Traducción Capitulo "The Mol"
Publicamos esta traducción para desarrollar satisfactoriamente el concepto "Mol":
LA MOL
Estudiante: Como
sabes cuánto material es usado en una reacción química?
Profesor: Bien,
se deben utilizar cantidades químicas equivalentes; o aproximadas. Supongamos que queremos hacer reaccionar 10
gramos de aluminio con yodo. Cuanto yodo cree que necesitamos?
Estudiante:
10 gramos
Profesor: Eso haría la reacción
igual en masa, pero se debe pensar en
términos de átomos. Un átomo de yodo es más
grande que uno de aluminio y casi 5 veces más.
Estudiante:
Entonces deberíamos utilizar 5
veces más yodo, como 50 gramos
Profesor: Eso sería correcto si
cada átomo de aluminio reaccionara con uno de yodo, pero no se olviden que un
átomo de aluminio puede ser combinado con 3 átomos de yodo.
Estudiante: Siendo
así, deberíamos usar 3 veces la cantidad de yodo, o sea 50 gramos, que parece
demasiado yodo para 10 gramos de aluminio.
Aunque
la palabra mol no fue usada en este diálogo, se empleo el concepto de mol. La discusión no se podría dar sin esta. Probablemente no haya un concepto en primer año del curso de química más
importante para los estudiantes que entender el concepto de mol. También hay pocas cosas que le dan a ellos
bastantes problemas
.
.
ESTEQUIOMETRIA
Una
de las principales razones del concepto de mol es esencial en el estudio de la
química, es la estequiometria, De esto
se trató el dialogo anterior. La
estequiometria incluye todas las relaciones cuantitativas en una reacción
química, y hace referencia a la cantidad de una sustancia que reacciona con otra
y la cantidad del producto resultante, etc.
La estequiometria es química aritmética.
Jeremías
Richter, fue el primero en usar este término, basado en la palabra griega
stoicheion, que significa elemento y metron que significa medida. Sus tres volúmenes de “bases de la
estequiometria o el arte de medir químicamente los elementos” escritos entre
1792 y 1794, representan uno de los primeros esfuerzos para dar a la química
una matemática básica. Richter estuvo
especialmente interesado en definir la cantidad de sustancia que se podían
combinar entre sí.
Una
discusión detallada de un tema amplio como es la Estequiometria, no es posible
aquí, pero nos deja por lo menos considerar la pregunta acerca del aluminio y
el yodo considerados anteriormente.
El
problema es: Cuantos gramos de yodo reaccionaran completamente con 10 gramos de
aluminio.
Para
resolver esto, necesitamos primero conocer el peso del átomo de aluminio (27 gramos)
y del yodo (127 gramos); cómo podemos ver, el átomo de yodo pesa casi 5
veces más que el átomo de aluminio. 27 gramos de aluminio constituyen una mol,
por lo tanto 10 gramos de aluminio es 10/27 de mol. El mismo número del átomo de yodo se representaría 10/127
de mol, teniendo en cuenta que un mol de yodo pesa 127 gramos. 10/27 pesaría:
10/27
X 127 g = 47 g.
Para
producir 3 átomos de yodo por cada átomo de aluminio, porque el componente
formado es All3, es necesario utilizar 3 veces más de yodo.
3 X
47g= 141 g. Esto es razonable con lo
estimado por el estudiante 150 g.
Un enfoque
más sistemático para el problema, es
comenzar con la ecuación de equilibrio para la reacción. En este caso, la ecuación es: 2Al + 3 I --à 2 Al
Los
10 gramos de aluminio dados en el problema, se convierten en gramos de yodo por
análisis dimensional, llamado método “factor - Unidad”. Cada “factor” es una relación en el cual el numerador y denominador son
exactamente equivalentes y la “unidad” está configurada de modo que todas se
anulan, excepto la unidad que se desea en la respuesta.
1 mol Al 3 mol I 2(127) g I
10g Al X ------------
X ----------- X ---------------- = 141
g I
27 g Al 2 mol Al 1 mol I
En
este caso, los gramos de aluminio se convierten primero en moles y luego, las
moles de aluminio se convierten en moles de yodo (de acuerdo con el equilibrio
de la ecuación); y las moles de yodo, se convierten en gramos. Utilizando los pesos atómicos con más cifras,
no cambia el valor de la respuesta, pero
sí es más precisa.
1 mol
Al 3
mol I 2 (126,9) g I
10.00 g Al
X ------------ X
------------- X ------------- =
141,1 g I
26,98 g Al 2 mol Al 1 mol I
Ya que la mayoría de los pesos atómicos están muy
cerca a un número entero, se redondean
para ser empleados con más sencillez.
Algunos estudiantes encuentran útil escribir la
ecuación balanceada e indican antes cuál
es el problema y debajo de ella, lo que indica
la ecuación, como en el siguiente ejemplo:
Problema: 10 g X g
Ecuación:” 2
Al + 3 I -----à 2 AlI
2
moles requerimiento 3 moles
produce 2 moles
2
(27) g requerimiento 3 (172) (2) g produce
2(2(27) + 3(127)(2))
En términos de masa: 54 G. 762 g
Información de la ecuación:
(Es importante
que las unidades usadas debajo de la ecuación, sean consistente con las del
problema). Esta ecuación dice que 54 g
de aluminio reaccionará con 762 g de yodo; si usamos únicamente 10 g de
aluminio, que corresponde a 10/54 de la cantidad mostrada en la ecuación,
necesitaríamos únicamente 10/54 de yodo.
10
-------
X 762 g I = 141 g I
54
O,
54g de aluminio es equivalente a 762 g de yodo;
en esta reacción podemos usar el método de análisis dimensional.
762 g I
10g
Al X ----------- = 141 g I
54g Al
O,
el problema y la información de la ecuación puede ser una simple proporción
algebraica, de la cual cantidad desconocida es fácilmente determinada.
10g = x
g 7620
------- ---------- 54X
= 7620 Por lo
tanto X = ----------
= 141 g
54g 762g 54
Hay
varios caminos para resolver a problema dado de estequiometria, pero sin importar el enfoque que
se elija, se debe entender que es una mol.
QUE ES UNA MOL
La
química es el estudio de la materia, conformada por pequeñas partículas que no
se pueden ver. La química cuantitativa
debe ser capaz de contar las partículas de la materia (átomos, iones y moléculas), sin importar cuán
pequeña sea. Para ello es necesario
contar con una unidad de medida, que nos permita contar las partículas que
constituyen una Unidad y que pueda ser
manipulada en forma conveniente. Esta
unidad de medida se conoce como mol.
La
palabra mol parece que fue introducida por Wilhelm Ostwald en 1896, quien la
tomó del latín moles, que significa
montón o pila. A mol es una pila de
átomos o moléculas que pueden ser descrita así: Una mole es una cierta cantidad de
sustancia, esta contiene 6.02 X 10
(número de avogadro) átomos, moléculas, iones o unidades de
fórmula. Su masa es igual a su peso
expresado en gramos. Si en el estado
gaseoso, este ocupa 22.4 l a temperatura
estándar y presión (STP). Lo cual es a 0 grados centígrados y 1 atm. (Atmósfera).
Formula
masa en volumen de gas (STP)
Gramos ---------à
MOLE----à22.4
Litros
Unidad
fórmula
6.02 X
10 unidades
(No. De avogadro)
Observe
que una mol siempre contiene el mismo número de unidades (6.02 X 10 ), independientemente de la sustancia o su
composición. Y una mol de gas en condiciones estándares, siempre ocupa aproximadamente el mismo
volumen (22,4 litros), independientemente de la naturaleza o fórmula del gas. Tal
vez por eso los estudiantes a veces
erróneamente asumen que todas las sustancias tienen la misma masa molar (1g, 12
g o 16g). La masa de un mol varía de una sustancia a otra; siendo
su propio peso expresada en gramos.
A
través de los años, ha habido confusión
en cuanto a la definición de la palabra mol, la cual ha sido definida como: El
peso de una sustancia en gramos, numéricamente igual a su peso molecular; 22,4
litros de un gas, medido en condiciones normales; la masa en gramos de 6.02 X
10 moléculas de cualquier sustancia; una
gramo de molécula; una unidad igual al número de avogadro; un gramo, La fórmula
en gramos, del peso de una sustancia; número de avogadro en partículas
etc. Estos ejemplos, son claramente un
error, siendo suficiente para mostrar como una mol ha sido definida como peso o
masa; otras veces como volumen de un gas y otras como un número o número de
partículas. En la antigua literatura,
una mol se definió como un peso de material, el cual reacciona con 16 gramos de
oxigeno. De acuerdo a algunos libros, el
peso molecular en gramos es llamado mol; pero no lo es el peso atómico en gramos. En el uso moderno, el mol ha tomado un
significado más generalizado.
Elementos gramo de peso atómico
Gramo de masa
atómica
Gramo de átomo
Compuesto Gramo de peso molecular
Gramo de masa
molecular -----------------------à
mol
Gramo de molécula
Peso de la
fórmula en Gramo
Iones Gramo de peso iónico
Gramo ión
Entonces
, cual es la mejor definición para la palabra mol?. En 1960, la XI conferencia de pesas y medidas
reunida en Paris, designó el mol como una de las siete unidades básicas en el
sistema internacional (SI), un sistema unificado de unidades respaldado por la Oficina
de Normas de los EE.UU y el IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada). El mol es la unidad del (SI)
para medir la "cantidad de sustancia". La definición oficial de la mola es el
siguiente: Una mol es la cantidad de sustancia, que contiene tantas partículas
elementales como átomos de carbón en 0,012 kg de carbono 12. La entidad primaria debe ser especificadas y
pueden ser un átomo, una molécula, un ion, un electrón, etc., o un grupo
especificado de tales partículas,
Una
definición más breve es: Un mol es una cantidad de sustancia que contiene tantas
unidades como átomos hay en 12 gramos de carbono 12. o simplemente, una mol es una cantidad de sustancia que contiene el
número de Avogadro de unidades de acuerdo a la fórmula.
LA FARMACIA DOCENA
A
menudo es útil comparar el mol con otros términos, tales como la docena.
Artículos Tipo de Juego Número del grupo
Medidas,
dados Par 2
Huevos,
naranjas docena 12
Botellas,
latas caja 24
Cepillos,
lapiceros gruesa 144
Hojas
de papel resma 500
Átomos,
moléculas mol 6.02
X 10
El
mol es entonces visto como otra unidad de conteo, difiere de las otras en que los elementos individuales
en el conjunto son invisibles, y el número que constituyen el equipo es
bastante abstracto, pero el principio sigue siendo el mismo. La analogía de mol con la docena, puede ser especialmente
útil para los estudiantes que tienen la
dificultad para pensar en términos abstractos.
Una docena de limones y una docena de pomelos, pueden proporcionar un marco de referencia
concreto para un estudiante que tiene problemas para comparar un mol de litio
con un mol de sodio.
La
reacción de un mol de átomos de oxígeno con 2 moles de átomos hidrógeno, podría
ser descrito en términos de una docena de pelotas de tenis y dos docenas de pelotas de ping pong. Un mol de átomos de aluminio requerirá exactamente tres moles de átomos de cloro como
una docena.
Una
docena de arándanos, una docena de ciruelas y una docena de manzanas, representan
una cantidad estándar (una docena) de tres diferentes tipos de frutas.
Obviamente no todos pesan lo mismo. Supongamos
que cada lote de fruta es homogéneo con respecto al tamaño. Si una manzana pesa
cuatro veces más que una ciruela, entonces una docena de manzanas tendrá un
peso cuatro veces más que una docena de ciruelas (y un millón de manzanas deben
pesar cuatro veces más que un millón de ciruelas).
Una
sencilla pero efectiva muestra, es un surtido de botellas que contienen cada
una exactamente un mol de una sustancia (12 g de carbono, 24,3 g de magnesio,
58,5 g de sodio cloruro, 342 g de sacarosa. etc), más una docena de pelotas de espuma de polietileno
en cada uno de varios tamaños de
diámetro (1/2 pulgadas, 1 pulgada, y 11/2 pulgadas). Una docena de pelotas va a
llenar un vaso pequeño o grande en función del tamaño de cada pelota. Del mismo
modo, un mol de sustancia puede colocarse en un frasco pequeño (de carbono) o un
grande (sacarosa) en función del tamaño individual del átomo o molécula.
¿Qué
pasa con el estudiante que entiende la docena y la gruesa, pero aún tiene
problemas con el mol? Podría ser que la magnitud del número de Avogadro es
parte del problema.
Saludos David Charry 10-B
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