Concepto DE MOL PDF

Preview

Summary

Concepto de mol, para que sirve, que es....

Description

CONCEPTO DE MOL, NÚMERO DE AVOGADRO Y VOLUMEN MOLAR NORMAL

CONCEPTO DE MOL La unidad fundamental del razonamiento químico es el átomo o la molécula. Siempre que se trabaja con una sustancia real es de gran importancia saber cuántos átomos o moléculas las forman, para cualquier cálculo o ecuación que sea necesario resolver, ese dato será esencial. Por supuesto, y debido a la naturaleza extremadamente pequeña de las partículas de materia (sean átomos, moléculas o iones) ese número será muy grande en las porciones de sustancia que se utilicen en los experimentos. Con el objetivo de no utilizar números tan grandes se definió una unidad adecuada de cantidad de materia: el mol. Varias palabras en nuestro lenguaje expresan cantidades de objetos, por ejemplo. La palabra docena representa el número 12. En química la palabra mol representa el número 6.02 x 1023. Por ejemplo: un mol de átomos de helio son 6.02 x 10 23 átomos de helio. En un mol de moléculas de agua hay 6.02 x 10 23 moléculas de agua y, como una molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, entonces en un mol de moléculas de agua hay 2 x 6.02 x 10 23 = 1.2 x 1024 átomos de hidrógeno y 6.02 x 10 23 átomos de oxígeno. El mol es la unidad de cantidad de materia en el Sistema Métrico Legal Argentino (SIMELA) y en el Sistema Internacional de Unidades (SI). Se lo define como la cantidad de materia de un sistema que contiene tantas unidades elementales como átomos hay en 0.012 Kg de 12C, o lo que es lo mismo, en 12g del isótopo de carbono de número de masa 12. De acuerdo con la definición dada, el número de átomos de de carbono que hay en 12g de 12C es 6.02 x 1023, o lo que es lo mismo, un mol de átomos.

El número de átomos que hay en exactamente 12g de 12C es una constante de gran importancia en química llamada Constante de Avogadro. Su valor es 6.02 x 1023 y se simboliza NA.

La masa de un mol de átomos de cualquier elemento es numéricamente igual a la masa atómica relativa de dicho elemento expresada en gramos. Ejemplo: la masa atómica relativa del átomo de Na es 22,99, entonces: la masa de 1 mol de átomos de Na es 22,99 g. La masa de un mol de moléculas de cualquier sustancia es numéricamente igual a la masa molecular relativa de dicha sustancia expresada en gramos y se conoce como Masa Molar (M). Ejemplo: la masa molecular relativa de la molécula de dióxido de azufre (SO2), es 64, entonces: la masa de 1 mol de moléculas de SO2 es 64 g. Recuerda prestar atención a la magnitud de masa con la cual se trabaja: 1 átomo de Na tiene una masa de 22,99 uma 1 mol de átomos de Na tiene una masa de 22,99 g 1 molécula de SO2 tiene una masa de 64 uma 1 mol de moléculas de SO2 tiene una masa de 64 g

Un mol contiene siempre 6.02 x 1023 partículas, pero la masa de un mol difiere de una sustancia a otra. Con estos conceptos podemos relacionar entonces la cantidad de moles de una sustancia con su masa teniendo en cuenta su masa atómica o molecular relativa,

VOLUMEN MOLAR NORMAL Como ya hemos mencionado, muchas sustancias se encuentran en estado gaseoso en determinadas condiciones de presión y temperatura. Para poder cuantificar la cantidad de átomos o moléculas de una sustancia gaseosa recurrimos al concepto de volumen molar normal. Las investigaciones experimentales demuestran que a la presión de una atmósfera y a la temperatura de 0ºC ( 273 K ) condiciones que se conocen con la sigla CNPT (condiciones normales de presión y temperatura), un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa un volumen de 22,4 litros.

Por lo tanto, podemos calcular el número de moles que forman cualquier muestra gaseosa, comparando su volumen medido en CNPT con 22,4 L.

Volumen molar normal: es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia gaseosa en CNPT. Este volumen es siempre 22,4 litros....