Aplicar la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos. BLOQUE I Aplicar la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos.

DÍA INTERNACIONAL DEL MOL ¿Sabían que la American Chemical Society (ACS) declaró el 23 de octubre de cada año como día del mol? Ese día muchas facultades de química en el mundo amanecen de fiesta celebrando al mol.  Asimismo, la UNESCO ha declarado al 2011 como Año Internacional de la  Química.

Pero antes unas preguntas: ¿Qué entienden por “mol”? ¿Saben a cuánto equivale una docena, una centena, un millar? ¿Saben cuánto es una “gruesa”?

Algunos productos se venden por docena… Otros se venden por millar…

… y otros se venden por “gruesas” que corresponde a una docena de docenas: 12 x 12 = 144

¿Y el mol…? Es la unidad fundamental para medir la magnitud que se denomina “cantidad de sustancia” Entonces, la cantidad de sustancia se mide en mol Magnitud Unidad Distancia Metros masa Kilogramos Tiempo Segundos Cantidad de sustancia Mol

6.023X10 23 602,300,000,000,000,000,000,000 O en notación científica… También representa una cantidad que es correspondiente al llamado “número de Avogadro” 602,300,000,000,000,000,000,000 O en notación científica… 6.023X10 23

Entonces, un mol equivale a 6.023x1023 “cosas” = 6.023x1023 naranjas 1 mol = 6.023x1023 pingüinos 1 mol

Pero… ¿Qué tanto es tantito? La tierra pesa 5,977,000,000,000,000,000,000 Kg En notación científica: 5.97 X 10 21 Kg Si una naranja pesa 0.1 kg (es decir 100 gr), un mol de naranjas pesará: 0.1 kg (6.023x1023) = 6.023x1022Kg 6.023x1022 Kg > 5.97 X 1021 Kg ¡Un mol de naranjas pesaría más que la tierra!

Estas teclas indican la notación científica

¿Por qué se usa un número muy grande para el mol? La masa de los átomos es muy pequeña. Si se toma como ejemplo el átomo de calcio, para completar una distancia de un centímetro habría que colocar en fila unos 50,000,000 (cincuenta millones) de átomos. Esto hace que sea imposible pesar los átomos de forma individual. Por esto, en cualquier situación real, hay que manejar cantidades enormes de átomos, lo que se hace con la unidad de mol.

Entonces, el mol es la cantidad de sustancia de un elemento que podemos manejar en el laboratorio 1 mol = 6.023x1023 átomos de hierro 1 mol = 6.023x1023 átomos de azufre

¿Cuánto pesa un mol de una sustancia? ¿Pesa lo mismo una docena de sandías, que una docena de uvas? ¡Obvio que no! Aunque tienen la misma cantidad de objetos (12 c/u), pesa más una docena de sandías que una docena de uvas. 12 sandías = 24 Kg 12 uvas = ¼ de Kg

Lo mismo aplica para los elementos químicos: 1 mol de oro pesa 198 gr 1 mol de carbón pesa 12 gr

¿De dónde salen estos pesos?

¡Perdón…! ¡Ésta es la buena!

Para el caso del cobre, por ejemplo: Número atómico Símbolo atómico Masa atómica ¡Este es el peso de un mol de átomos de cobre!

Así que si necesitamos pesar un mol de algún elemento… Buscamos en la tabla periódica su masa atómica La consideramos en gramos ¡Y la pesamos en la báscula!

Ejemplo: pesar medio mol de aluminio (Al) y un cuarto de mol de hierro (Fe) 13 Al 26.9 ¡Éstos son los datos a considerar, pero en gramos! 26 Fe 55.8

Y después sólo un poco de aritmética… Para medio mol de aluminio: 1 mol de aluminio = 26.9 g ½ mol = 0.5 mol Entonces ½ mol de aluminio en gramos es: 0.5 mol (26.9 g/mol) = 13.45 g Para un cuarto de mol de hierro: 1 mol de hierro = 55.8 g ¼ mol = 0.25 mol Entonces ¼ mol de hierro en gramos es: 0.25 mol (55.8 g/mol) = 13.95 g ¡Ambas cantidades se pueden pesar en la báscula!

Relaciones Estequiométricas Mol (n) Peso atómico (M) Masa (m) Número de partículas (N) Número de Avogadro (NA): 6.023X1023 Masa-mol: n = m M No. partículas: N = n NA

Ejemplo tipo 1 masa-mol: Cuántas moles hay en una masa de 500 g de sodio (Na) El peso atómico del Na es de 23gr/mol (se encuentra en la tabla periódica) La relación a utilizar es: Entonces, sustituimos: n = 21.7 mol de Na n = m M n = 500 gr 23gr/mol

Ejemplo tipo 2 mol-numero de Avogadro: Cuantos átomos de sodio hay en los 500 gr: La relación a usar es N = n(NA) Sustituyendo: N = (21.7 mol)(6.023x1023) N = 1.306991x 1025 átomos

EJERCICIOS Un anillo de plata nuevo tenía una masa de 21g. Después de 15 años de uso la masa del anillo disminuyó a 20.8 gr ¿Cuánto átomos de plata perdió el anillo por día? R = 2.041 x 10 17 átomos por día Un alambre de hierro tiene 0.1 cm de diámetro ¿Cuántos metros de este alambre contendrán un mol de átomos de hierro? La densidad del hierro es de 7.86 g/cm3 R = 9.01 m

Otra forma de resolución es con el factor unitario: La masa atómica de un elemento corresponde a un mol de dicho elemento. Por tal equivalencia se puede plantear la siguiente relación: 1mol del elemento Masa Atómica 1 mol del elemento ¡Esto es el factor unitario, ambos términos corresponden a una misma relación!

Ejemplo: Factor unitario para el carbón (C): 1 mol de carbón corresponde a 12 gr de carbón Entonces, el factor unitario es: 1mol de Carbón 12 gr 1 mol de carbón Tendrían un diamante formado por 6.023X1023 átomos de carbón! 12.00

Relación masa-mol Esto sirve para hacer los cálculos con moles y gramos, dependiendo del caso: Si se pide calcular cuál es el peso de determinadas moles de una sustancia, se emplea la relación: Si por el contrario, se pide calcular cuántas moles hay en determinados gramos de una sustancia, entonces se usa la relación: Peso Atómico 1 mol del elemento 1mol del elemento Peso Atómico

Ejemplo tipo 1: 1 mol Na 23 g 1 mol del elemento Peso atómico 1 mol Na Cuántas moles de sodio (Na) hay en 500 g. El peso atómico del Na es de 23gr (se encuentra en la tabla periódica) Se usa el término unitario: Se plantea la operación: Entonces, 500 g de sodio corresponde a 21.7 mol de sodio 1 mol Na 23 g 1 mol del elemento Peso atómico 1 mol Na 23 g 500 g = 21.7 mol

Ejercicio tipo 1: 40 g 1 mol Ca Peso Atómico 1 mol del elemento 40 g Calcular el peso de 2.5 mol de calcio (Ca). El peso atómico del Ca es de 40gr (se encuentra en la tabla periódica) Se usa el término unitario: Se plantea la operación: Entonces, 2.5 mol de calcio pesan 100 g 40 g 1 mol Ca Peso Atómico 1 mol del elemento 40 g 1 mol Ca 2.5 mol Ca = 100 g

RECETA 1 TAZA DE LECHE 1 TAZA DE HARINA 1 HUEVO

Peso molar de una sustancia Identificar los elementos que constituyen la fórmula de la sustancia. Contabilizar cuántos átomos hay por elemento. Colocar la masa atómica de cada elemento (este dato está en la tabla periódica). Multiplicar el número de átomos de cada elemento por su masa atómica. Esto se hace de manera horizontal. Sumar los resultados de las multiplicaciones. Esto se hace de manera vertical. El resultado es el peso molar de la sustancia

Masa molar de Cu(NO3)2 S U M A R Cu: (1)(63.5g/mol) = N: (2)(14g/mol) = O: (6)(16g/mol) = 63.5 g/mol 28.0 g/mol 96.0 g/mol MULTIPLICAR 187.5 g/mol Peso molar del Cu (NO3)2

Ahora que ya sabemos obtener el peso molar y balancear ecuaciones, podemos calcular… Composición porcentual Relaciones estequiométricas Relación mol-mol Relación masa-masa Relaciones masa-mol Reactivo limitante

Composición porcentual La composición en masa o composición elemental, es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto o en una especie química. Cu:39.8 % S:20 % CuSO4 (159.5 g/mol) O:40.2 %

Para obtener el porcentaje del elemento se aplica la siguiente relación: x 100 % E : porcentaje de cada elemento del compuesto mE : masa total de cada elemento en el compuesto M : masa molar del compuesto

La metodología es la siguiente: Calcular la masa (peso) molar de la sustancia Tomar la masa total de cada elemento Dividir esa masa de cada elemento entre la masa molar de la sustancia Como es un porcentaje multiplicar el resultado por cien

Ejemplo para el sulfato de cobre: CuSO4 159.5 g/mol (1) (63.5 g/mol) = 63.5 g/mol S: (32 g/mol) = 32 g/mol O: (4) 16 g/mol = 64 g/mol 63.5 g/mol X 100 = 39.8% 32 g/mol = 20% = 40.2% 64 g/mol 100% 159.5 g/mol 159.5 g/mol 159.5 g/mol

Ejercicios, calcular la composición porcentual del compuesto llamado geraniol: C10H18O C: 12 g /mol H: 1 g/mol O: 16 g/mol 77.87 % 11.76 % 10.37 %