Mol
Es una unidad básica del Sistema Internacional de unidades, definida como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono 12. Esa cantidad de partículas es aproximadamente de 6,0221 × 1023, el llamado número de Avogadro. Por tanto, un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa atómica de dicha sustancia.
Masa molar de los compuestos.-
Masa expresada engramos de un mol de una determinada sustancia. Dada una molecula de una sustancia determinada cuya masa molecular expresado en umas sea m, la masa de un mol de dicha sustancia es m pero expresada en gramos.
Masa expresada engramos de un mol de una determinada sustancia. Dada una molecula de una sustancia determinada cuya masa molecular expresado en umas sea m, la masa de un mol de dicha sustancia es m pero expresada en gramos.
La masa molar se calcula usando la tabla periodica de los elementos. En el caso de la molecula de agua, contiene 2 átomos de hidrogeno con una masa atomica de 1,008 uma y uno de oxigeno con una masa atómica de 16.0 uma (redondeada). Al sumar estas dos masas, se obitene una masa molecular de 18 gramos (redondeada). Por tanto la masa de un mol de agua es de 18 gramos. Su masa molar o peso molecular es 18 g/mol. 5 moles de moléculas tendran una masa de:
5 mol × (18g/mol) = 90 g
Podríamos decir que 6.02×1023 moléculas de agua tienen una masa de 18 g.
Ejemplos:
KOH (hidróxido de potasio)
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 +
|
56.11g
| ||
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 +
|
379.69g
|
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 +
|
294.14g
|
Isotopos.
Se llaman isótopos cada una de las variedades de un átomo de cierto elemento químico, los cuales varían en el núcleo atómico. El núcleo presenta el mismo número atómico (Z), constituyendo por lo tanto el mismo elemento, pero presenta distinto número másico (A).
Los diferentes átomos de un mismo elemento, a pesar de tener el mismo número de protones y electrones (+ y -), pueden diferenciarse en el número de neutrones. Puesto que el número atómico es equivalente al número de protones en el núcleo, y el número másico es la suma total de protones y neutrones en el núcleo, los isótopos del mismoelemento sólo difieren entre ellos en el número de neutrones que contienen.
Los elementos, tal como se encuentran en la naturaleza, son una mezcla de isótopos. La masa atómica que aparece en la tabla periódica es el promedio de todas las masas isotópicas naturales, de ahí que mayoritariamente no sean números enteros.
En la notación científica, los isótopos se identifican mediante el nombre del elemento químico seguido del número de nucleones (protones y neutrones) del isótopo en cuestión, por ejemplo hierro-57, uranio-238 y helio-3; en la notación simbólica, el número de nucleones se denota como superíndice prefijo del símboloquímico, en los casos anteriores: 57Fe, 238U y 3He.
Un átomo no puede tener cualquier cantidad de neutrones. Hay combinaciones "preferidas" de neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que mantienen la cohesión del núcleo parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros tienden a tener tantos neutrones como protones; los elementos pesados aparentemente necesitan más neutrones que protones para mantener la cohesión. Los átomos con algunos neutrones en exceso o no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo, pero son inestables. Los átomos inestables son radioactivos: sus núcleos cambian o se desintegran emitiendo radiaciones.
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Los diferentes átomos de un mismo elemento, a pesar de tener el mismo número de protones y electrones (+ y -), pueden diferenciarse en el número de neutrones. Puesto que el número atómico es equivalente al número de protones en el núcleo, y el número másico es la suma total de protones y neutrones en el núcleo, los isótopos del mismoelemento sólo difieren entre ellos en el número de neutrones que contienen.
Los elementos, tal como se encuentran en la naturaleza, son una mezcla de isótopos. La masa atómica que aparece en la tabla periódica es el promedio de todas las masas isotópicas naturales, de ahí que mayoritariamente no sean números enteros.
En la notación científica, los isótopos se identifican mediante el nombre del elemento químico seguido del número de nucleones (protones y neutrones) del isótopo en cuestión, por ejemplo hierro-57, uranio-238 y helio-3; en la notación simbólica, el número de nucleones se denota como superíndice prefijo del símboloquímico, en los casos anteriores: 57Fe, 238U y 3He.
Un átomo no puede tener cualquier cantidad de neutrones. Hay combinaciones "preferidas" de neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que mantienen la cohesión del núcleo parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros tienden a tener tantos neutrones como protones; los elementos pesados aparentemente necesitan más neutrones que protones para mantener la cohesión. Los átomos con algunos neutrones en exceso o no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo, pero son inestables. Los átomos inestables son radioactivos: sus núcleos cambian o se desintegran emitiendo radiaciones.
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