CONCEPTO DE MOL Y NUMERO DE AVOGADRO

ASIGNATURA: QUIMICA AGROPECUARIA (RB8002)
TALLER N°2:
“CONCEPTO DE MOL Y NUMERO DE AVOGADRO”
I.
Presentación de la guía:
Competencia: El alumno será capaz de reconocer y aplicar el concepto de mol y número de
Avogadro (NA).
Evaluación: La evaluación de este taller tiene carácter formativo lo que permitirá detectar el
dominio de los objetivos planteados.
Metodología: El docente organizará grupos de trabajo para desarrollar las actividades propuestas.
Posteriormente el alumno responderá a las preguntas del taller que adjuntara en el
portafolio semestral.
II.
Antecedentes Teóricos
Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de la masa de los elementos. Pero,
debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar una balanza para
pesarlos utilizando unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real, se manejan
muestras macroscópicas que contienen una enorme cantidad de átomos. Por consiguiente, es
conveniente tener una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos. La idea de
tener una unidad para describir un número particular de objetos no es nueva. Por ejemplo, el par
(2 objetos), la docena (12 objetos) son unidades de uso común. Los químicos miden a los átomos
y moléculas en moles.
En el sistema internacional de unidades (SI), el mol es la cantidad de una sustancia que contiene
tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en
exactamente 12 g del isótopo de carbono-12 (12C). El número real de átomos en 12 g de carbono12 se determina experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NA), en
honor del científico italiano Amedeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado es:
NA = 6.0221367·1023 partículas/mol
Generalmente, este número se redondea a 6.022·1023. Así, al igual que una docena de naranjas
contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene a 6.022·1023 átomos de hidrógeno.
Taller N°2: Concepto de mol y Número de Avogadro (RB8002). Documento preparado por Marcela Urrutia Castro.
Docente Sede La Serena.
Página 1 de 6
Masa molar (M)
Se define como la masa en gramos de un mol de unidades (como átomos o moléculas) de una
sustancia. Por tanto la unidad comúnmente utilizada es g/mol. Si consideramos la masa molar de
un elemento químico el térmico utilizado es peso atómico (PA). Ejemplo: PAO= 16 g/mol. Si la
masa molar corresponde a un compuesto, se habla de peso molecular (PM).
Ejemplos: Calcular el peso molecular (PM) de los siguientes compuestos:
-
Agua, H2O:
PM (H2O) = 2·PAH + PAO = 2 ·(1) + 16 = 18 g/mol
-
Cloruro de sodio, NaCl:
PM (NaCl) = PANa + PACl = 23 + 35.45 = 58.45 g/mol
-
Bicarbonato de magnesio, Mg(HCO3)2 :
PM (Mg(HCO3)2) = PAMg + 2·PAH + 2·PAC + 6·PAO
= 24.3 + (2·1) + (2·12) + (6·16) = 146.30 g/mol
La masa molar de cobre (PACu) es 63.55 g/mol, es decir, un mol de átomos de cobre tiene una
masa de 63.55 g de Cu.
La masa molar y el número de Avogadro son razones unitarias que permiten:
-
Transformar moles en número de partículas.
-
Transformar moles en gramos.
Para transformar de moles en gramos de un átomo y/o compuesto se debe utilizar la siguiente
relación 1:
n
m
M
n: cantidad de sustancia, mol
m: masa de la sustancia en gramos, g
M: masa molar (atómica o molecular), g/mol
Taller N°2: Concepto de mol y Número de Avogadro (RB8002). Documento preparado por Marcela Urrutia Castro.
Docente Sede La Serena.
Página 2 de 6
Si necesitas transformar moles en número de partículas aplicar la relación 2:
N  n  NA
N: Número de partículas (átomos, moléculas, iones, etc)
n: cantidad de sustancia, mol
NA: Número de Avogadro, 6.022·1023 partículas/mol
Ejemplo 1: ¿Cuántos moles de magnesio (Mg) hay en 87.3 g de Mg? R: 3.59 mol de Mg
Desarrollo:
-
Como el magnesio es un átomo, se debe buscar en la tabla periódica el peso atómico.
PAMg= 24.3 g/mol.
-
La masa de magnesio es 87.3 g, por lo tanto aplicamos la relación 1, resultando:
n
87.3 g
 3.59 mol de Mg
24.3 g / mol
Ejemplo 2: El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para fabricar latón y para recubrir hierro
con la finalidad de prevenir la corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0.356 moles de Zn?
Desarrollo:
n (Zn) = 0.356 mol de Zn
PAZn = 65.39 g/mol
m
; m  nM
M
m ( Zn)  0.356 mol Zn  65.35 g / mol  23.26 g Zn
n
Por tanto, hay 23.26 g de Zn en 0.356 moles de Zn.
Taller N°2: Concepto de mol y Número de Avogadro (RB8002). Documento preparado por Marcela Urrutia Castro.
Docente Sede La Serena.
Página 3 de 6
Ejemplo 3: ¿Qué cantidad de moléculas de nitrato de potasio, KNO3 existen en 1 g del fertilizante
nitrogenado?
Datos:
m = 1 g KNO3
M = 101 g/mol
n
1g
m
Por tan to, n ( KClO3 ) 
 9.9  103 mol KClO3
M
101 g / mol
N  n NA
N  9.9  103 mol KClO3  6.022  1023 moléculas / mol  5.96  1021 moléculas KClO3
Por tanto, en 1 g de fertilizante existen 5.96·1021 moléculas de KNO3.
El siguiente diagrama resume las relaciones entre la masa (en gramos) de un elemento y el
número de moles del mismo, y entre el número de moles de un elemento y el número de átomos
del mismo. M es la masa molar (g/mol) del elemento y NA es el número de Avogadro.
Taller N°2: Concepto de mol y Número de Avogadro (RB8002). Documento preparado por Marcela Urrutia Castro.
Docente Sede La Serena.
Página 4 de 6
III.
Ejercicios:
1. Determine la masa molar de los siguientes fertilizantes comercializados en Chile.
Fertilizante
Fórmula
Urea
Masa molar, g/mol
CO(NH2)2
Salitre Sódico
NaNO3
Salitre Potásico
KNO3
Fosfato Diamonico (FDA)
(NH4)2HPO4
Fosfato Mono amónico
NH4HPO4
Superfosfato Triple (SFT)
Superfosfato normal
Ca(H2PO4)2·H2O
Ca(H2PO4)2·H2O + CaSO4·2H2O
Sulfato de potasio
Amoniaco
K2SO4
NH3
Nitrato de amonio
NH4NO3
Sulfato de amonio
(NH4)2SO4
Nitrato de calcio
Ca(NO3)2
Cloruro de potasio
Sulfato de potasio y magnesio
KCl
K2SO4·2MgSO4
2. El azufre (S) es un elemento no metálico. Su presencia en la atmósfera produce el
fenómeno de la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos de azufre hay en 16.3 g de S?
23
R: 3.06·10
átomos de S.
3. Calcule la masa molecular de cada uno de los siguientes compuestos: a) óxido de azufre
(IV), SO2, el principal responsable de la lluvia ácida; (b) cafeína, C8H10N4O2
R: (a) 64.07 g/mol y (b) 194.20 g/mol
4. El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántos moles de CH4 hay
en 6.07 g de CH4? R: 0.378 mol CH4
5. ¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25.6 g de urea que se utiliza como
fertilizante en alimento para animales y en la elaboración de polímeros?
24
R: 1.03·10
átomos de H.
6. Calcule la masa molar de un compuesto si 0.372 moles de él tienen una masa de 152 g.
Taller N°2: Concepto de mol y Número de Avogadro (RB8002). Documento preparado por Marcela Urrutia Castro.
Docente Sede La Serena.
Página 5 de 6
7. ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0.334 g de C2H6?
8. Las feromonas son un tipo especial de compuestos secretados por las hembras de muchas
especies de insectos con el fin de atraer a los machos para aparearse. Una feromona tiene
la fórmula C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto
hembra es alrededor de 1.0·10-12 g. ¿Cuántas moléculas hay en esta cantidad?
9. La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4°C. ¿Cuántas moléculas de agua están presentes en
2.56 mL de agua a dicha temperatura?
10. La plata es un metal muy utilizado en joyería. ¿Cuál es la masa en g de un átomo de
plata (Ag)?
11. El carbonato de amonio ((NH4)2CO3) es un sólido fino de color blanco y aspecto cristalino,
se usa por ejemplo en el polvo de hornear. ¿Cuántos moles hay en 41.6 g de dicho
compuesto?
12. ¿Cuántos gramos de vitamina A (C20H30O) se tiene en 9.78 · 1021 moléculas de vitamina?
13. Calcular cuántos gramos se encuentran en 1 000 moléculas de azúcar (C12H22O11)
IV.
Bibliografía
-
Raymond Chang, Química General. Séptima edición. 2002
-
Brown LeMay, Química Ciencia Central. Novena edición. 2004
Taller N°2: Concepto de mol y Número de Avogadro (RB8002). Documento preparado por Marcela Urrutia Castro.
Docente Sede La Serena.
Página 6 de 6