TRANSFORMACION DE MOLES

ESTUDIANTES DE GRADO DECIMO TEMA :TEMPERATURA Y MOLES , FACTORES DE CONVERSION

ACTIVIDADES A DESARROLLAR

1. VER LOS VIDEOS
2. REALIZAR RESUMEN
3.ESTUDIARLATEORIA DE CADA TEMA Y REALIZAR LOS EJEMPLOS
4.DESARROLLAR LOS EJERCICIOS PROPUESTOS

VIDEO 1




VIDEO 2


VIDEO 3




TEORIA DEL CONCEPTO MOL

Concepto de mol. Número de Avogadro
La masa de los átomos es muy pequeña. Si se toma como ejemplo el átomo de calcio, cuyo radio es de 2 por 10-8 cm, para completar una distancia de un centímetro habría que colocar en fila unos 50.000.000 de átomos. Esto hace que sea imposible pesar los átomos de forma individual, pues la porción más pequeña que puede obtenerse en un laboratorio contiene un número muy grande de átomos. Por esto, en cualquier situación real hay que manejar cantidades enormes de átomos, lo que hace necesario disponer de una unidad para describirlas de forma adecuada.
Concepto de mol

La unidad empleada por los químicos para expresar el peso de los átomos es el equivalente a un número muy grande de partículas y recibe el nombre de mol. De acuerdo con el Sistema Internacional, el mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas, iones?) como el número de átomos existentes en 0,012 kg de carbono-12 puro.

Numerosos experimentos han llevado a los químicos a deducir que:

1 mol = 6,023 × 10 a la 23 partículas

Esa cantidad, que suele redondearse a 6,023 x 10 a la 23, se denomina constante o número de Avogadro, en honor al científico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856).
La unidad de mol se refiere a un número fijo de «entidades» cuya identidad se debe especificar, indicando si se refiere a un mol de átomos, de moléculas o de otras partículas. Así:

* El helio es monoatómico:

1 mol de He = 6,023 x 10 a la 23 átomos de He.
* El hidrógeno es diatómico:

1 mol de H2 = 1 mol = 6,023 × 10 a la 23 moléculas de H2.1 mol de H2 = 2 × 6,023 × 10 a la 23 = 12,044 x 10 a la 23 átomos de H.

Compuestos de azufre: trióxido de azufre (SO) y ácido sulfúrico (HSO).
El mol y las masas atómicas

Cualquier tipo de átomo o molécula tiene una masa característica y definida. Como el mol se define como el número de átomos que hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12, se entiende que la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento es numéricamente igual al peso atómico, en unidades de masa atómica de dicho elemento. En la tabla siguiente se ilustra esta teoría con ejemplos:
>
Elemento Masa atómica Masa muestra Contiene
Aluminio (Al) 26,98 26,98 6,023 × 10 a la 23 átomos de aluminio o un mol de átomos de aluminio
Hierro (Fe) 55,85 55,85 6,023 × 10 a la 23 átomos de hierro o un mol de átomos de hierro
Oro (Au) 196,97 196,97 6,023 × 10 a la 23 átomos de oro o un mol de átomos de oro
El mol y las masas moleculares

La masa molecular de una sustancia es la suma de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces en que se encuentra. La masa en gramos de un mol de moléculas es numéricamente igual a esa masa fórmula. En la tabla adjunta se exponen algunos ejemplos:
Compuesto Masa molar Contiene
Agua (H2O) 18,0 g 6,023 × 10 a la 23 moléculas de agua
6,023 × 10 a la 23 átomos de oxígeno
12,044 × 10 a la 23 átomos de hidrógeno
Trióxido de azufre (SO3) 80,06 g 6,023 × 10 a la 23 moléculas de trióxido de
azufre
6,022 × 1023 átomos de azufre
18,066 × 1023 átomos de oxígeno
Tricloruro de hierro (FeCl3) 162,35 g 6,023 × 10 a la 23 moléculas de tricloruro
de hierro
6,023 × 10 a la 23 átomos de hierro
18,066 × 10 a la 23 átomos de cloro

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VER LOS EJEMPLOS Y ENTENDERLOS


EJERCICIOS PROPUESTOS



OBJETIVO.- Distinguir los conceptos de mol y de número de Avogadro para aplicarlos en la resolución de problemas.

Introducción.- El concepto de mol es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química.

MOL.- Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.

Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.023x 10 a la. Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.


Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.
1 MOL de un elemento = 6.023 x 10 a la 23 átomos


Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

Para cualquier ELEMENTO:
1 MOL = 6.023 X 10 a la 23 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

Ejemplos:
Moles

Átomos

Gramos
(Masa atómica)
1 mol de S

6.023 x 10 a la 23 átomos de S

32.06 g de S
1 mol de Cu

6.023 x 10 a la 23 átomos de Cu

63.55 g de Cu
1 mol de N

6.023 x 10 a la 23 átomos de N

14.01 g de N
1 mol de Hg

6.023 x 10 a la 23 átomos de Hg

200.59 g de Hg
2 moles de K

1.2044 x 10 a la 22 átomos de K

78.20 g de K
0.5 moles de P

3.0110 x 10 a la 22 átomos de P

15.485 g de P

En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos:

¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
25.0 g Fe ( 1 mol
55.85 g ) = 0.448 moles Fe La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma

¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)?
Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg.
Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.
5.00 g M (1 mol 24.31 g) = 0.206 mol Mg

¿Cuál es la masa de 3.01 x 10átomos de sodio (Na)?
Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a gramos.
3.01 x 1023 átomos Na (22.99 g 6.023 x 10 a la 23 átomos)= 1.31 x 10 a la 23 átomos Na

Masa molar de los compuestos.-
Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.
A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.

Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.
KOH (hidróxido de potasio)
K 1 x 39.10 = 39.10
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
56.11 g

Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II)
Cu 3 x 63.55 = 190.65
P 2 x 30.97 = 61.04
O 8 x 16 = 128 +
379.69 g

Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)
Al 2 x 26.98 = 53.96
S 3 x 32.06 = 96.18
O 9 x 16 = 144 +
294.14 g

En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.
1 MOL = 6.022 x10 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)

Ejemplos:
¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?
En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH
Na 1 x 22.99 = 22.99
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
40.00 g

La secuencia de conversión sería:

1.00 Kg NaOH ( 1000 g
1 Kg ) = 1000 g NaOH

1000 g NaOH ( 1 mol
40.00 g )
= 25.0 mol NaOH

¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?
Calculamos la masa molar del H2O.
H 2 x 1.01 = 2.02
O 1 x 16 = 16 +
18.02 g

5.00 mol H2O ( 18.02 g
1 mol ) = 90.1 g H2O

¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g?
Calculamos la masa molar del HCl.
H 1 x 1.01 = 1.01
Cl 1 x 35.45 = 35.45 +
36.46 g

25.0 g HCl (
6.022 x 1023 moléculas
36.46 g) = 4.13 x 10 moléculas HCl



COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.
% A =

masa total del elemento A masa molar del compuesto

X 100

Ejemplo:
Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)


1) Calculamos la masa molar del compuesto

Ni 2 x 58.69 = 117.38
C 3 x 12.01 = 36.03
O 9 x 16 = 144 +
297.41 g

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.

% Ni =
117.38
297.41
x 100 = 39.47%

% C =
36.03
297.41
x 100 = 12.11%

% O =
144
297.41
x 100 = 48.42 %

Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo:
39.47 + 12.11 + 48.42 = 100

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.

La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.


Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica.

Ejemplos:
Compuesto

Fórmula molecular

Fórmula empírica
Acetileno

C2H2

CH
Benceno

C6H6

CH
Formaldehído

CH2O

CH2O
Ácido acético

C2H4O2

CH2O
Glucosa

C6H12O6

CH2O
Dióxido de carbono

CO2

CO2
Hidrazina

N2H4


NH2


A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto.

Ejemplo:
El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?

PASO 1
Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos.

En 100 g de propileno hay
14.3 g de H
85.7 g de C




PASO 2
Convertir los gramos a moles.

14.3 g H (
1 mol de H
1.01 g H
) =14.16 mol H

85.7 g de C (1 mol de C12.01 g C) =7.14 mol C

PASO 3
Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.


H 14.6
7.14 = 2.04 C 7.14
7.14 = 1.0

Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano.

FÓRMULA EMPÍRICA: CH2
PASO 4
Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.

Fórmula empírica CH2
C 1 x 12.01 = 12.01 n = 42.00
14.03 = 2.99 3
H 2 x 1.01 = 2.02 +
14.03


FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos calcular la empírica aun cuando el problema no la pida.

Un sulfuro de hierro contiene 2.233 g de Fe y 1.926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?
Como en este problema los datos están expresados en gramos, se omite el primer paso y directamente pasamos al PASO 2.
2.233 g Fe ( 1 mol Fe 55.85 g Fe)
= 0.0399 0.04mol Fe

32.06 g S (1.926 g S 1 mol S ) = 0.06 mol S

PASO 3


Fe
0.04
0.04 = 1 S 0.06
0.04 = 1.5

Las fracciones de 0.5 no se pueden redondear. El número más pequeño que multiplicado por 1.5 da un entero es 2.
A continuación se muestra una tabla con los decimales y el entero por el que se deben multiplicar.
Fracción decimal

Multiplicar por
0.5

2
0.3

3
0.25

4

En este caso usaremos el número 2 el cual debe multiplicarse por los cocientes de cada elemento.
Fe 1 x 2 = 2 S 1.5 x 2 = 3

FÓRMULA EMPÍRICA: Fe2S3
PASO 4

Fe2S3
Fe 2 x 55.85 = 111.7
S 3 x 32.06 = 96.18 +
207.88 g
n = 208
207.88 =1

Como en este caso n = 1, la fórmula empírica y la molecular son iguales.

FÓRMULA MOLECULAR:Fe2S3


¿Cuál es la masa, en gramos de un átomo de azufre? ¿Y de un átomo de hierro? ¿Y de una molécula de hidrógeno? ¿Y de una de oxígeno?.
1 Calcula la masa de un mol de átomos de azufre. De un mol de átomos de hierro. De un mol de moléculas de hidrógeno. De un mol de moléculas de oxígeno.
2¿Cuántos moles serán 27 g de hidróxido de calcio? (Na(OH))
3 ¿Cuántas moléculas hay en un mg de agua? ¿Y en 0,25 moles de metano? ¿Cuántos átomos hay en cada uno de los dos casos anteriores?
4 Se tiene una mezcla de 10 g de hidrógeno y 40 g de oxígeno. Usando los datos del sistema periódico, contesta:
A. ¿Cuántos moles de hidrógeno y oxígeno tienes?
B. ¿Cuántas moléculas de agua se formarán?
C. ¿Cuántos gramos de agua se han formado?
D. Estudia si ha sobrado algún elemento y di en qué cantidad.
5 Clasifica de mayor a menor, por el número de partículas, las siguientes cantidades: 10 g de carbonato de calcio, 0,5 moles de cloruro de sodio, 28 g de hidróxido de calcio y 0,05 moles de ácido nítrico.
6 Calcula el volumen ocupado por un mol de un gas en condiciones normales (CN).
7 El carbonato de calcio puede descomponerse bajo la acción del calor en óxido de calcio (sólido) y dióxido de carbono (gas). Si descomponemos 100 g y enfriamos los productos hasta CN. ¿Cuál será el volumen obtenido de CaO y CO2?.
8 Tenemos 90 g de agua a 25º C, la calentamos hasta 223º C y a una presión de 2 atm. ¿Qué volumen ocupará cuando esté líquida y en estado gaseosa?.
9 A la temperatura y presión de 2,5 atm se produce la combustión de 180 g de butano (C4H10) cuya riqueza es de 80 %. Calcular:
A. Masa de oxígeno necesaria.
B. Volumen de CO2 obtenido en C.N.
Datos: H=1 ; C=12 ; O=16 ; R=0,082 atm·l/mol·K.
10 Se tienen 500 g de sulfato férrico. Calcular:
A. Número de moles de sulfato férrico.
B. Número de átomos de oxígeno.
Datos: Fe=56 ; O=16 ; S=32 ; NA=6,023x 10 a la 23 partículas/mol.
11 El análisis elemental de un hidrocarburo ha permitido determinar su composición centesimal: 92,31 % de C y el resto H. Calcular la fórmula molecular (verdadera) si el peso molecular del hidrocarburo es 104. Datos: C=12 ; H=1.
12 Se somete a combustión 608 g de pentano (C5H12), cuya riqueza es del 80 %. Calcular el número de moles que se obtienen de dióxido de carbono. Datos: C=12 ; H=1 ; O=16.
13 Se tiene una mezcla de 10 g de hidrógeno y 40 g de oxígeno. ¿Cuántos moles de hidrógeno y oxígeno se tiene?¿Cuántas moléculas de agua se forman?¿Cuántos gramos de agua se han formado?
14 Hallar la fórmula empírica de un compuesto cuyo análisis dio la siguiente composición centesimal: Fe=77,7 % y O=22,3 %.