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UNIVERSIDAD DE CALDAS

ASIGNATURA RIESGOS

QUIMICOS

Versión 1

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NOMBRE DEL ESTUDIANTE: _______________________________________________

¿LOS GLOBOS DE HELIO (He) PESAN? COMPETENCIA

Resolver ejercicios que involucren conversiones de unidades diferenciando conceptos de masa-cantidad de sustancia- numero de avogadro – peso molecular- masa molar – peso atómico, en sustancias de uso común en el laboratorio.

DESEMPEÑOS

Saber ׃ Distingo los conceptos de cantidad de sustancia, número de Avogadro, peso atómico, masa atómica y masa molar para aplicarlos en la resolución de problemas.

Hacer ׃ Resuelve ejercicios que involucren cambios de unidades de medida de masas atómicas, peso atómico, número de Avogadro y cantidad de sustancia de elementos y compuestos para efectuar cálculos a partir de ellos.

Ser ׃ Elige, analiza y pone en marcha alternativas de solución, que ayuden en la búsqueda de respuestas situaciones de la cotidianidad.

A. VIVENCIA Resuelvo individualmente y luego socializo con mis compañeros de grupo, el resultado de mi trabajo.

Contesta el siguiente crucigrama

HORIZONTALES

1. Es la suma de protones y neutrones del núcleo.

2. Constante cuyo valor es 6.022x 1023.

3. Sustancia que no puede romperse en otras más pequeñas.

4. Mínima cantidad de materia indivisible.

5. Indica el número relativo de átomos de los elementos que conforman el compuesto.

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7. Indica el número real de átomos en la molécula.

VERTICALES

a) Unidad de masa atómica.

b) numero que relaciona la masa de un átomo, con la masa del protón.

c) Unidad de masa mucho más pequeña que el gramo.

d) Agregado de varias cosas que componen un todo.

e) Unidad de masa del sistema métrico.

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B. FUNDAMENTACION TEORICA Átomo.

El átomo es la partícula más pequeña de un elemento que puede combinarse, o bien, átomo es la partícula mas simple de un elemento químico que conserva sus propiedades.

Masa atómica.

El átomo es una partícula demasiado pequeña; su tamaño oscila entre 1 y 5 unidades angstroms (1Ǻ =1x 10-8cm); su masa también es muy pequeña la del oxigeno, es de 2,65x 10-23g.

Por tanto, sería absurdo utilizar las unidades de masa conocida: gramos, decigramos, etc.; para superar la dificultada de encontrar la masa real de un átomo, se han considerado valores que resulta de tomar un elemento patrón y compararlo con los demás elementos: son las masas relativas.

El patrón tomado como referencia referencias actualmente es el carbono (C-12), al cual se le asigno una masa de 12 unidades de masa atómica (uma). Podemos deducir entonces que una unidad de masa atómica (uma) es una doceava parte de la masa de un átomo de carbono. La masa de un átomo expresada en relación con el átomo de carbono se denomina masa atómica y representa la masa promedio de los átomos de un elemento dado. Así, como un átomo de azufre tiene una masa que equivale a 8/3 veces la del átomo de carbono, su masa atómica es:

12 uma x 8/3 = 32 uma

La masa atómica de un elemento es la masa relativa de un átomo promedio del mismo, comparada con la del C-12, que tiene una masa atómica igual a 12 uma.

CANTIDAD DE SUSTANCIA

Se expresa mediante la unidad MOL o MOLE, es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que las contenidas en 12 g de carbono 12.

Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 1023. Este número se

conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.

Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento, siempre y cuando la masa en gramos sea numéricamente igual al peso atómico, pero expresado en gramos.

En 16 g de oxígeno hay 1 mol y contiene 6.022x 1023 átomos, porque 16g son numéricamente igual

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Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO.

Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

Para cualquier ELEMENTO:

Ejemplos:

Gramos

(Masa atómica) Átomos Moles

32.06 g de S 6.022 x 1023 átomos de S 1 mol de S

63.55 g de Cu 6.022 x 1023 átomos de Cu 1 mol de Cu

14.01 g de N 6.022 x 1023 átomos de N 1 mol de N

200.59 g de Hg 6.022 x 1023 átomos de Hg 1 mol de Hg

En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión.

Ejemplos:

 ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?

Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa molar del Fe y vemos que es 55.85 g/mol. Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.

X moles Fe= 25.0 g Fe x 1mol Fe = 0.448 moles Fe 55.85g Fe

 ¿Cuántos átomos están contenidos en 16.3 g de Azufre (S)? Necesitamos convertir gramos de S a átomos de S.

Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica pero expresada en gramos.( 32.064 g S.)

1 MOL de un elemento= 6.022 x 1023 átomos

MASA ATOMICA en gramos = 6.022 X 1023 ATOMOS = 1 MOL del elemento

CANTIDAD REQUERIDA = CANTIDAD DADA X FACTOR DE CONVERSION

La unidad del dato y del denominador del factor de conversión, debe ser la misma

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X átomos S = 16.3 g S x 1 mol S x 6.022x1023 átomos S = 3.06x1023 átomos S

32.064 g S 1 mol S

Masa molar de los compuestos.

Un mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar o molecular es más amplio, pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos. A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar, sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula pero expresados en gramos. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.

Ejemplos:

 Calcule la masa molar de los siguientes compuestos. KOH (hidróxido de potasio)

KOH K = 1 x 39.102g = 39.102 g O = 1 x 16.000g = 16.000 g H = 1 x 1.008g = 1.008 g

56.110 g que pesa el KOH

 Calcule la masa molar Cu3(PO4)2 (Sulfato de Cobre II)

Cu3 (PO4)2 Cu = 3 x 63.54g = 190.62 g

P = 2 x 30.97g = 61.94 g O = 8 x 16.00g = 128.00 g

380.56 g que pesa el Cu3 (PO4)2

Mol – moléculas – masa molar

¡Me siento ligero! Sera, porque llevo a

cuestas 3 mol de gases diferentes. ¿Cuántos átomos y

moléculas estarán contenidos? ¡O será

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En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.

Ejemplos:

 ¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia? En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH

NaOH Na = 1 X 23.000 g = 23.00g O = 1 X 16.000 g =16.00g H = 1 X 1.008 g = 1.008g

40.008 g que pesa la molécula de NaOH

La secuencia de conversión sería:

1.0 Kg x 1000g NaOH = 1000 g NaOH 1 Kg NaOH

X moles NaOH = 1000g NaOH x 1 mol NaOH = 25.0 moles NaOH 40.008 g NaOH

 ¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g? Calculamos la masa molar del HCl.

HCl H = 1 x 1.008 g = 1.008g Cl = 1 x 35.450 g = 35.450g 36.458 g

X moléculas HCl = 25.0 g HCl x 1 mol HCl x 6.022x 1023 moléculas HCl

36.458 g HCl 1 mol HCl

= 4.13x1023 moléculas HCl

Composición porcentual

Es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. Se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto, entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%. Matemáticamente, la composición porcentual se expresa como׃

1 MOL de x compuesto = 6.022 x 10 23 MOLECULAS = MASA MOLAR

COMPOSICION = masa molar del elemento x 100% PORCENTUAL masa molar del compuesto

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Ejemplo:

 Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de níquel III)

1) Calculamos la masa molar del compuesto

Ni2(CO3)3 Ni = 2 x 58.71g = 117.42g

C = 3 x 12.00g = 36.00g O = 9 x16.00g = 144.00g 297.42g

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.

% Ni = 117.42 g Ni x 100% = 39.48 % Ni 297.42 g Ni2(CO3)3

% C = 36.00 g C x 100 % = 12.10 % C 297.42g Ni2(CO3)3

% O = 144.00 g O x 100% = 48.42 % O 297.42g Ni2(CO3)3

Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo:

39.48 + 12.10 + 48.42 = 100

C. EJERCITACION

1. Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en una molécula de acetona C3H6O. a) 6 átomos de H

b) 10 átomos de H

c) 20 átomos de H

d) 8 átomos de H

2. Cuantos moles hay en 3.0 g de Helio (He). Considere la masa molar del Helio como 4,0 g.

a) 3 moles de He

b) 5.3 moles de He

c) 1.1 moles de He

d) 0.75 moles de He

3. 49 gramos de acido sulfúrico (H2SO4) contiene a) 1 mol

b) 2 moles

c) 49 moles

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Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro di Quaregna e di Cerreto (1776-1856). Físico y matemático italiano practicó la abogacía por muchos años antes de interesarse en la ciencia? Su trabajo más famoso, ahora conocido como ley de Avogadro, fue ignorado durante su vida, aunque a fines del siglo XIX se convirtió en la base para la determinación de las masas atómicas.

4. El numero de átomos de hidrógeno presentes en una mol de

a) 3

b) 1

c) 6.02x1023 d) 1.8x1023

5. El peso de 6.02x1023 átomos de oxigeno es aproximadamente a) 2g

b) 16g

c) 32g

d) 6.02x1023g

6. En 3.2 x1023 moléculas de HCl hay a) 3.2 x 1023 moléculas de H b) 3.2 x 1023 átomos de H c) 6.8 x 1023 átomos de Cl d) Una mol de H

e) Una mol de Cl

D. APLICACIÓN

1. ¿Cuántos moles de iones de sodio, Na+, se contienen en un mol de 3.84 de Na 2CO3?

2. Dos moles de oxígeno (O2 tienen 1,204·1024 moléculas, ¿cuántos átomos tendrán dos moles de mercurio (Hg)?

a) 1,204x1024 b) 6,022x1023 c) 2,408x1023 d) 3,011x1023

3. 1,5 moles de CO2, ¿cuántas moléculas son?

a) 9,033x1023 b) 6,022x1023 c) 3,011x1023

d) Ninguna de las cantidades indicadas

4. ¿Cuál es la masa de 1.00 mol (la masa molar) de ozono gaseoso, O3? 5. ¿Cuántas moléculas de ozono están presentes en 2.00 mol de O3?

6. Una porción individual de papas fritas tiene 212 mg de Na. ¿A cuántos miligramos de NaCl equivale esta cantidad?

7. La ingesta máxima recomendada de Na es de 2400 mg. ¿A cuántos gramos de NaCl equivale esta cantidad?

E. COMPLEMENTACION

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….. Existe ya un día para festejar al

mol? Este festejo inicia a las 6:02 am

del día 23 de octubre. ¿Encuentras alguna relación de estos datos con el número de Avogadro?

...el kilate o quilate es una unidad de masa que se utiliza en dos formas distintas? Cuando nos referimos al quilate de joyería éste se utiliza para pesar gemas y diamantes y equivale a 200 mg. El kilate de orfebrería se utiliza para designar la pureza o ley de los metales y equivale a 1/24 parte de la masa total de la aleación que la compone. Por ejemplo, si una cadena está hecha con una aleación de oro de 14 quilates, contiene 14/ 24 partes de oro y tiene una pureza de 58.33%. Mientras que una pieza de 24 quilates tiene una pureza de 100% y es de oro puro.

 Busca información curiosa acerca del mol- masa atómica- y numero de avogadro, para que lo compartas con tus compañeros.

BIBLIOGRAFIA

 Hola química, Fabio Restrepo Merino- Jairo Restrepo Merino, tomo 1, Susaeta ediciones, 1989, paginas 65 – 80.

 Química 10, Julio Cesar Poveda, Educar Editores, 1998, paginas 58 – 61  Química, Raymond Chang, sexta edición, Mc Graw Hill, 1999, páginas 45, 70-73

Web-grafía

 http://encina.pntic.mec.es/~jsaf0002/p42.htm

 http://es.wikipedia.org/wiki/Unidad_de_masa_at%C3%B3mica

 http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T7.cfm  http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Mol_Avogadro.html

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