Principios y leyes químicas, masas atómicas y moleculares, Mol
Principio de Lavoiser (o de conservación de la materia)
En toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.
Este principio es bastante evidente, en una reacción química puede ocurrir que una o mas sustancias se transformen en otra u otras distintas, pero durante la reacción no se crea ni se destruye materia, si por ejemplo hay
E= m . c2, donde m= masa y c= velocidad de la luz, esta cantidad es despreciable, e imposible de medir en las reacciones químicas, pero importante en las reacciones nucleares).
Si reaccionan por ejemplo:
A + B → C + D Donde A y B son los reactivos; y C y D son los productos será:
Masa de A + Masa de B = Masa de C + Masa de D
El volumen en cambio no se conserva.
Ejemplo:
Al quemar carbono ocurre la reacción:
C + O2 → CO2
La masa de carbono mas la masa de oxígeno debe ser la misma que la de dióxido de carbono, pero los volúmenes son distintos.
Ley de Proust
La relación de masa con la cual están combinados dos elementos en un determinado compuesto es constante.
Esta ley es también bastante evidente, para cualquier muestra de agua pura la relación entre la masa de oxígeno y la masa de hidrógeno es siempre la misma.
Masa de oxígeno =
Masa de hidrógeno 2 gramos de hidrógeno
Este mismo razonamiento es aplicable a otras sustancias.
Volúmenes iguales de gases distintos medidos en iguales condiciones de presión y temperatura tienen igual número de moléculas
Esta ley se cumple cuando la temperatura es moderadamente alta y la presión moderadamente baja, y se debe a que la separación entre las moléculas es mucho mayor que el diámetro de las mismas, por lo que no influye el tamaño de estas. Por ejemplo si se tiene dos recipientes y ambos tienen un volumen de un metro cúbico y se encuentran a una temperatura de 20 grados centígrados y a una presión de una atmósfera, y uno de ellos contiene CO2 (un gas cuyas moléculas son relativamente grandes) y el otro H2 (moléculas muy pequeñas) la cantidad de moléculas en ambos será la misma.
A altas presiones y/o bajas temperaturas las moléculas están mas cercas unas de otras y por lo tanto influye el tamaño de las mismas.
Masas atómicas y moleculares, MOL
Masa atómica absoluta
Los átomos son extremadamente pequeños, el átomo mas pesados de los elementos naturales es el de uranio cuya masa es de 3,95 * 10-22 gramos. Por este motivo utilizar las masas atómicas absolutas resulta poco práctico.
Masa atómica relativa
Se toma como referencia al isótopo 12 del carbono, (carbono 12), que es el más abundante y contiene 6 protones y 6 neutrones, o sea 12 partículas “pesadas”, (recordar que las masas del protón y el neutrón son 1840 veces mayores que la del electrón) y se define una unidad de masa atómica – u- como la doceava parte de la masa del carbono 12.
u= 1/12 de m A
La masa atómica relativa del carbono 12 es obviamente 12, este valor es un número sin unidades puesto que es a los efectos de establecer una comparación tomando una referencia, por ejemplo la masa atómica del sodio Na es 22,989, esto significa que la masa atómica del Na es casi el doble que la del carbono 12, o la del cloro Cl que es 35, 45 aproximadamente el triple. Todos estos valores figuran en la tabla periódica. Nótese que no interesa en estos ejemplos lo que pesa realmente un átomo sino que se están haciendo comparaciones.
Masa molecular relativa
La masa molar relativa de una sustancia se obtiene sumando los pesos atómicos de los átomos que la forman.
Por ejemplo para el agua tomando las masas atómicas aproximadas será:
Hidrógeno - H ____ 1 * 2 = 2
Oxígeno - O ______ 16 * 1 = 16
Masa molecular relativa del agua = 18
Actividad 1:Calcular las masas moleculares relativas de:
a) Amoníaco b) Ácido sulfúrico c) dióxido de carbono d) trióxido de azufre e) Ácido nítrico
f) Cloruro de hidrógeno g) Monóxido de dicloro h) Agua oxigenada
Mol
El número de átomos o moléculas que intervienen en una reacción química en el laboratorio o en la industria es muy grande, por ello es necesario definir una unidad práctica para la cantidad de materia que interviene en una reacción, la unidad que se utiliza para ello es el mol, que es una medida usada en el Sistema Métrico Legal Argentino, para definirlo se deben ver otros conceptos.
Atomo gramo
Se define como átomo gramo de un elemento al conjunto de átomos cuya masa total, en gramos, coincide numéricamente con la masa atómica de ese elemento, lógicamente
El número de átomos que hay en
En
Lógicamente en un mol hay un Nro. de Avogadro de átomos, y en el caso de una sustancia en un mol hay un Nro. de Avogadro de moléculas.
Esto se pude generalizar para cualquier sustancia o elemento:
Por ejemplo en 40,
En
En las reacciones químicas no se trabaja con átomos o moléculas individuales sino con grandes cantidades, por ejemplo en la reacción:
Na OH + H Cl → Na Cl + H2O
Podría reaccionar un mol de hidróxido de sodio, o sea
Ejemplos:
a)¿ Cuantos átomos y cuantos moles de hierro hay en
Aplicando regla de tres simple:
En
En
b)¿ Cuantos moles y cuantas moléculas de metano C H4 hay en
El peso molecular aproximado del metano es 16.
En
En
Actividad 2
¿ Cuantos átomos de sodio hay en
¿ Cuántos moles y cuántas moléculas de amoníaco hay en
¿ Cuántos moles de ácido sulfúrico hay en
¿Cuántos moles y cuántas moléculas de trióxido de azufre hay en
¿ Cuántos átomos y cuantos moles de potasio hay en
