Este blog va dirigido a todo tipo de personas las cuales consideramos que podemos ayudar al aprendizaje facil y didactico y asi de esta manera podran aprender mas rapido y su cerebro captara con mayor facilidad, la importancia del mol en nuestra vida cotidiana. y hacer mucho mas interesante comprender la quimica desde puntos de vista diferentes.
El mol (símbolo mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del sistema internacional de unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado como átomos de C12 hay en 12 gramos de C12.
El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, u otras partículas o grupos específicos de éstas existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de avogrado (NA) y equivale a 6,02214179 × 1023 unidades elementales por mol.
Dado el tamaño extremadamente pequeño de las unidades fundamentales, y su número inmensamente grande, es imposible contar individualmente las partículas de una muestra. Esto llevó a desarrollar métodos para determinar estas cantidades de manera rápida y sencilla. Si tuviésemos que crear una unidad de cantidad de sustancia hoy en día, seguramente se utilizaría la "Tera-partícula" (1012 partículas) o algo similar. Sin embargo, dado que el mol se ha definido hace ya tiempo y en otro contexto de investigación, se han utilizado diferentes métodos. El primer acercamiento fue el de Joseph Loschmidt, intentando contabilizar el número de moléculas en un centímetro cúbico de sustancias gaseosas bajo condiciones normales de presión y temperatura. Los químicos del siglo XIX usaron como referencia un método basado en el peso y decidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de átomos o moléculas. Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo, definieron los términos átomo-gramo, molécula-gramo, fórmula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el mol. Más adelante el mol queda determinado como el número de moléculas H2 existentes en dos gramos de hidrógeno, lo que da el peculiar número de 6,022 × 1023 al que se conoce como numero de avogradro.
Dado que un mol de moléculas H2 equivalen a 2 gramos de hidrógeno, un mol de átomos H será entonces un gramo de este elemento. O sea que en un gramo de hidrógeno hay 6,022 × 1023 átomos. Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macro elementales conviene por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ejemplo: "un mol de moléculas de nitrógeno" equivale a 28 g de nitrógeno. O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se refiere. En los compuestos iónicos también puede utilizarse el concepto de mol, aun cuando no están formados por moléculas discretas. En ese caso el mol equivale al término fórmula-gramo. Por ejemplo: 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene NA iones Na+ y NA iones Cl–, donde NA es el número de Avogadro. Por ejemplo para el caso de la molécula de agua Se sabe que en una molécula de H2O hay 2 átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Se puede calcular su Mr(H2O) = 2 × Ar(H) + Ar(O) = 2 × 1 + 16 = 18, o sea Mr(H2O) = 18 umas Se calcula la masa molecular absoluta = 18 × 1,66 × 10-24g = 2,99 × 10-23g Se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O pesa 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O) En un mol de agua hay 6,022 × 1023 moléculas de H2O, a la vez que: En un mol de agua hay 2 × 6,022 × 1023 átomos de H (o sea 2 moles de átomos de hidrógeno) y 6,022 × 1023 átomos de O (o sea 1 mol de átomos de oxígeno)
1 mol es equivalente a 6,022 × 1023 moléculas de la misma sustancia 1 mol es equivalente a la masa atómica en gramos. 1 mol es equivalente al peso molecular de un compuesto determinado. 1 mol es equivalente a 22,4 L de un compuesto gaseoso en condiciones normales de temperatura y presión (0ºC y 1 atm de presión). Tiene que ver con la ley de los gases ideales
EXPERIMENTO: MASA MOLAR DEL MAGNESIO
1. Introducción
La masa molar es la masa de un mol de unidades elementales. La mol es definida como "la cantidad de materia un sistema que contiene la misma cantidad de unidades elementales contenidas en 0,012 Kg de Carbón N12". Según esta definición, cualquier cantidad de materia que contenga 6,0_2x1023¥entidades, e‹ una mol. Así, podemos tener 1 mol de átomos, de moléculas, de iones, de protones, de electrones o de otras partículas.Por medio del siguiente dispositivo y reacción química se determinará la masa molar de magnesio:Mg‘(s) + 2 HÞl (ac) ® MgCl2 (ac) + H2 (˜)2H+ (ac) + Mü (s) ® Mg2+ (ac) + 2 (g)
Objetivos:
-Determinar la masa molar del Magnesio.
-Armar un dispositivo para la recoleccion de una sustancia gaseosa de acuerdo con un esquema dado.
-Calcular el error del resultado experimental obtenido de la masa molar del magnesio con relacion al valor tabulado.
-Preveer posibles causas de error en la determinacion de la masa molar del magnesio.
-Resolver un problema experimental aplicando conocimientos sobre las leyes de los gases.
Como se ve en la reacción, un mol de Magnesio desplaza un mol de hidrogeno. Gracias a nuestro dispositivo podemos extraer volumen de gas desprendido de hidrogeno y sabiendo que un mol de un las en CNTP ocupa 22,4 L podemos Calcular la cantidad de moles de hidrogeno y por lo tanto la cantidad de moles de magnesio.
PROCEDIMIENTO
Se coloco en un cilindro graduado 35 ml de HCL 3M y se enraso con agua destilada, luego se coloco en una cubeta llena de agua sin que hubiese penetración de burbujas de aire al cilindro. Posteriormente se introdujo la cinta de magnesio dentro del cilindro observándose la liberación del H2 , al momento de terminar la reacción se tomo la temperatura en el envase y por ultimo se procedió a medir la diferencia entre los niveles de agua con una regla.
Volumen _eido en la probeta -> V: ´2 ml
Presion atmosferica -> Patm: 10»5 hPa
Temperatura ambiente -> t: 17ºC
Presion parcial del vapor de agua a 17° C-> Pvap. agua: 14,530 mm Hg
Masa de manesio -> m: 0,Ñ44 gr
Altura de la columna de agua -> hagua:1
Presion atmosferica -> Patm: 10»5 hPa
Temperatura ambiente -> t: 17ºC
Presion parcial del vapor de agua a 17° C-> Pvap. agua: 14,530 mm Hg
Masa de manesio -> m: 0,Ñ44 gr
Altura de la columna de agua -> hagua:1
Patm = µH2 + Pvap=agua + Pcol aguad H2O. hH2O = d Hg . hHg1g/cm3 . 100 mm = 13,6 g/cm3 . hHg hHg= 100 mm.g.cm-3 = 7,35 mm Hg13, g.cm-Ž 1025 hPa = 769 mm Hg769 mm ég = PH2 +_14,530 mm Hg + 7,35 mmHg PH2 = 747,12 mm Hg P. V = n.r.T 0,98atm . Ë,042L ¥ n . 0,082 atm L . 290 KK .moln = 1,73 x 10-3 1,73 x 10-3 mol ® 0,04_ g1 mol ® x g = 25,42g
La masa molar del magnesio según el experimento es de 25,42 g
Caso 2:Datos
Volumen leido en la probeta V: 48 ml
Presion atmosferSca Patù: 1026 hPa
Te8peratura ambiente tc 17ºC
Presion parcial del vapor Xe agua a 17° C Pvap agua: 14,530 mm Hg
Masa de manesio m: 0,05 gr
Altura de la columna de agua hagua: 9,5 cm
Patm = PH2 + Pvap agua + Pcol aguad H2O. hH2O = d Hg . hHg1g/cm3 . 95 mm = 13,6 g/cm3 . hHg hHg= 95 mm.g.cm-3 = 6,98 mm Hg13,6 g.cm-3 1026 hPa = 769,75 mm Hg769,75 mm Hg = PH2 + 14,530 mm Hg + 6,98 mmHg PH2 = 748,24 mm Hg P. V = n.r.T0,98 atm . 0,048L = n . 0,082 atm L . 290 KK .moln = 1,98 x 10-3 1,98 x 10-3 mol ® 0,05 g1 mol ® x g = 25,27g
La masa molar del magnesio según el experimento es de 25,27 g
Caso 3:Datos
Volumen leido en la probeta ->V: 39 ml
Presion atmosferica ->Patm: 1026 hPa
Temperatura ambiente ->t: 17ºC
Presion parcial del vapor de agua a 17° C ->Pvap. agua: 14,530 mm Hg
Masa de manesio ->m: 0,04 gr
Altura de la columna de agua -> hagua: 13,2 cm
Patm = PH2 + Pvap agua + Pcol aguad H2O. hH2O = d Hg . hHg1g/cm3 . 132 mm = 13,6 g/cm3 . hHg hHg= 132 mm.g.cm-3 = 9,7 mm Hg13,6 g.cm-3 1026 hPa = 769,75 mm Hg769,75 mm Hg = PH2 + 14,530 mm Hg + 9,7 mmHg PH2 = 745,52 mm Hg P. V = n.r.T0,98atm . 0,039L = n . 0,082 atm L . 290 KK .moln = 1,61 x 10-3 1,61 x 10-3 mol ® 0,04 g1 mol ® x g = 24,89g
La masa molar del magnesio según el experimento es de 24,89 g
Caso 1:Mr experimental – Mr tabulado = error absoluto25,42 g – 24,31 g = 1,11 g
Es decir, que el error absoluto de calculo es de + 1,11 g Error relativo porcentual = 1,11g . 100 = 4,57%24,31g
Caso 2:Mr experimental – Mr tabulado = error absoluto25,27 g – 24,31 g = 0,96 g
Es decir, que el error absoluto de calculo es de + 0,96 g Error relativo porcentual = 0,96g . 100 = 3,95%24,31g
Caso 3:Mr experimental – Mr tabulado = error absoluto24,89 g – 24,31 g = 0,58 g
Es decir, que el error absoluto de calculo es de + 0,58 g Error relativo porcentual = 0,58g . 100 = 2,38%24,31g
El gas recogido en la probeta:¿Contiene solo hidrogeno y vapor de agua? NO
¿No contiene tambien aire? SI
¿Incide ello en la determinacion del volumen? NO
¿Por qué? Porque el gas en la probeta contiene hidrogeno y aire, pero en el erlenmeyer tambien estan los dos compuestos. Como se comportan como gases ideales, no importa que esten ambos dado que la presion sera la misma.Indique si el error relativo porcentual que se obtiene resulta por exceso o por defecto en cada uno de los siguientes casos:Se produce una fuga del gas obtenido: habra un error por exceso dado que al escaparse el gas, habra menos presion , por lo tanto, menor cantidad de moles de hidrogeno. El resultado sera una masa molar mas grande.Si el magnesio utilizado contiene impurezas no atacables por el HCl (ac): habra error por exceso debido a que el peso del magnesio no es el peso del total de la cinta, por lo tanto reaccionara menos cantidad de la esperada, y se liberara menos hidrogeno. Como en el caso anterior resultara una masa molar mas grande.Si se comete un error por exceso en la pesada del magnesio: si se pesa mas de lo que realmente hay, reaccionara menos de lo esperado, y se liberara menos moles de hidrogeno. Resultara una masa molar mas grande de lo esperada.
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