Estructura 1. Modelos de la naturaleza corpuscular de la materia. 1.4. Recuento de partículas a partir de la masa: el mol.

¿Cómo cuantificamos la materia en la escala atómica? 7 h.

PRÁCTICAS: Determinación de la fórmula de un hidrato; Determinación de la fórmula empírica del óxido de magnesio

Un mol es la cantidad de materia que contiene el mismo número de partículas elementales de ésta, que el número de átomos que hay en 12 g del isótopo 12 del carbono. Este número es el número de Avogadro: 6.02E23.

Masa atómica: masa de un átomo de ese elemento medida en una unidad especial: la unidad de masa atómica (uma). 1 uma es igual a la doceava (1/12) parte de la masa del isótopo 12 del peso del átomo de carbono.

Masa molecular: La masa molecular es la suma de las masas atómicas que entran en la fórmula molecular de un compuesto. La masa molecular se obtiene sumando la masa atómica de cada átomo de la molécula.

La masa de un mol (masa molar) de cualquier sustancia coincide numéricamente con la masa atómica o molecular, expresada directamente en gramos. Para averiguar el número de moles contenidos en una masa de sustancia, basta con dividir por el peso molecular de la misma.

Ley de Avogadro: volúmenes iguales de distintos gases en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Como consecuencia de esto, 1 mol de cualquier gas en condiciones normales (1 atm y 273 K) ocupa 22.4 L.

Cuestiones t1 q 12 v1 from Víctor M. Jiménez Suárez

Fórmula empírica: Es la que nos da la proporción en que están los átomos que conforman una sustancia.

Fórmula molecular: Es la que nos proporciona el número exacto de átomos que integran la molécula. Siempre es un número entero de veces la fórmula empírica.

Fórmula semidesarrollada: Para compuestos orgánicos; es la que indica cómo se unen entre sí los átomos de la molécula, salvo las uniones con H, que se escriben juntos.

Fórmula desarrollada: Para compuestos orgánicos; es la que describe cómo se unen todos los átomos de la molécula.

Fórmula esquemática: Para compuestos orgánicos; es una simplificación de la semidesarrollada, en la que se omite la escritura de los átomos de C e H, y la cadena de átomos de carbono se representa por una línea quebrada.

Para averiguar la fórmula molecular de una sustancia, primero hay que hallar la empírica y luego, el peso molecular. Para averiguar el peso molecular, hay varias opciones:

Método de la densidad relativa.

Sólo se utiliza para gases, y consiste en dar la densidad del gas problema en relación con la de otro gas que se usa como referencia, en las mismas condiciones de presión y de temperatura.

Si despejamos la densidad de un gas de la ecuación de los gases:

pV=nRT

pV=(m/PM)RT

d=m/V=PM·p/RT

Dado que volúmenes de distintos gases en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de partículas, y por tanto de moles, al dividir la densidad de dos gases en las mismas condiciones, el resultado es el cociente de los pesos moleculares, es decir:

d(A/B)=PM(A)/PM(B)

Método de Meyer.

De nuevo sólo es para gases y consiste en dar la masa de un determinado volumen de gas en unas condiciones de presión y temperatura. Aplicando la ecuación de los gases, se puede obtener el peso molecular:

pV=nRT

pV=(m/PM)RT

PM=mRT/pV

Crioscopía (o ebulloscopía).

Es aplicable a sustancias solubles y se basa en la propiedad coligativa del descenso crioscópico (o ebulloscópico): midiendo el punto de congelación (o ebullición) de una disolución, y sabiendo las cantidades de soluto y disolvente usadas se puede calcular el peso molecular del soluto:

DTc=Kc·molalidad=Kc·(m/PM)/kg dvte.

PM=Kc·m/kg·DTc

Concentración es cualquier expresión que relacione las cantidades de soluto y disolvente de una disolución y exprese por tanto la proporción en que están mezclados.

Las formas más frecuentes de expresar la concentración son:

• g/L
• riqueza y densidad
• molaridad, M, moles de soluto por litro de disolución
• molalidad, m, moles de soluto por kilogramo de disolvente
• fracción molar, Xi, moles de i partido de moles totales

Para relacionar riqueza y densidad con las demás unidades de concentración es útil verbalizar lo que significa. Por ejemplo, si trabajamos con HCl del 37 % de riqueza y densidad 1.18 g/mL, podemos escribir:

"1 mL de disolución pesa 1.18 g, de los cuáles, el 37 %, o sea, 0.44 g(=1.18·0.37), es HCl y el resto, o sea, 0.74 g(=1.18-0.44), agua."

Así, si queremos obtener ahora, por ejemplo, la molalidad basta calcular cuántos moles son 0.44 g de HCl y dividirlo por el peso de disolvente en kg que los contiene, es decir, 0.00074 kg: m=(0.44/36.5)/0.00074=16.29 mol/kg.

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