El concepto de mol con ejemplos
Unidad de masa atómica con ejemplos
Ya que los átomos son partículas muy pequeñas que no podemos medir su peso con los métodos normales. De este modo, el científico encontrar otra manera de medir la masa de los átomos, moléculas y compuestos. Aprueban un átomo de isótopos de carbono 6C12 como 12 unidades de masa atómica.Masiva de todos los elementos expresados en términos de unidad de masa atómica se llama masa atómica relativa. También podemos calcular la masa de moléculas en relación con el mismo método, añadiendo individuales masas atómicas de los elementos nos da la masa molecular relativa. Por ejemplo;
Un átomo de H es 1 amu (amu = unidad de masa atómica)
Un átomo de Ca es de 40 amu
1 Mg átomo es de 24 amu
Una molécula de H2O incluye dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno;
(2.1)+(16)=18 amu
Ejemplo: ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene mayor masa molecular relativa.
I. CO
II. SO2
III. Fe2(SO4)3
IV. CaCO3
solución:
I. Una molécula de CO incluye un átomo de carbono y un átomo de O
Masa molecular del CO = (1.12) + (1.16) = 28 amu
II. Un mol de SO2 incluye un átomo de S y dos átomos de oxígeno.
Masa molecular del SO2 = (1,32) + (2,16) = 64 amu
III. Un mol de Fe2(SO4)3 incluye dos átomos de Fe 3 átomos de S y 12 átomos de O.
Masa molecular de Fe2(SO4)3 = (2.56) + (3.32) + (12.16) = 400 amu
IV. Un mol CaCO3 molécula incluye un átomo de Ca, un átomo de carbono y tres átomos de oxígeno.
Masa molecular de CaCO3 = (1.40) + (1.12) + (3.16) = 100 amu
Por lo tanto, Fe2(SO4)3 tiene un mayor peso molecular
Incluyendo C, la mayoría de los elementos tienen isótopos. Debemos tener en cuenta las masas atómicas de todos los isótopos mientras lo escribía en la tabla periódica. Ejemplo a continuación muestra cómo calcular la masa atómica promedio de elementos que tienen isótopos.
MasaX=M(X1).%X1/100+M(X2).%X1/100+…
donde, MassX es la masa media del elemento X
M(X1) y M(X2) son masas de isótopos
X1% y X2% son los porcentajes de las masas atómicas del elemento X en la naturaleza.
Ejemplo: la masa atómica relativa de un elemento es 44,1 amu y tiene dos isotopes.If uno de los isótopos tiene masa atómica 42 amu y el porcentaje de es del 30%, hallar la masa atómica del isótopo segundos.
solución:
Si uno de los isótopos tiene 30% de la masa atómica, otro isótopo tiene 70% de la masa atómica.
MassX=M(X1).%X1/100+M(X2).%X1/100+…
44,1=42.30/100+M(X2).70/100
M(X2)=45 amu
El concepto de mol y el número de Avogadro
Un concepto que se utiliza para medir la cantidad de partículas como los átomos, las moléculas. Número de átomos en el elemento 6C12 es igual a 1 mol. Número de partículas en un mol se llama número de Avogadro; 6,02.1023.
Un átomo de mol contiene 6,02.1023 átomos
Una molécula de mol contiene 6,02.1023 moléculas
1 ion mole contiene 6,02.1023 iones
Mole = Número de partículas / Avogadro ’s Número
Ejemplo: ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas moles de dos compuestos de CO2.
I. Contiene 1,204 x1023 moléculas de CO2
II. Contiene 2 moles de átomo de carbono
III. Contiene 3.612 x 1024 átomo
(Número de Avogadro = 6,02 x1023)
solución:
I. 1 mol de CO2 contiene 6,02 x101023 moléculas de CO2
2 moles de CO2 X CO2 moléculas
__________________________________________
X = 1,204 x101023 moléculas de CO2
I es verdad
II. 1 mol de CO2 contiene 1 mol átomo de carbono
2 moles de CO2 y moles C contiene un átomo
_______________________________________
Y = 2 moles de átomos de C
II es cierto
III. 1 mol de CO2 contiene 3.6,02 x1023 átomo
2 moles de CO2 contiene un átomo Z
______________________________________
Z = 3.612 x 1024 átomos
III también es cierto
Ejemplo: Encuentre el lunar de la molécula como 1,204x1023 NH3.
solución:
1 mol NH3 contiene 6,02x1023molécula
X mol NH3 contiene 1,204x1023molécula
___________________________________________
x = 0,2 mol NH3 molécula
Podemos resolver este problema utilizando la fórmula dada anteriormente;
Mole = Número de partículas / Avogadro ’s Número
Mole=1,204x1023/ 6,02x1023=0,2 mol