En la tienda de comestibles, compras huevos por docena o refrescos por caja. En una tienda de suministros de oficina, los lápices se ordenan por gruesa y el papel por resma. Términos comunes como docena, caja, gruesa y resma se utilizan para contar el número de artículos presentes. Por ejemplo, cuando compras una docena de huevos, sabes que obtendrás 12 huevos en el cartón.
El concepto de mol es fundamental en la química para cuantificar la cantidad de sustancia. El número de Avogadro, por su parte, es una constante que permite relacionar la cantidad de sustancia con el número de partículas que contiene.
Objetivo de aprendizaje
- Comprender el concepto de mol y el número de Avogadro, y su aplicación en la química.
1. Número de Avogadro
En química, las partículas como átomos, moléculas e iones se cuentan por mol, que contiene 6,02 × 10²³ partículas. Este valor, conocido como el número de Avogadro, es un número muy grande porque los átomos son tan pequeños que se necesita una cantidad extremadamente grande de átomos para proporcionar una cantidad suficiente para pesar y usar en reacciones químicas. El número de Avogadro lleva el nombre de Amedeo Avogadro (1776-1856), un físico italiano.
Amadeo Avogadro (1776-1856)
2. El mol
La relación entre el mol y el número de Avogadro son esenciales para entender las reacciones químicas y la estequiometría.
El mol es una unidad de medida que se utiliza para expresar la cantidad de sustancia. Entonces, un mol de cualquier sustancia contiene exactamente 6,022 × 10²³ partículas (átomos, moléculas, iones, etc.).
El mol es una herramienta poderosa en química porque permite traducir entre el mundo microscópico de los átomos y moléculas y el mundo macroscópico de los gramos y litros.
Por ejemplo, un mol de carbono-12 (¹²C) tiene una masa de exactamente 12 gramos y contiene 6,022 × 10²³ átomos de carbono.
El número de Avogadro: 6,02 × 1023 = 602 000 000 000 000 000 000 000
Un mol de cualquier elemento siempre contiene el número de Avogadro de átomos. Por ejemplo, 1 mol de carbono contiene 6,02 × 1023 átomos de carbono; 1 mol de aluminio contiene 6,02 × 1023 átomos de aluminio; 1 mol de azufre contiene 6,02 × 1023 átomos de azufre.
1 mol de un elemento = 6,02 × 1023 átomos de ese elemento
Un mol de un compuesto molecular contiene el número de Avogadro de moléculas. Por ejemplo, 1 mol de CO2 contiene 6,02 × 1023 moléculas de CO2. Un mol de un compuesto iónico contiene el número de Avogadro de unidades de fórmula, que son los grupos de iones representados por la fórmula de un compuesto iónico. Un mol de NaCl contiene 6,02 × 1023 unidades de fórmula de NaCl (Na+, Cl–).
A continuación, se proporcionan ejemplos del número de partículas en algunas cantidades de 1 mol.
1 mol = 6,022 × 1023 (átomos, moléculas, iones)
1 mol de H = 6,022 × 1023 átomos de H
1 mol de NaCl = 6,022 × 1023 unidades fórmula de NaCl
1 mol de autos = 6,022 × 1023 autos
1 mol de laptops = 6,022 × 1023 laptops
1 mol de Br− = 2 × 6,022 × 1023 iones Br−
1 mol de H2 = 6,022 × 1023 moléculas de H2
3. Aplicaciones del mol y el número de Avogadro
A. Conversión entre número de partículas y cantidad de sustancia:
Usando el número de Avogadro, se puede convertir entre el número de partículas y los moles de sustancia.
Por ejemplo, para encontrar cuántas moléculas hay en 2 moles de agua:
2 moles × 6,022 × 10²³ moléculas/mol = 1,2044 × 10²⁴ moléculas de agua
B. Cálculo de masa molar:
La masa molar es la masa de un mol de una sustancia. Se mide en gramos por mol (g/mol) y se puede calcular sumando las masas atómicas de los elementos en una molécula.
Por ejemplo, la masa molar del agua (H₂O) es 18 g/mol:
2 × 1 g/mol para el hidrógeno + 16 g/mol para el oxígeno = 18 g/mol
C. Estequiometría:
En las reacciones químicas, se utiliza el mol para equilibrar ecuaciones y calcular las cantidades de reactivos y productos.
Por ejemplo, en la reacción 2H2 + O2 → 2H2O, dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para producir dos moles de agua.
4. Factor de conversión (factor unitario)
La cantidad de sustancia puede expresarse en muchas formas; por ejemplo, considere una
docena de huevos y 55,847 g (o un mol) de hierro. Podemos expresar la cantidad de huevos o de hierro en varias unidades, así como establecer factores unitarios para relacionar una cantidad de sustancia expresada en un tipo de unidad con la misma cantidad expresada en otra unidad.
5. Ejemplos de conversión mol – número de Avogadro
- Para convertir moles a número de átomos o moléculas, multiplicamos por el número de Avogadro:
Número de partículas = moles × 6,022 × 1023
Ejemplo: ¿Cuántas moléculas hay en 2 moles de H2O?
Número de moléculas H2O = 2 moles × 6,022 × 1023 moléculas / mol
Número de moléculas H2O = 1,2044 × 1024 moléculas
- Para convertir número de átomos o moléculas a moles, dividimos por el número de Avogadro:
moles = número de partículas / 6,022 × 1023
Ejemplo: ¿Cuántos moles hay en 3,011 × 1024 átomos de carbono?
Número de moles C = 3,011 × 1024 átomos / 6,022 × 1023 átomos / mol
Número de moles C = 5 moles
Ejercicios de práctica
1. Identifica cuántas moléculas hay en cada cantidad:
a) 2,0 mol de H2
b) 1,5 mol H2O
c) 0,75 mol N2
d) 15 mol CH4
e) 0,35 mol CO2
2. Identifica cuántos moles hay en el número de moléculas listadas:
a) 6,02 × 1023 moléculas de H2
b) 1,204 × 1024 moléculas de H2O
c) 1,5 × 1020 moléculas de N2
d) 3,4 × 1026 moléculas de CH4
e) 7,5 × 1019 moléculas de CO2
3. Calcula lo siguiente:
a) Número de átomos de H en 6 moles de H2O
b) Número de átomos de C y de O en 2,5 moles de CO2