Moles y moléculas

REACTIVIDAD QUÍMICA 3º E.S.O.
4.4. MOLES Y MOLÉCULAS.
4.4.1. MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR
Las moléculas están formadas por la unión de átomos que se unen mediante
enlace químico. Esto significa que los átomos son difíciles de separar y, salvo
en las reacciones químicas, las moléculas no se rompen.
Puesto que los átomos tienen masa, las moléculas también tendrán una masa
que será la suma de las masa de los átomos. Así, el agua, que está formada
por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno tendrá una masa molecular de:
H2 O
Masa atómica del hidrógeno: 1
Masa atómica del oxígeno: 16
1 · 2 + 16 · 1 = 18
Para el hidróxido de plomo (II), la masa molecular será:
Pb(OH) 2
Masa atómica del plomo: 207.2
Masa atómica del oxígeno: 16 Masa
atómica del hidrógeno: 1
207.2 · 1 + (16 +1) · 2 = 241.2
Nota como al afectar el subíndice 2 al grupo OH hemos sumado en primer
lugar las masas de los átomos del grupo. De la misma forma, la masa
molecular del H2SO4 será 98 y la del CACO3 valdrá 100.
En efecto:
210
PROYECTO ANTONIO DE ULLOA
REACTIVIDAD QUÍMICA 3º E.S.O.
H 2 SO 4
Ca CO 3
1 · 2 + 32 .1 + 16. 4
40 · 1 + 12 · 1 + 16 · 3
2 + 32 + 64 = 98
40 + 12 + 48 = 100
Las masas atómicas, como los símbolos químicos de los elementos, se
pueden consultar en la tabla periódica.
4.4.2. CANTIDAD DE SUSTANCIA
Normalmente, para saber la cantidad de materia que tiene un cuerpo
determinamos su masa mediante una balanza. Aunque es un dato importante,
no es todo sobre la cantidad de materia, ya que la materia está formada por
moléculas y, por lo tanto, saber el número de moléculas presentes puede ser
importante.
El número de moléculas de una sustancia es lo que se llama cantidad de
sustancia. Como las moléculas están formadas por átomos indestructibles,
cada uno con una masa determinada, las moléculas tienen su propia masa.
Conociendo la masa molecular y su
cantidad, podemos también conocer
la masa de la sustancia.
También
podemos
hacerlo
a
la
inversa. Si conocemos la masa de
una sustancia y la masa molecular
PROYECTO ANTONIO DE ULLOA
211
REACTIVIDAD QUÍMICA 3º E.S.O.
de esa sustancia podemos saber la cantidad de moléculas presentes, es
decir, la cantidad de sustancia.
En química, la masa molecular, como hemos indicado antes, se mide en uma
(unidad de masa atómica), mientras que la masa de las sustancias se suele
expresar en gramos. Necesitamos saber la conversión de una unidad de
masa a otra que se ha establecido en: 1g = 6.023x1023uma. Es decir, hacen
falta 602300000000000000000000 uma para hacer un gramo.
4.4.3. MOL
Hablar de cantidad de sustancia con el número de moléculas significa emplear
números muy grandes. Por ejemplo, en un litro de agua, la cantidad de
sustancia es de 33461111111111111111111111 moléculas de agua. Se trata,
evidentemente de un número muy grande ya que las moléculas son muy
pequeñas.
Para evitar hablar de números tan grandes y
difíciles de usar, se ha definido el mol, como unidad
de cantidad de sustancia. Un mol son 6.023x1023
moléculas.
Ese número no se ha elegido al azar. Es la
equivalencia entre uma y gramo. ¿Por qué se ha
elegido ese número? Porque de esta forma, un mol
de
la
sustancia
que
sea
tiene
una
masa
numéricamente igual que la masa molecular. Sólo
212
PROYECTO ANTONIO DE ULLOA
REACTIVIDAD QUÍMICA 3º E.S.O.
que la masa molecular se mide en uma y la masa del mol en gramos.
Así, las moléculas que hay en un mol de agua son 6.023x1023. Cada una de
ellas tiene una masa de 18 uma. La masa total será de 18 · 6.023x1023uma.
Para expresar la masa en gramos debemos dividir por 6.023x1023, con lo que
resulta 18g.
La masa de un mol, en gramos, es la masa molecular en uma. Y de esta
forma resulta muy fácil el pasar de cantidad de sustancia (que se medirá en
moles) a cantidad de materia (que se mide en gramos).
4.4.4. LEY DE PROUST
En una reacción química ajustada, la cantidad
y tipo de átomos es la misma en los reactivos
y en los productos. Como las masas son, por
tanto, las mismas, las proporciones de
reactivos y productos siempre serán las
mismas. Es lo que se conoce como ley de las
proporciones fijas o ley de Proust. Así, en la
reacción para formar agua:
2H2 + O2
2H2O
Un gramo de hidrógeno reacciona siempre con 8 gramos de oxígeno y forman
9 gramos de agua. Si en lugar de 1 gramo de hidrógeno disponemos de 6
gramos, se necesitarán 48 gramos de oxígeno y se formarán 54 g de agua.
PROYECTO ANTONIO DE ULLOA
213
REACTIVIDAD QUÍMICA 3º E.S.O.
Las proporciones de reactivos y productos están indicadas en la ecuación
ajustada, pero en moles. Según la reacción de anterior, se necesitan dos
moles de hidrógeno, uno de oxígeno y se forman dos de agua.
Como podemos calcular las masas moleculares, la proporción en moles se
puede expresar inmediatamente a gramos: 4 gramos de hidrógeno, 32 de
oxígeno y 36 de agua. Que será la proporción en esa reacción y que es la
misma que la indicada en los párrafos precedentes.
4.4.5. ACTIVIDADES
a) Para el aula:
• Busca en el diccionario el significado de las siguientes palabras y anótalo
en tu cuaderno. Si en la definición no comprendes alguna palabra, búscala
también y escribe su significado:
)
Expresar
)
Inversa
)
Equivalencia
)
Proporción
)
Precedentes
Las masas atómicas de hidrógeno, oxígeno, sodio, calcio, carbono, azufre,
nitrógeno y cloro son, respectivamente, 1, 16, 23, 40, 12, 32, 14 y 35.5.
214
PROYECTO ANTONIO DE ULLOA
REACTIVIDAD QUÍMICA 3º E.S.O.
• ¿Cuál es la masa molecular de Na2O, NaHCO3, CaCO3 y Na2SO4?
• ¿Cuál es la masa molecular del cloruro de calcio, amoniaco, óxido de
azufre(VI), óxido de nitrógeno(V), hidróxido de calcio y sulfuro de sodio?
• ¿Cuántos moles hay en 100 g de óxido de calcio? ¿Y en 1 kg?
• Al añadir agua al óxido de calcio se obtiene hidróxido de calcio. ¿Cuántos
gramos de agua tendremos que añadir a 100 g de óxido? ¿Cuántos
gramos de hidróxido obtendremos? Si partimos de 20 kg de óxido,
¿cuántos kilogramos de hidróxido obtendremos?
b) Para casa:
• Con ayuda de una tabla periódica determina la masa molecular de los
siguientes compuestos: CaCO3. Na2CO3. H2SO4. HNO3
• ¿Cuál es la masa molecular de los siguientes compuestos? Óxido de
hierro(III). Trihidróxido de cobalto. Dicloruro de hierro. Metano. Pentóxido
de difósforo
• ¿Cuántos moles y moléculas habrá en 50 g de cada una de las sustancias
de la pregunta anterior?
• ¿Cuántos moles hay en un kilogramos de sal común (cloruro de sodio)? Si
quiero dos moles de sal común, ¿qué cantidad tendré que pesar?
• Para obtener amoniaco se mezcla nitrógeno e hidrógeno. ¿Cuántos moles
de amoniaco obtendremos a partir de 100 g de nitrógeno? ¿Cuántos
gramos de hidrógeno necesitaremos
PROYECTO ANTONIO DE ULLOA
215
REACTIVIDAD QUÍMICA 3º E.S.O.
/ Experiencia 22
Preparación de una disolución 0.5 M de carbonato sódico
Material:
Reactivos:
Matraz aforado de 500 ml.
Agua destilada.
Embudo.
Carbonato sódico
Varilla de vidrio.
Gotero.
Vidrio de reloj.
Vaso de precipitados.
Balanza
Procedimiento:
Determina la masa molecular del carbonato sódico (Na2CO3):
Determina el número de moles que habrá en 0.5 l de disolución 0.5 M:
m
C=
=
V
Determina la masa de esos moles:
m
n=
=
Mm
216
PROYECTO ANTONIO DE ULLOA
REACTIVIDAD QUÍMICA 3º E.S.O.
Pesa en la balanza y sobre el vidrio de reloj esa masa de carbonato y
viértela en el vaso de precipitados. Limpia el vidrio de reloj con un poco de
agua destilada y viértela en el mismo vaso. Añade 100 ml de agua al vaso y
agita hasta que se disuelva. Si es preciso, añade más agua.
Una vez disuelto, pásalo, con el embudo, al matraz aforado. Añade agua
destilada al vaso de precipitados y viértela al matraz aforado. Repite la
operación.
Añade agua destilada desde el frasco lavador al matraz aforado. Cuando el
agua en el matraz aforado esté cerca de la marca de aforo, añádela
lentamente con el gotero.
Responde en tu cuaderno:
• ¿Cuántas moléculas de carbonato hay en la disolución?
• ¿Cuántos átomos de carbono y cuántos de sodio habrá en la
disolución?
• ¿Cuántos moles de sodio están disueltos? ¿Cuántos de carbono?
PROYECTO ANTONIO DE ULLOA
217