Los átomos tienen masas tan pequeñas, que no existe balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica. En el laboratorio se manejan muestras macroscópicas que contienen una gran cantidad de átomos. Incluso la muestra más pequeña en el laboratorio contiene una enorme cantidad de átomos, iones o moléculas. Es otras palabras, la pizca más pequeña de materia, tiene un gran número de átomos; por esta razón es conveniente tener una unidad para referirse a grandes cantidades de partículas.
En química, la unidad para manejar el número de átomos, iones o moléculas de una muestra de tamaño común es el mol.
Presenta características, concepto, definiciones de Formula Empírica y Formula Molecular , ejercicios resueltos y ejercicios propuestos. Pasos a seguir para resolver este tipo de ejercicio, explica como realizar el calculo de la forma empirica y de la formula molecular, pasoa a seguir para elaborar un recurso didactico de este contenido, con ejemplos
Presenta características, concepto, definiciones de Formula Empírica y Formula Molecular , ejercicios resueltos y ejercicios propuestos. Pasos a seguir para resolver este tipo de ejercicio, explica como realizar el calculo de la forma empirica y de la formula molecular, pasoa a seguir para elaborar un recurso didactico de este contenido, con ejemplos
El lenguaje de la química para describir las formas de materia y los cambios en su composición es muy particular, empleando símbolos y fórmulas químicas. Por otro lado, aun cuando el átomo es la muestra representativa más pequeña de un elemento, solo los gases nobles se encuentran en la naturaleza como átomos aislados, la mayor parte de la materia está compuesta de moléculas o iones.
La teoría de Bohr fascinó e intrigó a la comunidad científica, en el sentido que se adaptaba para el átomo de hidrógeno y átomos monoelectrónicos, pero no a otros elementos. Al mismo tiempo, muchos científicos cuestionaban por qué las energías del electrón del hidrógeno eran cuantizadas. Es decir, ¿por qué el electrón en el átomo de Bohr está circunscrito a girar en órbitas alrededor del núcleo a longitudes fijas? Durante una década, nadie tuvo una explicación lógica a este cuestionamiento, ni siquiera el mismo Bohr. La solución a este problema se encontró en la nueva Teoría Mecano Cuántica.
La Espectrometría de Masas (EM) es una poderosa y versátil técnica analítica que permite determinar la distribución de las moléculas de una sustancia en función de su masas. Es muy utilizada para identificar los elementos presentes en muestras de materia (masas de átomos, moléculas o fragmentos de moléculas) y determinar sus concentraciones. Casi todos los elementos del Sistema Periódico se pueden determinar por espectrometría de masas.
La Espectrometría de Masas (EM) es una poderosa y versátil técnica analítica que permite determinar la distribución de las moléculas de una sustancia en función de su masas. Es muy utilizada para identificar los elementos presentes en muestras de materia (masas de átomos, moléculas o fragmentos de moléculas) y determinar sus concentraciones. Casi todos los elementos del Sistema Periódico se pueden determinar por espectrometría de masas.
Desde la clínica que tratan las “dependencias químicas” hasta las etiquetas de “sin productos químicos añadidos” en las comidas, la química y los productos químicos parecen ya una parte integral de la vida, aunque no siempre sean referencias positivas. De hecho, todos los objetos materiales, seres vivos o inanimados, se componen de productos químicos.
Al manipular los materiales que les rodean, los seres humanos siempre han practicado la química. Entre prácticas antiguas están el esmaltado de cerámicas, la fundición de minerales para obtener metales y aleaciones, el curtido de pieles, el teñido de telas y la fabricación de queso, vino, cerveza y jabón.
Con la ciencia moderna, los químicos pueden descomponer la materia en sus componentes más pequeños (átomos) y reagrupar estos componentes en materiales inexistentes en la naturaleza y que tienen propiedades nunca vistas. También, se pueden entender y controlar los procesos fundamentales de la vida, también para entender, los procesos que deterioran el medio ambiente, como la formación del smog y la destrucción de la capa de ozono, entre muchos otro.
La característica común de todos los compuestos es que están formados por dos o más elementos. Los compuestos se representan mediante fórmulas químicas que se obtienen combinando los símbolos de los elementos constituyentes. Una fórmula química contiene una considerable información cuantitativa sobre un compuesto y sus elementos constituyentes.
La fórmula química de una sustancia es un representación gráfica que indica su composición química y representa tanto a los elementos presentes como la proporción en la que se encuentran los átomos de dichos elementos. Finalmente, una fórmula química contiene una considerable información cuantitativa sobre un compuesto y sus elementos constituyentes.
Las unidades derivadas son parte del Sistema Internacional de Unidades, y se derivan de las siete (7) unidades básicas, que son: metro (m), unidad de longitud; kilogramo (kg), unidad de masa; segundo (s), unidad de tiempo; amperio (A), unidad de intensidad de corriente eléctrica; kelvin (K), unidad de temperatura; mol (mol), unidad de cantidad de sustancia y, candela (cd), unidad de intensidad luminosa. De estas unidades básicas es posible obtener cualquier otra unidad de medida. Las unidades fundamentales del SI se utilizan para obtener las unidades derivadas. Para ello, utilizamos la ecuación que define la cantidad y sustituimos las unidades fundamentales adecuadas. Por ejemplo, la unidad SI para la distancia (longitud), m, dividida entre la unidad SI para el tiempo, s. Dos unidades derivadas comunes en química son las de volumen y densidad.
Existen fenómenos económicos, sociales, físicos y químicos en los que una variable es proporcional a otra. Por ejemplo, los costos de fabricación son proporcionales al número de unidades producidas. El número de accidentes automovilísticos es proporcional al volumen del tránsito. La 2da Ley de Newton establece que la fuerza (F) sobre un objeto de masa (m) es proporcional a su aceleración a (F = ma). La calibración de equipos en los análisis experimentales. Éstos son modelos y en un experimento, en rara ocasión, encontramos que los datos observados se ajustan al modelo de manera exacta.
Existen fenómenos económicos, sociales, físicos y químicos en los que una variable es proporcional a otra. Por ejemplo, los costos de fabricación son proporcionales al número de unidades producidas. El número de accidentes automovilísticos es proporcional al volumen del tránsito. La 2da Ley de Newton establece que la fuerza (F) sobre un objeto de masa (m) es proporcional a su aceleración a (F = ma). La calibración de equipos en los análisis experimentales. Éstos son modelos y en un experimento, en rara ocasión, encontramos que los datos observados se ajustan al modelo de manera exacta.
Cuando un haz de luz atraviesa un medio que contiene un analito absorbente, su intensidad disminuye a medida que interacciona con el analito. En este sentido, en el estudio de un compuesto por espectrofotometría, el analito debe cumplir dos requisitos: a) que pueda absorber luz, y b) la absorción debe distinguirse de la de otras sustancias en la muestra. Para una disolución de analito a una concentración dada, cuanto mayor sea la trayectoria en el medio por el cual pasa la luz, más absorbentes habrá en la trayectoria y mayor será la atenuación. De manera similar, para una longitud de la trayectoria de la luz dada, cuanto mayor sea la concentración de los absorbentes, mayor será la atenuación. A este fenómeno se le conoce como la ley de Beer-Bouguer-Lambert, comúnmente conocida como ley de Beer.
Cuando un haz de luz atraviesa un medio que contiene un analito absorbente, su intensidad disminuye a medida que interacciona con el analito. En este sentido, en el estudio de un compuesto por espectrofotometría, el analito debe cumplir dos requisitos: a) que pueda absorber luz, y b) la absorción debe distinguirse de la de otras sustancias en la muestra. Para una disolución de analito a una concentración dada, cuanto mayor sea la trayectoria en el medio por el cual pasa la luz, más absorbentes habrá en la trayectoria y mayor será la atenuación. De manera similar, para una longitud de la trayectoria de la luz dada, cuanto mayor sea la concentración de los absorbentes, mayor será la atenuación. A este fenómeno se le conoce como la ley de Beer-Bouguer-Lambert, comúnmente conocida como ley de Beer.
En la actualidad, la espectrometría de absorción atómica (EAA) es el método atómico más utilizado de todos los métodos instrumentales, debido a su simplicidad, eficiencia. La técnica fue introducida en 1955 por Sir Alan Walsh en Australia y por Alkemade y Milatz en los Países Bajos. El primer espectrómetro de absorción atómica comercial fue introducido en 1959 y el uso de esta técnica creció de manera explosiva después de ello.
La relajación de las especies excitadas va acompañada de la producción de espectros de líneas UV y visible, que son útiles para el análisis cualitativo y cuantitativo de elementos. Históricamente, la espectroscopia de emisión atómica requería la atomización y excitación mediante una flama. Estos métodos todavía tienen aplicaciones importantes para el análisis químico. Sin embargo, las fuentes de plasma se han convertido en las más utilizadas en espectrometría de emisión atómica.
Los dispositivos de atomización debe efectuar la compleja tarea de convertir la especie del analito en átomos libres, iones elementales o ambos, en fase gaseosa. Estos dispositivos son clasificados en: Atomizadores Continuos y Atomizadores Discretos. En los primeros, las muestras se introducen de manera continua, como llamas y los plasmas, mientras que en los segundos, con un dispositivo como una jeringa o un automuestreador.
Los dispositivos de atomización debe efectuar la compleja tarea de convertir la especie del analito en átomos libres, iones elementales o ambos, en fase gaseosa. Estos dispositivos son clasificados en: Atomizadores Continuos y Atomizadores Discretos. En los primeros, las muestras se introducen de manera continua, como llamas y los plasmas, mientras que en los segundos, con un dispositivo como una jeringa o un automuestreador.
Para obtener espectros ópticos atómicos, los elementos presentes en una muestra deben convertirse en átomos o átomos ionizados (iones elementales) en estado gaseoso (vapor atómico) por medio de proceso denominado atomización. En condiciones ideales, los átomos se liberan de la influencia de la matriz que los rodea. Lo que significa que los átomos del analito no están químicamente enlazados a ningún otro tipo de átomo. Por otro lado, la matriz de la muestra debería quedar totalmente destruida. De esta manera se mide la absorción UV-Vis, la emisión o fluorescencia de las especies atómicas en el vapor.
La teoría cuántica fue propuesta en 1900 por el físico alemán Max Planck, para explicar las propiedades de la radiación emitida por los cuerpos calientes. La teoría más tarde se amplió para racionalizar los procesos de emisión y absorción.
En esta unidad estudiaremos la espectroscopia de átomos. Estos métodos de espectroscopia son utilizados para la determinación cualitativa y cuantitativa de más de 70 elementos químicos. Como los átomos son la forma más sencilla y pura de la materia y no pueden girar ni vibrar como lo hace una molécula, sólo pueden efectuarse transiciones electrónicas dentro de ellos cuando absorbe energía. Debido a que las transiciones son discretas (están cuantizadas), lo que se obtiene es un espectro de líneas o rayas.
Las moléculas poseen movimiento vibracional continuo. Las vibraciones suceden a valores cuantizados de energía. Los fotones de radiación IR son absorbidos por los enlaces de una molécula pasando a niveles vibracionales superiores. Cada tipo de enlace absorbe energía IR a una frecuencia distinta, lo que permite determinar que grupo funcional posee la molécula en estudio.
La Espectroscopia de infrarrojo (IR) es un técnica analítica que se basa en la energía absorbida por una molécula cuando vibra, alargando y flexionando sus enlaces. La espectroscopia de infrarrojo se utiliza para analizar los grupos funcionales en una molécula. Por otro lado, un espectro es el resultado, en general en forma de gráfica, de un espectrómetro. El análisis de un espectro proporciona información acerca de la estructura molecular del sustancia objeto de estudio.
El principal uso de la espectroscopia infrarroja (IR) es la identificación y estructura de sustancias químicas. Sin embargo, también es útil en el análisis cuantitativo de mezclas complejas de compuestos similares. Cada molécula tendrá un espectro completo y exclusivo de absorción, por lo que se obtiene una “dactiloscopia” de la molécula.
Un libro sin recetas, para la maestra y el maestro Fase 3.pdfsandradianelly
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Asistencia Tecnica Cultura Escolar Inclusiva Ccesa007.pdf
Cantidad de sustancia: El Mol
1. • 1 mol de átomos de H = 6,022X1023 átomos de H
• 1 mol de átomos de He = 6,022X1023 átomos de He.
• 1 mol de átomos de 12C = 6,022X1023 átomos de 12C
• 1 mol de moléculas de H2O = 6,02X21023 moléculas de H2O
• 1 mol de iones NO3
-
= 6,022X1023 iones NO3
-
Un mol de iones, un mol de moléculas o un mol de cualquier cosa
contiene un número de Avogadro (NA = 6,022X1023) de tales objetos,
por ejemplo:
Figura 1. Un mol de varios elementos comunes. Carbono (polvo
negro de carbón), azufre (polvo amarillo), hierro (clavos), alambre
de cobre y mercurio (metal líquido brillante).
Fuente:
Chang,
R.,
&
Goldsby,
K.
(2017).
Ciudad Bolívar, Venezuela Código: InfoQuiGen-CB-04 / Revisión: 00
Cantidad de sustancia: El Mol
#MicroClasesDeCastro / Octubre, 2021 / Por: José Luis Castro Soto
La idea de utilizar una unidad para describir una cantidad de objetos, no es
nueva, ha sido una práctica común, por ejemplo; el par (dos objetos), la docena
(12 objetos) y la gruesa (144 objetos) son unidades de uso común.
Introducción
Las unidades de masa atómica (uma) constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Pero, los átomos
tienen masas tan pequeñas, que no existe balanza para pesarlos mediante unidades calibradas de masa atómica.
Lorenzo Romano Amedeo Carlo
Avogadro di Quaregua e di Cerreto
(1776-1856)
Por ejemplo, si se distribuyeran 6,022X1023
pelotas de béisbol sobre la superficie de la
Tierra, ¡se produciría una capa de más de 14
kilómetros hacia el espacio! Así de grande…
Como los átomos y moléculas son tan
diminutos, es necesario un número inmenso
para estudiarlos en cantidades manejables.
Frecuentemente, el hidrógeno existe en forma
de moléculas diatómicas (dos átomos), y un
mol de hidrógeno son 6,022X1023 moléculas de
H2, a su vez 2(6,022X1023) átomos de H.
En química, la unidad para manejar el número de átomos, iones o moléculas de una muestra de tamaño común es el mol.
El mol
Un mol del latín “moles”, que significa “una masa”. En el SI, se define como “la cantidad de una sustancia que contiene
tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones o partículas) como el número de átomos que hay en exactamente
en 12 g (0,012 kg) del isótopo de carbono-12, isotópicamente puro”. El número real de átomos en 12 g de carbono-12, ha
sido determinado experimentalmente y se le conoce como número de Avogadro (NA) en honor a Amedeo Avogadro.
En el laboratorio se manejan muestras macroscópicas que contienen una gran
cantidad de átomos. Incluso la muestra más pequeña en el laboratorio contiene
una enorme cantidad de átomos, iones o moléculas. Es otras palabras, la pizca
más pequeña de materia, tiene un gran número de átomos; por esta razón es
conveniente tener una unidad para referirse a grandes cantidades de partículas.
El valor comúnmente aceptado es:
NA = 6,0221413X1023
Por lo general, este número se redondea a 6,022x1023.
Así, igual que una docena de huevos contiene 12 huevos, 1 mol de átomos de
hidrógeno contiene 6,022X1023 átomos de H.
En la Figura 1 se muestra 1 mol de varios
elementos comunes.
Un par de zapatos
(2 unidades)
Una docena
de huevos
(12 unidades)
Note que el resultado es un número muy grande. Cada vez que se calcule el número de átomos, moléculas o iones
de una muestra de materia, es de esperar que el resultado sea un número muy grande. En contraste, los moles de
la muestra generalmente será mucho más pequeño.
Ejemplo 6. Calcule el número de átomos en una moneda antigua de cobre. La moneda pesa alrededor de 3 g,
suponga que es 100% de cobre.
átomosCu = 3 g Cu
1 mol Cu
63,5 g Cu
6,022x1023 átomos Cu
1 mol Cu
( )( )= 2,8X1022 átomos Cu
/ /
/ /
1 mol C
6,022X1023 átomos de C
X
12,01 g
1 mol C
gC
60
= 1,197X10-21 g
gC
60
= 1 molécula C60 X
/ /
Ejemplo 5. La molécula C60 se denomina buckminsterfullereno porque su forma se asemeja a
los domos geodésicos diseñados por el arquitecto visionario R. Buckminster Fuller. ¿Cuál es la
masa (en gramos) de una molécula de C60?
3. Cálculo:
1. Buscando en la tabla periódica encontramos que: 1 mol de C = 12,01 g C
2. A partir de esta igualdad se derivan dos factores de conversión
Buckminsterfullereno
(C60) o fureleno
/ /
60 átomos de C
1 molécula C60
X
Ejemplo 3. El helio (He) es un gas valioso utilizado en la industria, en investigaciones en las que se requiere baja
temperatura, en los tanques para buceo profundo y para inflar globos. ¿Cuántos moles de átomos de He hay en
6,46 g de He?
3. Cálculo:
1. Buscando en la tabla periódica
encontramos que:
1 mol de He = 4,003 g He
2. A partir de esta igualdad se
derivan dos factores de
conversión
4,003 g He
1 mol de He
1 mol de He
4,003 g He
y
El factor de la izquierda es de
nuestro interés.
1 mol de He
4,003 g He
nHe = 1,61 mol de He
nHe = 6,46 g He X
/ /
65,39 g Zn
1 mol de Zn
1 mol de Zn
65,39 g Zn
y
El factor de la derecha es de nuestro
interés.
65,39 g Zn
1 mol Zn
gZn = 23,3 g de Zn
gZn = 0,356 moles Zn X
/ /
Ejemplo 4. El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para fabricar latón (con cobre) y para recubrir hierro
con la finalidad de prevenir la corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0,356 moles de Zn?
3. Cálculo:
1. Buscando en la tabla periódica
encontramos que:
1 mol de Zn = 65,39 g Zn
2. A partir de esta igualdad se
derivan dos factores de conversión
El análisis dimensional proporciona una ruta directa para convertir gramos a número de átomos. La masa molar y el número
de Avogadro se utilizan como factores de conversión para convertir gramos a moles y, luego, moles a átomos.
@jlcastros78 Micro Clases de Castro
José Luis Castro Soto @MicroClasesDeCastro
@MClasesDeCastro
Referencias Bibliográficas
Chang, R., & Goldsby, K. (2017). Química (Duodécima ed.). México, D. F., México: McGraw-Hill Interamericana Editores, S.A.
Brown, T., LeMay, H., Murphy, C., Bursten, B., & Woodward, P. (2014). Química, la ciencia central (Decimosegunda ed.).
Naucalpan de Juárez, México: Pearson Educación de México, S.A. de C.V.
Rizzotto, M. (2007). Diccionario de Química General e Inorgánica. Rosario, Argentina: Corpus Editorial y Distribuidora.
Whitten, K., Davis, R., Peck, M., & Stanley, G. (2015). Química (Decima ed.). Madrid, España: Cengage Learning Editores.
Ejemplos de formulaciones de factores unitarios.
12 huevos
1 docena de huevos
1 docena de huevos
24 onzas de huevos
6,022x1023 átomos de Fe
1 mol de átomos de Fe
55,847 g de Fe
1 mol de átomos de Fe
1 docena de huevos
12 huevos
24 onzas de huevos
1 docena de huevos
6,022x1023 átomos de Fe
1 mol de átomos de Fe
1 mol de átomos de Fe
55,847 g de Fe
12 huevos
24 onzas de huevos
55,847 g de Fe
6,022x1023 átomos de Fe
24 onzas de huevos
12 huevos
6,022x1023 átomos de Fe
55,847 g de Fe
Una vez conocida la masa molar de
un átomo y el número de Avogadro,
es posible calcular la masa, en
gramos (g) o kilogramos (kg), de un
solo átomo. Observe:
Por ejemplo, sabemos que la masa molar del carbono-12 es de 12 g, además
que hay 6,022X1023 átomos de carbono-12 en 1 mol de sustancia; por lo
tanto, la masa de un átomo de carbono-12 está dada por:
12 g/mol de átomos de carbono-12
6,022X1023 átomos / mol de carbono-12
X 1 átomo = 1,993X10-23 g
/
/
/ /
Masa molar
Sabemos que un (1) mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exactamente de 12 g, también que contiene 6,022X1023
átomos. Esta cantidad de carbono-12 es su masa molar y se define como “la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de
unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia”. En los cálculos, las unidades de masa molar son g/mol o kg/mol.
Concluyendo, si sabemos
la masa atómica de un
elemento, entonces
también conocemos su
masa molar.
De igual manera, la masa
atómica del átomo de
sodio (Na) es de 22,99
uma y su masa molar es
de 22,99 g.
En tanto, la masa atómica
del fósforo es de 30,97
uma y su masa molar es
de 30,97 g, y así
sucesivamente.
Note que la masa molar
del carbono-12 (g) es
numéricamente igual a su
masa atómica expresada
en uma.
Podemos utilizar el resultado anterior para determinar la relación entre las unidades de masa atómica y los gramos.
= 6,022X1023 uma/g
1 átomo de carbono-12
1,993X10-23 g
uma
gramo X
12 uma
1 átomo de carbono-12
=
Este ejemplo demuestra que el número de Avogadro se puede utilizar para convertir unidades de masa atómica a
masa en gramos y viceversa.
Por lo tanto, 1 g = 6,022X1023 uma y 1 uma = 1,661X10-24 g
Debido a que la masa de todo átomo de carbono-12 es exactamente 12 uma, el número de unidades de masa
atómica equivalente a 1 gramo es:
Figura 2. Relaciones entre la masa (m) en gramos de un elemento y el número de moles del elemento (n) y entre
el número de moles de un elemento y el número de átomos (N) de un elemento. “M” es la masa molar (g/mol)
del elemento y NA es el número de Avogadro.
Fuente: Chang, R., & Goldsby, K. (2017).
El concepto de mol constituye un puente entre la
masa y el número de partículas. Los conceptos de
masa molar y el número de Avogadro se utilizan
como factores de conversión entre masa y moles de
átomos y entre moles y número de átomos (Figura 2).
1 mol de X
masa molar de X
1 mol de X
6,022X1023 átomos X
y
donde X representa el símbolo del elemento. Mediante factores
de conversión es posible convertir una cantidad en otra.
En estos cálculos se emplearán los siguientes factores de
conversión:
Tabla 1• Relaciones molares comunes.
Nombre de la sustancia Fórmula Masa fórmula (uma) Masa molar (g/mol)
Número y tipo de partículas
en un mol
Nitrógeno atómico N 14,0 14,0 6,022X1023 átomos de N
Cloruro de bario BaCl2 208,2 208,2 6,022X1023 unidades de BaCl2
6,022X1023 iones Ba2+
2(6,022X1023) iones Cl-
Nitrógeno molecular N2 28,0 28,0 6,022X1023 átomos de N
2(6,022X1023) átomos de N2
Ejemplo 1. ¿Cuántos átomos hay en 2,451 moles de hierro?
2. Cálculo:
1. Un (1) mol de átomos de un elemento tiene el
número de Avogadro de átomos. Entonces se pueden
establecer dos factores:
1 mol de átomos
6,022X1023 átomos
6,022X1023 átomos
1 mol de átomos
Y
El factor de la izquierda es de nuestro interés.
6,022X1023 átomos de Fe
1 mol de átomos de Fe
átomosFe = 1,476X1024 átomos de Fe
átomosFe = 2,451 mol Fe X
/ /
= 1,75X1022
moléculas C6H12O6
Ejemplo 2. Calcule: a) ¿Cuántas moléculas de glucosa hay en 5,23 g de C6H12O6? y b) ¿Cuántos átomos de
oxígeno hay en esta muestra?
6 átomos O
1 molécula C6H12O6
b) átomosO = 1,75X1022 moléculas C6H12O6 X
/
1 mol C6H12O6
/
/
X
/
= 1,05X1023 átomos de O
6,022X1023 moléculas C6H12O6
1 mol de C6H12O6
180,0 g C6H12O6
a) moléculasC6H12O6
= 5,23 g C6H12O6 X