Número de Avogadro

Es el número de átomos o moléculas que hay en un mol, que se basa en el número de átomos que contienen 12 g de Carbono-12. El Carbono es la unidad patrón que se emplea actualmente. El número de Avogadro equivale exactamente a:  , aunque comúnmente se aproxima a 6,023x10^23 partículas.

Este número se conoce por este nombre porque fue el químico Italiano Amadeo Avogadro (1776-1856) quien estableció esta regla. Además, este también descubrió que volúmenes iguales de diferentes gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contenían igual número de moléculas.
El número de Avogadro también se puede definir en unidades de libra-mol (lb-mol) y el onza-mol (oz-mol).
N_A = 2.731 597 57(14) . 10²⁶ lb-mol.⁻¹ = 1.707 248 479(85) . 10²⁵ oz-mol.⁻¹

^{Aplicaciones:}

• El número de Avogadro es de vital importancia en la quimica porque define una unidad que siempre se  utiliza  en la estequiometría (cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química): el mol.
• También sirve para calcular en química mas avanzada, datos tales como la masa de un átomo concreto, la masa de una molécula aislada, o para contabilizar moleculas totales en una masa dada de una sustancia.

HIPOTESIS DE AVOGADRO

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Cálculo de Moles de un Elemento y de un Compuesto

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,023x10^23 partículas. En un elemento esta cantidad es equivalente a la masa atómica expresada como gramos. Esta unidad sirve para evitar el problema de hacer cálculos con números muy pequeños o muy grandes.

Cálculo de moles:  

Primero, se debe conocer la masa atómica o la masa molecular, dependiendo si es un elemento o un compuesto.

Los cálculos se realizan con los siguientes factores de conversión:

 

El primero es el factor de conversión para calcular las moles que hay en un elemento y el segundo para calcular las moles que hay en un compuesto.

m es la variable, así que cambia de acuerdo con la unidad que se esté usando.

Ejemplos:

1. ¿Cuántas moles hay en 225 g de agua?

Sabemos que un Mol de agua es igual a 18 u.m.a.

Tenemos 225 g de agua.

Entonces,

2. ¿Cuántos gramos hay en 15 moles de Bromo?

Sabemos que un Mol de Bromo es igual a 79,9 g.

Tenemos 15 moles de Bromo.

Entonces,

15 moles de Br * 79,9 g / 1 mol de Br = 1198,5 gramos de Br.

3. ¿Cuántas moles de hidrógeno hay en 8,8 gramos de Hidrógeno? 

1 mol de H= 1,0079 g

8,8 g H * 1 mol de H/1,0079 g H = 8,73 moles de H.

4. ¿Cuántos átomos de Oxígeno hay en 0,85 mol de Oxígeno?

1 mol de O= 6,023x10^23 átomos de O.

0,85 mol de O * 6,023x10^23 átomos de O/ 1 mol de O= 5,12 x10^23 átomos de O.

5. ¿Cuántos gramos de HNO3 (ácido nítrico) se encuentran en 0,4 mol de HNO3.

HNO3:

1 mol de H= 1,0079 g

1 mol de N= 14,006 g

3 moles de O= 47,97 g

1 mol de HNO3= 62,98 g

Entonces,

0,4 mol de HNO3 * 62,98 g de HNO3/ 1 mol de HNO3= 25,19 g de HNO3.

Peso Atómico y Peso Molecular

Peso atómico:

Es una cantidad física, cuyo símbolo es A_r , y corresponde a la relación de las masas promedio de los átomos de un elemento. Se tiene como peso atómico estándar el peso atómico del carbono que son 12 u.m.a.

Los pesos atómicos a diferencia de las masas atómicas no son constantes físicas, porque dependen de la muestra.

Para hallar el peso atómico de un elemento tenemos que conocer el número de protones y de neutrones que tiene el elemento, estos valores los sumamos y así encontramos el peso atómico.

Ejemplos:

 O= 15,99 u.m.a. (unidades de masa atómica)

 C= 12 u.m.a.

 H= 1,0079 u.m.a.

Peso molecular:

El peso molecular es hablar de masa molecular la cual se mide en u.m.a. (unidades de masa atómica), la masa molecular es el resultado de de la suma de las masas atómicas de los elementos que conforman la molécula, así, la masa molecular relativa es el numero que señala cuantas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la u.m.a.

Para calcular el peso molecular, es necesario tener conocimiento de la fórmula molecular y los pesos atómicos de cada uno de los elementos que lo componen, multiplicar cada peso atómico por el subíndice que corresponde al elemento de acuerdo con su fórmula molecular.  

Ejemplos:

H₂O (Agua):

H= 1,0079 u.m.a. *2

    +

O= 15,99 u.m.a.

= 18,0153 u.m.a.

H2SO4 (Ácido Sulfúrico):

H= 1,0079 u.m.a. *2

S= 32,064 u.m.a.

O= 15,99 u.m.a. *4

= 98,0795 u.m.a.

Isótopos

Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico pero tienen diferente masa atómica, es decir, tienen diferente cantidad de neutrones. Los isótopos se utilizan para determinar la masa relativa de un elemento, siguiendo este procedimiento.

Se multiplica la masa atómica de cada isotopo por su abundancia relativa en la naturaleza y se divide por 100. Los resultados se suman para hallar el valor final, que corresponde a la masa atómica del elemento.

Ejemplo:

1. El cobre es un metal conocido desde épocas remotas, usado para transportar energía, hacer monedas, entre otros usos. Las masas atómicas de sus dos isotopos son:

-         62.93 u.m.a. y su abundancia en la naturaleza es de (69.09%)

Estos valores los multiplicamos entre sí 4347.83

-         64.9278 u.m.a. y su abundancia en la naturaleza es de (30.91%)

Estos valores los multiplicamos entre sí 2006.91

-         Los dos valores los dividimos por 100 cada uno y queda así 43.47 y 20.06

-         Estos dos valores se suman y encontramos la masa atómica del elemento 63.35 u.m.a.

2. El Bromo presenta dos isótopos en la naturaleza cuyas masas atómicas y porcentajes de abundancia son:

Isótopo	Masa Atómica	% de Abundancia
Br-79	78.9183	50.44
Br-81	80.9163	49.46

De donde, la masa atómica promedio es:

(78.9183 * 50.44) /100   +   (80.9163 * 49.46) /100 = 79.82 u.m.a.

Química - isótopos

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Introducción a Nuestro Blog

Queridos visitantes:

En este blog, abarcaremos temas químicos que tienen un nivel básico-intermedio. La información que depositaremos en este será muy útil para estudiantes que estén cursando el grado noveno en el colegio, o para personas mayores que estén estudiando una carrera que involucra la química, pues estos temas le pueden servir para formar unas mejores bases químicas.

Los temas que vamos a tratar son los siguientes: Cálculo de protones, electrones y neutrones en un átomo neutro y en un ión; Isótopos, peso atómico y molecular; cálculo de moles de un elemento y de un compuesto; Número de Avogadro, fórmulas químicas: mínimas moleculares y estructurales; cálculos de fórmulas mínimas y moleculares a partir de los porcentajes de los elementos de un compuesto.

Para que los visitantes del blog entiendan mejor los temas, incluiremos imágenes, videos y actividades que lo ayudarán a dominar los temas y saberlos aplicar en determinadas circunstancias.

Le sugerimos al lector que no se limite a leer nuestra información, sino que también consulte las páginas que le mostraremos en la bibliografía de cada publicación.

Juan Pablo Noreña Ramírez

David Rodríguez Arbeláez