HERENCIA DE LOS GRUPOS SANGUINEOS

ESTUDIANTES DE ONCE 2019

BIENVENIDOS AL TRABAJO DE PRIMER TRIMESTRE

El número de Avogadro es una constante utilizada en el campo de la química analítica para cuantificar el número de partículas o entes microscópicos a partir de medidas macroscópicas como la masa. Es muy importante conocer este número para comprender la composición de las moléculas, sus interacciones y combinaciones. Por ejemplo, para crear una molécula de agua es necesario combinar dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno para obtener un mol de agua. El número de Avogadro es una constante que se debe multiplicar por el número de átomos de cada elemento para obtener el valor del oxígeno (6,023 x 10²³ átomos de O) y del Hidrógeno (2x 6,022x 10²³) que forman un mol de H₂O

El número de Avogadro es una constante que representa la cantidad de átomos existentes en doce gramos de carbono 12-puro. Esta cifra permite contabilizar entes microscópicos. Éste comprende el número de entidades elementales (es decir, de átomos, electrones, iones, moléculas) que existen en un mol de cualquier sustancia. El número Avogadro es igual a (6,022 x 10 elevado a 23 partículas) y es simbolizado en las formulas con las letras L o NA. Además, es utilizado para hacer conversiones entre gramos y unidad masa atómica. La unidad de medida del número de Avogadro es el mol (mol-1)

El mol y las masas atómicas

Cualquier tipo de átomo o molécula tiene una masa característica y definida. Como el mol se define como el número de átomos que hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12, se entiende que la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento es numéricamente igual al peso atómico, en unidades de masa atómica de dicho elemento. En la tabla siguiente se ilustra esta teoría con ejemplos:

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Elemento	Masa atómica	Masa muestra	Contiene
Aluminio (Al)	26,98	26,98	6,022 × 1023 átomos de aluminio o un mol de átomos de aluminio
Hierro (Fe)	55,85	55,85	6,022 × 1023 átomos de hierro o un mol de átomos de hierro
Oro (Au)	196,97	196,97	6,022 × 1023 átomos de oro o un mol de átomos de oro

El mol y las masas moleculares

La masa molecular de una sustancia es la suma de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces en que se encuentra. La masa en gramos de un mol de moléculas es numéricamente igual a esa masa fórmula. En la tabla adjunta se exponen algunos ejemplos:

Compuesto	Masa molar	Contiene
Agua (H2O)	18,0 g	6,022 × 1023 moléculas de agua 6,022 × 1023 átomos de oxígeno 12,044 × 1023 átomos de hidrógeno
Trióxido de azufre (SO3)	80,06 g	6,022 × 1023 moléculas de trióxido de  azufre 6,022 × 1023 átomos de azufre 18,066 × 1023 átomos de oxígeno
Tricloruro de hierro (FeCl3)	162,35 g	6,022 × 1023 moléculas de tricloruro  de hierro 6,022 × 1023 átomos de hierro 18,066 × 1023 átomos de cloro

EJERCICIOS

Calcular el número de moles que hay en 50 gramos de NaCl.

Sabemos que un Mol de NaCl pesa 23 + 35,5 = 58,5g.

Aplicamos la fórmula nº de moles = masa (g) / M (masa molecular g/mol)

 
Cada molécula de NaCl contiene un átomo de Na, por tanto, por ejemplo, si tenemos 1000 átomos de NaCl es porque tenemos 1000 átomos de Na y 1000 átomos de Cl juntos, si eliminamos los átomos de Cl para que se nos quede Na+ el número de iones de Na+ será el mismo que el número de moléculas de NaCl, por tanto vamos calcular ese número aplicando el número de Avogadro.

Nº de iones de Na+ = 0,855 x Nº de Avogadro = 0,855 x 6,022x10²³

 = 5,15 x 6,022 x10²³ iones.

Es decir, si queremos saber cuántas moléculas de CO₂ hay en 200 gramos de CO₂ o lo que es lo mismo en 4,54 moles deCO₂ tendríamos:

Desarrollar los siguientes ejercicios

GUÍA DE EJERCICIOS N° 1:

 MOL, MASA MOLAR Y NÚMERO DE AVOGADRO 

1. Para el sulfato de cobre CuSO₄. (Masas Cu: 63,55; S: 32,01; O: 16,0) Determine: 
a) Masa molecular.
b) Masa molar. 
 2. Para el fenol  C₆H₆O (Masas C: 12,0; H: 1,0; O: 16,0) Determine: 
a) Masa molecular. 
b) Masa molar. 

3. Para el nitrato de calcio Ca(NO₃)₂ (Masas Ca: 40,08; N: 14,0; O: 16,0) Determine: 
a) Masa molecular. 
b) Masa molar. 
4. Para la acetona C₃H₆O. Determinar:
 a) Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en una molécula de acetona. 
b) Cuántos átomos hay en una molécula de acetona. 
c) Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en un mol de acetona.   
d) Cuántos átomos hay en un mol de acetona.
5. Para el furano C₄H₄O. Determinar: 
a) Cuántos átomos de carbono (C) hay en una molécula de furano. 
b) Cuántos átomos hay en una molécula de furano. 
c) Cuántos átomos de carbono (C) hay en un mol de furano.   
d) Cuántos átomos hay en un mol de furano.