convertir de moles a gramos (o viceversa) es utilizando la masa atómica de un elemento.
La masa atómica de un elemento es la masa media de todos los isótopos de un elemento medida en amu. 1 amu = 1 g/mol.
Cuando nos referimos a la masa de un compuesto entero, se denomina peso molecular/masa molar. El peso molecular es la suma de las masas atómicas de cada elemento de un compuesto. Saber convertir de moles a gramos es importante a la hora de experimentar por muchas razones.
Una razón es que podemos calcular el rendimiento de una reacción (masa de productos), basándonos en la masa de reactantes. También es importante porque medimos las cosas en gramos, pero todas nuestras ecuaciones/fórmulas químicas están en moles.
Dados los compuestos siguientes, ¿cuál es su masa molar?
a. SF6
b. Ba(OH)2
a.$$S:32,06 \frac{g}{mol},\frac{g}{mol},F:19,00 \frac{g}{mol}$$$$32,06 \frac{g}{mol}+(19,00 \frac{g}{mol}*6)=146,06 \frac{g}{mol}$$
b. $$Ba:137,33 \frac{g}{mol},\frac{g}{mol},O:16,00 \frac{g}{mol},\frac{g}{mol},H:1,01 \frac{g}{mol}$$
$$137,33 \frac{g}{mol}+(16,00 \frac{g}{mol}*2)+(1,01 \frac{g}{mol}*2)=171,35 \frac{g}{mol}$$
Utilización del número de Avogadro y del concepto de mol para las conversiones
Ahora que sabemos cómo calcular el peso molecular, pasemos a convertir de gramos a moles y viceversa¿Cuántos moles de Fe3(PO4)2 hay en 143,2 g?
$$Fe: 55,85 \frac{g}{mol},\,P: 30,97 \frac{g}{mol} \O: 16,00 \frac{g}{mol}$$
$$(55.85\frac{g}{mol}*3)+(30.97\frac{g}{mol}*2)+(16.00\frac{g}{mol}*8)=357.49\frac{g}{mol}$$
$$\frac{143.2\,g}{357.49\frac{g}{mol}}=0.401\,mol$$
Es útil considerar estas conversiones como una escalera o un peldaño. Puedes subir o bajar, pero necesitas dar cada paso para llegar a tu destino.
Siguiendo los "peldaños" podemos convertir entre unidades. StudySmarter Original.
En algunos elementos/compuestos, el número de átomos es igual al número de moléculas. Por ejemplo, en el NaCl, tanto el Na como el Cl no tienen subíndices (por tanto, un subíndice de 1), por lo que estos valores son iguales.
Composición porcentual
Los moles y la masa molar también pueden utilizarse para calcular la composición porcentual .
La composiciónporcentual es el porcentaje de un compuesto que constituye un elemento en masa. La fórmula es
$$\% \text{masa}=\frac{\text{masa del elemento en 1 mol}}{\text{masa molar del compuesto}}*100\%$$
He aquí un ejemplo:
¿Cuál es la composición porcentual de H y O en el H2O?
Lo primero que tenemos que hacer es calcular la masa molar.
$$H: 1,01\frac{g}{mol},\,O: 16,00\frac{g}{mol}$$
$$(1.01\frac{g}{mol}*2)+16.00\frac{g}{mol}=18.02\frac{g}{mol}$$
Ahora que tenemos la masa total, podemos determinar el porcentaje de masa de cada elemento.
$$H: \frac{2,02\frac{g}{mol}}{18,02\frac{g}{mol}}*100\%=11,2\%,\text{(como tenemos 2 H, necesitamos duplicar la masa atómica)}$$
$$O: \frac{16.00\frac{g}{mol}}{18.02\frac{g}{mol}}*100\%=88.8\%$$
También podemos utilizar la composición porcentual para calcular la masa de un elemento. Así, para nuestro ejemplo anterior, el H2Otiene una composición del 11,2% de H:
$$\frac{11.2}{100}*18.02\frac{g}{mol}=2.02\frac{g}{mol}$$
Al calcular la composición porcentual, debes asegurarte de que tus porcentajes suman 100. En el ejemplo anterior, si hubiéramos olvidado multiplicar la masa de H por 2, el porcentaje total no habría sido igual a 100.
El número de Avogadro y el mol - Puntos clave
- El número deAvogadro es igual a 6,022 × 1023 y se utiliza para contar cosas como moléculas o átomos.
- 1 mol es igual al número de Avogadro y es la unidad estándar utilizada para contar moléculas o átomos.
- El mol es importante para escribir y equilibrar ecuaciones químicas.
- Podemos utilizar el número de Avogadro y el mol para calcular el número de átomos o moléculas cuando nos dan gramos.
- La fórmula para la composición porcentual es \(\% \text{masa}=\frac{\text{masa del elemento en 1 mol}}{\text{masa molar del compuesto}}*100\%) Se utiliza para determinar qué porcentaje representa un elemento en un compuesto en función de su masa.
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