Química de Joseleg La Materia: 19. Del mol a la cantidad de sustancia | 🎱 El átomo químico

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En 1961 Edward Guggenheim introdujo una serie de modificaciones al lenguaje que se había heredado desde el siglo XIX (Guggenheim, 1961). Pues varios conceptos relacionados se venían acumulando de manera intrincada, siendo estos:

👉 el mol,

👉 el átomo-gramo / el molécula-gramo,

👉 el peso atómico relativo / el peso molecular relativo,

👉 el peso atómico / el peso molecular,

Una absoluta desgracia, o como dicen los historiadores de la ciencia, una infelicidad fruto del devenir histórico del proceso de investigación. El problema es que, en lugar de simplificar el lenguaje, Guggenheim introdujo una nueva magnitud, la masa molar para reemplazar al átomo-gramo y al molécula-gramo, pero su introducción no se aceptó unánimemente, pues, por ejemplo, las tablas periódicas siguen estando expresadas con el concepto de pesos relativos. Esto demuestra que poner de acuerdo con los químicos es muy, pero muy, difícil.

Figura 13‑1. Edward Armand Guggenheim FRS (11 de agosto de 1901 en Manchester - 9 de agosto de 1970) fue un químico físico inglés, conocido por sus contribuciones a la termodinámica.

Masa relativa

Las masas que aparecen en la tabla periódica carecen de unidades pues son masas relatuivas asociadas a la unidad de masa atómica o dalton (uma = u = mu = 1.661 × 10⁻²⁴ g). Cada unidad de masa atómica es igual a una constante de masa atómica, así que es posible calcular la masa absoluta de un elemento multiplicando por la constante de masa atómica. La masa relativa de un compuesto sigue la ley de la conservación de la masa, por lo que se puede calcular como la suma ponderada de las masas relativas y los subíndices.

Evidentemente existen relaciones con la masa molar, pero no vale la pena expresarlas en ecuaciones, simplemente se trata de retirar o agregar la constante de masa atómica y agregar o retirar las unidades de la constante de masa molar para hacer las conversiones entre estas tres escalas de masa que tienen los mismos valores.

Química de Chang 10

Ejemplo 3.5a. Calcular la masa molecular en uma para el dióxido de azufre, usando los pesos atómicos a cuatro cifras significativas.

Ejemplo 3.5b. Calcular la masa molecular en uma para la cafeína (C₈H₁₀N₄O₂), usando los pesos atómicos a cuatro cifras significativas.

Problema 3.23a. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de CH₄

Problema 3.23b. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de NO₂

Problema 3.23c. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de SO₃

Problema 3.23d. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de C₆H₆

Problema 3.23e. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de NaI

Problema 3.23f. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de K₂SO₄

Problema 3.24a. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de Li₂CO₃

Problema 3.24b. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de CS₂

Problema 3.24c. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de CHCl₃

Problema 3.24d. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de C₆H₈O₆ ácido ascórbico o vitamina C.

Problema 3.24e. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de KNO₃

Problema 3.24f. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de Mg₃N₂

Problema 3.25. Calcular la masa molar de un compuesto si 0.372 mol tienen una masa de 152 g.

Química la ciencia central

Muestra 3.5a. Calcule el peso fórmula de la sacarosa, C₁₂H₂₂O₁₁ (azúcar de mesa)

Muestra 3.5b. Calcule el peso fórmula de nitrato de calcio, Ca(NO₃)₂.

Práctica 3.5.1. ¿Cuál de los siguientes es el peso fórmula correcto para el fosfato de calcio? (a) 310.2 uma. (b) 135.1 uma. (c) 182.2 uma. (d) 278.2 uma. (e) 175.1 uma.

Práctica 3.5.2a. Calcule el peso fórmula de Al(OH)₃

Práctica 3.5.2b. Calcule el peso fórmula de CH₃OH

Práctica 3.5.2c. Calcule el peso fórmula de TaON

Ejercicio 3.23a. Determine los pesos fórmula del ácido nítrico, HNO₃.

Ejercicio 3.23b. Determine los pesos fórmula del KMnO₄ .

Ejercicio 3.23c. Determine los pesos fórmula del Ca₃(PO₄)₂ .

Ejercicio 3.23d. Determine los pesos fórmula del cuarzo, SiO₂.

Ejercicio 3.23e. Determine los pesos fórmula del sulfuro de galio .

Ejercicio 3.23f. Determine los pesos fórmula del sulfato de cromo (III).

Ejercicio 3.23g. Determine los pesos fórmula del tricloruro de fósforo.

Ejercicio 3.24a. Determine los pesos fórmula del óxido nitroso, N₂O, conocido como gas hilarante y utilizado como anestésico en odontología.

Ejercicio 3.24b. Determine los pesos fórmula del ácido benzoico; HC₇H₅O₂, sustancia utilizada como conservante de alimentos.

Ejercicio 3.24c. Determine los pesos fórmula del Mg(OH)₂, el ingrediente activo de la leche de magnesia.

Ejercicio 3.24d. Determine los pesos fórmula del urea, (NH₂)₂CO, un compuesto utilizado como fertilizante nitrogenado.

Ejercicio 3.24e. Determine los pesos fórmula del acetato de isopentilo, CH₃CO₂C₅H₁₁, responsable del olor de los plátanos.

La masa molar y cantidad de sustancia

La masa molar es la relación de masa de una sustancia o elemento en un mol de esta, medida directa o indirectamente. Normalmente definimos la masa molar para sustancias.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 20 g de cobre. Ejemplo. Cuantos moles hay en 14.0 g de N₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en una libra de azucar. Ejemplo. Cuantos moles hay en 60 g de cobre.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 12 g de carbono. Ejemplo. Cuantos moles hay en 160 g de NH₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 100 ml de agua. Ejemplo. Cuantos moles hay en 18 g de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 244 g de aluminio. Ejemplo. Cuantos moles hay en 25 g de cobre.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 250 g de agua. Ejemplo. Cuantos moles hay en 200 g de CaCO₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 294 g de ácido sulfúrico. Ejemplo. Cuantos moles hay en 220 g de CO₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 200 g de agua. Ejemplo. Cuantos moles hay en 2 L de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 30 g de helio. Ejemplo. Cuantos moles hay en 30 g de H₂SO₄.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 350 g de hierro. Ejemplo. Cuantos moles hay en 3 gramos de carbono.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 3 g de helio. Ejemplo. Cuantos moles hay en 300 g de H₂SO₄.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 350 g de NaNO₃. Ejemplo. Cuantos moles hay en 36 g de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 360 g de agua. Ejemplo. Cuantos moles hay en 40 g de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 45 g de NaCl. Ejemplo. Cuantos moles hay en 44 g de CO₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 400 g de Na₃PO₄. Ejemplo. Cuantos moles hay en 400 g de Na₂SO₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 43 g de NH₃. Ejemplo. Cuantos moles hay en 40 g de Fe₂O₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 49 g de H₂SO₄. Ejemplo. Cuantos moles hay en 45 g de F₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 54 g de agua. Ejemplo. Cuantos moles hay en 5.00 g de Li.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 5.1 g de P₄. Ejemplo. Cuantos moles hay en 54 g de PCl₅.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 50 g de H₂O. Ejemplo. Cuantos moles hay en 507.25 g de NH₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 5 g de agua oxigenada. Ejemplo. Cuantos moles hay en 5 g de cloruro de sodio.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 50 g de NaCl. Ejemplo. Cuantos moles hay en 54.7 g de CaCO₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 50 g de H₂SO₄. Ejemplo. Cuantos moles hay en 6 g de oro.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 60 g de NaOH. Ejemplo. Cuantos moles hay en 64 g de metano CH₄.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 600 g de oxígeno. Ejemplo. Cuantos moles hay en 64 g de O₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 6.46 g de helio. Ejemplo. Cuantos moles hay en 600 g de butano C₄H₁₀.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 63 g de SnCl₄. Ejemplo. Cuantos moles hay en 64 g de S.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 75 g de ZnSO₄. Ejemplo. Cuantos moles hay en 72 gramos de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 75.0 g de SO₂. Ejemplo. Cuantos moles hay en 788 g de oro.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 75 g de hierro. Ejemplo. Cuantos moles hay en 7.5 g de CO₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 76.0 g de ácido sulfúrico. Ejemplo. Cuantos moles hay en 7.46 g de litio.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 750 g de H₂SO₄. Ejemplo. Cuantos moles hay en 88 g de CO₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 8 g de O₂. Ejemplo. Cuantos moles hay en 80 g de NaOH.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 800 g de MgCl₂. Ejemplo. Cuantos moles hay en 88 g de C₁₂H₂₂O₁₁.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 870 g de cobre. Ejemplo. Cuantos moles hay en 80 g de amoníaco.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 80 g de calcio. Ejemplo. Cuantos moles hay en 80 g de O₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 90 g de H₂O. Ejemplo. Cuantos moles hay en 980 g de H₂SO₄.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 9 g de H₂O. Ejemplo. Cuantos moles hay en 900 g de H₂O₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 96 g de oro. Ejemplo. Cuantos moles hay en 94.5 g de HNO₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 90 g de glucosa C₆H₁₂O₆.

Ejemplo. Calcula la masa en gramos de 1.5 moles de Na

Ejemplo. Cuántos gramos de sodio hay en 4 moles de sodio

Ejemplo. Calcula la masa en gramos de 11 moles de NaCl

Ejemplo. Calcular masa en gramos de 1.73 mol de CaH₂

Ejemplo. Calcular la masa en gramos de 2.80 moles de Ca

Ejemplo. Calcular la masa en gramos de 3.52 moles de MgBr₂

Ejemplo. Calcular la masa en gramos de 3.00 mol de CaS

Ejemplo. Calcular la masa en gramos de 3.09 moles de carbonato de amonio

Ejemplo. Calcular la masa en gramos de 0.30 moles de ácido sulfúrico

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 4.0 mol de CO₂

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 4.0 mol de O₂

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 5.02 mol de oro

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 6.0 moles de magnesio

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 7.81 mol de sodio

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 80 mol de H₂

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 80 mol de Cl₂

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 80 mol de P

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 80 mol de agua

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 9.00 mol de Na₂CO₃

Ejemplo. Calcular la masa en gramos en 9.00 mol de magnesio

Matamala y González

Ejercicio 1.23a. La tabla periódica nos reporta los pesos atómicos de nitrógeno y azufre como 14 y 32 cuando los redondeamos a sin decimales ¿Cuántos moles hay en 128 g de S?

Ejercicio 1.23b. La tabla periódica nos reporta los pesos atómicos de nitrógeno y azufre como 14 y 32 cuando los redondeamos a sin decimales ¿Cuántos átomos hay en 320 mg de S?

Química de Chang 10

Problema 3.9a-b. Defina el término "mol". ¿Cuál es la unidad del mol en los cálculos?

Problema 3.9c-d. ¿Qué tiene el mol en común con el par, la docena y el gross? ¿Qué representa el número de Avogadro?

Ejemplo 3.2 El helio (He) es un gas valioso que se utiliza en la industria, la investigación de baja temperatura, los tanques de buceo en aguas profundas y los globos. ¿Cuántos moles de He hay en 6.46 g de He?

Práctica 3.2. ¿Cuántos moles de magnesio (Mg) hay en 87.3 g de Mg?

Ejemplo 3.3 El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza en la fabricación de latón (con cobre) y en el enchapado de hierro para evitar la corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0.356 mol de Zn?

Práctica 3.3. Calcular la cantidad de gramos de plomo (Pb) en 12.4 moles de plomo.

Práctica 3.6. Calcular el número de moles de cloroformo (CHCl3) en 198 g de cloroformo.

Problema 3.15. ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77,4 g de Ca?

Problema 3.16. ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15.3 moles de Au?

Química la ciencia central 13

Muestra 3.9. ¿Cuál es la masa molar de la glucosa, C₆H₁₂O₆?

Práctica 3.9.1. Se analiza una muestra de un compuesto iónico que contiene hierro y cloro y se encuentra que tiene una masa molar de 126.8 g/mol. ¿Cuál es la carga del hierro en este compuesto? (a) 1+, (b) 2+, (c) 3+, (d) 4+.

Práctica 3.9.2. Calcular la masa molar de Ca(NO₃)₂.

Muestra 3.10. Calcular el número de moles de glucosa C₆H₁₂O₆ en 5.380 g de C₆H₁₂O₆.

Práctica 3.10.1. ¿Cuántos moles de bicarbonato de sodio NaHCO₃ hay en 508 g de NaHCO₃?

Práctica 3.10.2. ¿Cuántos moles de agua hay en 1.00 L de agua, cuya densidad es de 1.00 g/mL?

Muestra 3.11. Calcula la masa, en gramos, de 0.433 mol de nitrato de calcio.

Práctica 3.11.1a. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 6.33 mol de NaHCO₃?

Práctica 3.11.1b. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 3.0 x 10^-5 mol de ácido sulfúrico?

Práctica 3.11.2a. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 0.50 mol de diamante (C)?

Práctica 3.11.2b. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 0.155 mol de cloruro de amonio?

Ejercicio 3.5b. La glicina, un aminoácido utilizado por los organismos para fabricar proteínas, está representada por el siguiente modelo molecular. (b) Determine su masa molar.

Ejercicio 3.5c. La glicina, un aminoácido utilizado por los organismos para fabricar proteínas, está representada por el siguiente modelo molecular. (c) Calcule la masa de 3 mol de glicina.

Ejercicio 3.29. (a) La población mundial se estima en aproximadamente 7 mil millones de personas. ¿Cuántos moles de personas hay? (b) ¿Qué unidades se usan típicamente para expresar el peso de la fórmula? (c) ¿Qué unidades se usan típicamente para expresar la masa molar?

Ejercicio 3.30. (a) ¿Cuál es la masa, en gramos, de un mol de ¹²C? (b) ¿Cuántos átomos de carbono hay en un mol de ¹²C?

Ejercicio 3.35a. Calcular la masa, en gramos, de 0.105 mol de sacarosa C₁₂H₂₂O₁₁.

Ejercicio 3.35b. Calcular los moles de Zn(NO₃)₂ en 143.50 g de esta sustancia.

Ejercicio 3.35c. Calcular el número de moléculas en 1.0 x 10^-6 mol CH₃CH₂OH.

Ejercicio 3.35d. Calcular el número de átomos de N en 0.410 mol NH₃.

Ejercicio 3.36a. Calcular la masa, en gramos, de 1.50 x 10^-2 mol CdS.

Ejercicio 3.36b. Calcular el número de moles de NH₄Cl en 86.6 g de esta sustancia.

Ejercicio 3.36c. Calcular el número de moléculas en 8.447 x 10^-2 mol C₆H₆.

Ejercicio 3.36d. Calcular el número de átomos de O en 6.25 x 10^-3 mol Al(NO₃)₃.

Ejercicio 3.37a. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 2.50x10^-3 mol de fosfato de amonio?

Ejercicio 3.37b. ¿Cuántos moles de iones de cloruro hay en 0.2550 g de cloruro de aluminio?

Ejercicio 3.37c. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 7.70x10²⁰ moléculas de cafeína, C₈H₁₀N₄O₂?

Ejercicio 3.37d. ¿Cuál es la masa molar de colesterol si 0.00105 mol tiene una masa de 0.406 g?

Ejercicio 3.38a. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 1.223 mol de sulfato de hierro (III)?

Ejercicio 3.38b. ¿Cuántos moles de iones de amonio hay en 6.955 g de carbonato de amonio?

Ejercicio 3.38c. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 1.50 x 10²¹ moléculas de aspirina, C₉H₈O₄?

Ejercicio 3.38d. ¿Cuál es la masa molar de diazepam (Valium®) si 0,05570 mol tiene una masa de 15.86 g?

Ejercicio 3.39a. La fórmula molecular de la alicna, el compuesto responsable del olor característico del ajo, es C₆H₁₀OS₂. a) ¿Cuál es la masa molar de alicina?

Ejercicio 3.39b. La fórmula molecular de la alicna, el compuesto responsable del olor característico del ajo, es C₆H₁₀OS₂. (b) ¿Cuántos moles de alicina hay en 5.00 mg de esta sustancia? Asuma de la masa molar de la alicina es 162.28 g/mol .

Ejercicio 3.40a. La fórmula molecular del aspartamo, el edulcorante artificial comercializado como NutraSweet®, es C₁₄H₁₈N₂O₅. (a) ¿Cuál es la masa molar del aspartamo?

Ejercicio 3.40b. La fórmula molecular del aspartamo, el edulcorante artificial comercializado como NutraSweet®, es C₁₄H₁₈N₂O₅ (294.3 g/mol). (b) ¿Cuántos moles de aspartamo están presentes en 1.00 mg de aspartamo? (b) 3.40x10^-6 mol

Ejercicio 3.44. Se requieren al menos 25 μg de tetrahidrocannabinol (THC), el ingrediente activo de la marihuana, para producir intoxicación. La fórmula molecular del THC es C₂₁H₃₀O₂. ¿Cuántos moles de THC representan estos 25 μg?

Otro aporte de Edward Guggenheim radica en darle un símbolo de variable medida en moles, es decir (n_i) que Guggenheim bautizó como Stoffmenge que significa cantidad de sustancia (Marquardt, 2019). Tenga en cuenta que la unidad mol se había usado desde principios de siglo, pero su nombre y símbolo de variable no se estandarizaron realmente por la IUPAC sino hasta los años 70, y lo que es peor, estos conceptos convivieron con sus versiones viejas como el átomo-gramo hasta bien entrada la década de 1970, y tengo un libro que lo atestigua, la química de Matamala y Gonzalez (1976), escrita en esa época.

Calculando la cantidad de átomos en una masa arbitraria de sustancia pura

En 1971 la IUPAC redefinió al mol en base a las leyes de Avogadro.

DEMOSTRACIÓN: Obtener la ecuación que relaciona el número de moléculas con los moles empleando la ley de Avogadro para gases y la hipótesis de Avogadro.

Con el valor del número de Avogadro y su relación con número de átomos o moléculas, ya podemos hacer cierto tipo de cálculos que antes no eran posibles con nuestras herramientas, por ejemplo, calcular el número de Loschmidt, pues este será igual al número de átomos sobre un volumen de 1 metro cúbico.

DEMOSTRACIÓN. Calcular la constante de Loschmidt como el cociente de número de entidades sobre volumen de un gas en STP y exprese el resultado en metros cúbicos.

La ecuación anterior es la definición moderna del número de Avogadro, la cual al derivase de la hipótesis de Avogadro con la ley de Avogadro bien puede denominarse la tercera ley de Avogadro, pues ya sabemos que darle el nombre a una ecuación, no implica que esa persona la hubiera formulado directamente o en su forma moderna. La tercera ley de Avogadro nos permite resolver un escenario común y es el de contar el número de átomos en una masa de sustancia pura. Lo anterior implica que el cociente de masa del elemento a la masa del compuesto puede expresarse en términos de subíndices y masas molares, que son constantes para una sustancia dada, lo cual es la justificación última de la ley de Proust de Proporciones Definidas.

DEMOSTRACIÓN: Demostrar una fórmula para calcular la cantidad de sustancia de un elemento en términos de la cantidad de sustancia de un compuesto y otras variaciones de masa y número de entidades.

Un tipo de cálculo común es determinar el número de átomos de un elemento desde la masa o cantidad de sustancia de un compuesto. Miremos un ejemplo.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 1.25 x 10¹⁵ moléculas de NH₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 5.25 x 10²⁰ átomos de Cu. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 12.7 mol de Ca.

Ejemplo. ¿Cuántas moléculas de agua se encuentran en 3.00 moles de esta?

Ejemplo. Calcular el número de átomos de H en 36 g de H₂O. La masa molar del agua es 18 g/mol.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 16.3 g de S. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 12 g de carbono.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 10 g de oxígeno. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 100 g de oro.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 120 g de magnesio. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 15 g de hierro.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 100 g de carbono. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 12 g de fósforo.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 186 g de magnesio. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 10 g de calcio. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 28 g de hierro. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 224 g de azufre.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 240 g de carbono. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 20 g de boro.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 250 g de hierro. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 20 g de calcio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 24 g de carbono. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 23 g de sodio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 20 g de aluminio. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 300 g de arsénico.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 3.52 g de magnesio. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 326 g de bromo.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 30 g de hierro. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 30 g de mercurio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 32 g de azufre. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 3.14 g de cobre.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 3.5 g de nitrógeno. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 47.5 g de platino.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 40 g de calcio. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 46 g de sodio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 4 gramos de helio. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 4 gramos de carbono.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 4.0 g de irido. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 5.0 gramos de oxígeno.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 50 g de oro. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 50 g de helio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 6.0 g de carbono. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 60 g de calcio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 64 g de azufre. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 64 g de selenio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 64 g de oxígeno. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 65 g de sodio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 7.4 g de silicio. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 70 g de nitrógeno.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 72 g de cromo. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 7.0 g de fósforo.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 71 g de cloro. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 7.95 g de cloro.

Ejemplo. Cuantas moléculas en 6.31 moles de O₂

Ejemplo. Calcular el número de moléculas existentes en 1.30 moles de KOH

Ejemplo. Calcular el número de moléculas de SO₂ en 1.28 moles de SO₂

Ejemplo. ¿Cuántas moléculas de agua se encuentran en 36 gramos de esta?

Ejemplo. ¿Cuántas moléculas de agua se encuentran en 500 ml de esta?

Ejemplo. ¿Cuántas moléculas de H₂O están presentes en 4.00 moles de esta?

Matamala y González

Ejemplo 1.8.2. ¿Cuántos átomos hay presentes en 7 g de hierro?

Ejemplo 1.9.1. ¿Cuántas moléculas y cuantos moles hay en 0.007 gramos de nitrógeno molecular N₂?

Ejercicio 1.4. Demuestre que en 3.5 g de N hay el mismo número de átomos que en 4 g de O.

Ejercicio 1.5. ¿Cuantos átomos hay en 0.8 g de Ca?

Ejercicio 1.11. Seleccione la respuesta correcta. 0,2 mol de Cu es lo mismo que: (a) 0,2 mol de O (b) 318 g de Cu (c) 3 x 10²⁴ átomos de Cu (d) 1 x 10²³ átomos de Cu.

Ejercicio 1.12b. El aluminio tiene una masa atómica de 27 uma. ¿Cuántos moles y cuantos átomos hay en 8.1 g de aluminio?

Ejercicio 1.14. ¿Cuál de las siguientes masas es mayor? (a) 48 g de Zn, (b) 4 moles de N, (c) 0.1 moles de Bi, (d) 2 x 10²³ átomos de Cd.

Ejercicio 1.23c. La tabla periódica nos reporta los pesos atómicos de nitrógeno y azufre como 14 y 32 cuando los redondeamos a sin decimales ¿Cuánto pesa un solo átomo de nitrógeno?

Ejercicio 1.23d. La tabla periódica nos reporta los pesos atómicos de nitrógeno y azufre como 14 y 32 cuando los redondeamos a sin decimales ¿Cuánto pesan 10²³ átomos de N?

Ejercicio 1.24a. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos moles de hidrógeno hay en cada mol del ácido?

Ejercicio 1.24b. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de hidrógeno hay en cada mol del ácido?

Ejercicio 1.24d. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos mol de hidrógeno hay en cada mol del oxígeno?

Ejercicio 1.24e. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de azufre hay por cada mol de O?

Ejercicio 1.24f. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de azufre hay por cada gramo de hidrógeno?

Ejercicio 1.24g. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de H por cada 9.8 gramos de H₂SO₄?

Ejercicio 1.24h. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de azufre por cada átomo de oxígeno?

Ejercicio 1.24i. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos átomos de oxígeno por mol de H₂SO₄?

Ejercicio 1.24j. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos mol de O por gramo de H₂SO₄?

Ejercicio 1.24k. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de H por gramo de H₂SO₄?

Química de Chang 10

Problema 3.9c-d. ¿Qué tiene el mol en común con el par, la docena y el gross? ¿Qué representa el número de Avogadro?

Problema 3.11. La población de la Tierra es de unos 6.500 millones. Supongamos que cada persona en la Tierra participa en un proceso de contar partículas idénticas a una velocidad de dos partículas por segundo. ¿Cuántos años se necesitarían para contar 6.0 x 10²³ partículas? Suponga que hay 365 días en un año.

Problema 3.12 El grosor de una hoja de papel es 0.0036 pulgadas. Supongamos que un libro determinado tiene un número de páginas de Avogadro; Calcule el grosor del libro en años luz. Asuma la velocidad de la luz como 3.00 x 10⁸ m/s, y una pulgada como 0.0254 m.

Problema 3.13. ¿Cuántos átomos hay en 5.10 moles de azufre (S)?

Problema 3.14. ¿Cuántos moles de cobalto (Co) se encuentran en 6.00 x 10⁹ (6 mil millones) átomos de Co?

Ejemplo 3.4. El azufre (S) es un elemento no metálico que está presente en el carbón. Cuando se quema carbón, el azufre se convierte en dióxido de azufre y finalmente en ácido sulfúrico que da lugar al fenómeno de la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S?

Práctica 3.4. Calcular el número de átomos en 0.551 g de potasio (K).

Repaso 3.4. Determinar cual de los siguientes contiene la mayor número de átomos (a) 7.68 g de He, (b) 112 g de Fe, and (c) 389 g de Hg.

Ejemplo 3.6. El metano (CH₄) es un componente principal del gas natural. Cuantas moles de metano están presentes en 6.07 g de CH₄?

Ejemplo 3.7. ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 25.6 g de urea [(NH₂)₂CO], que se utiliza como fertilizante, en la alimentación animal y en la fabricación de polímeros? La masa molar de la urea es de 60.06 g.

Práctica 3.7. ¿Cuántos átomos de H hay en 72.5 g de isopropanol (alcohol isopropílico), C₃H₈O?

Ejemplo 3.10. La calcopirita (CuFeS2) es un mineral principal de cobre. Calcule el número de kilogramos de Cu en 3.71 x 103 kg de calcopirita.

Práctica 3.10. Calcule el número de gramos de Al en 371 g de Al2O3.

Práctica 3.11. Una muestra de un compuesto que contiene boro (B) e hidrógeno (H) contiene 6.444 g de B y 1.803 g de H. La masa molar del compuesto es de aproximadamente 30 g. ¿Cuál es su fórmula molecular?

Problema 3.19. ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 X 10¹² átomos de plomo (Pb)?

Problema 3.20. ¿Cuántos átomos hay en 3.14 g de cobre (Cu)?

Problema 3.21. ¿Cuál de los siguientes tiene más átomos: 1.10 g de átomos de hidrógeno o 14.7 g de átomos de cromo?

Problema 3.22. ¿Cuál de los siguientes tiene mayor masa? 2 átomos de plomo o 5.1 x 10-23 moles de helio.

Problema 3.26. ¿Cuántas moléculas de etano (C₂H₆) hay en 0.334 g de C₂H₆?

Problema 3.27. Calcule el número de átomos de C, H y O en 1.50 g de azúcar glucosa C₆H₁₂O₆.

Problema 3.28. La urea [(NH₂)₂CO] se usa como fertilizante y muchas otras cosas. Calcule el número de átomos de N, C, O y H en 1.68 x 10⁴ g de urea.

Problema 3.29. Las feromonas son un tipo especial de compuesto secretado por las hembras de muchas especies de insectos para atraer a los machos para el apareamiento. Una feromona tiene la fórmula molecular C₁₉H₃₈O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto hembra es de aproximadamente 1.0 x 10-¹² g. ¿Cuántas moléculas hay en esta cantidad?

Problema 3.30. La densidad del agua es de 1.00 g/mL a 48 °C. ¿Cuántas moléculas de agua hay en 2.56 mL de agua a esta temperatura?

Problema 3.41b. El alcohol cinámico es usado en perfumería, particularmente en jabones y cosméticos. Su fórmula molecular es C₉H₁₀O. ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico se encuentran contenidas en una muestra de 0.469 g?

Problema 3.42. Todas las sustancias listadas a continuación son fertilizantes que contribuyen con nitrógeno al suelo. ¿Cual de estos es la fuente más rica de nitrógeno en términos del porcentaje en masa? (a) (NH₂)₂CO, (b) NH₄NO₃, (c) HNC(NH₂)₂, (d) NH₃

Problema 3.45. La fórmula del óxido puede ser representada por Fe2O3. Cuantos moles de Fe están presentes en 24.6 g del compuesto?

Problema 3.46. ¿Cuantos gramos de azufre (S) se necesitan para reaccionar completamente con 246 g de mercurio (Hg) y formar HgS?

Problema 3.47. Calcular la masa en gramos de yodo (I2) que reaccionará completamente con 20.4 g de aluminio (Al) para formar yoduro de aluminio (AlI3)

Problema 3.48. El difluoruro de estaño SnF2 es comúnmente adicionado a la pasta dental como un ingrediente que previene el decaimiento dental. ¿Cuál es la masa de F en gramos en 24.6 g de compuesto?

Química la ciencia central 13

Muestra 3.7. Sin usar una calculadora, organice estas muestras en orden creciente de átomos de carbono: 12 g ¹²C, 1 mol C₂H₂, 9 x 10²³ moléculas de CO₂.

Práctica 3.7.1. Determine cuál de las siguientes muestras contiene la menor cantidad de átomos de sodio. (a) 1 mol de óxido de sodio, (b) 45 g de fluoruro de sodio, (c) 50 g de cloruro de sodio, (d) 1 mol de nitrato de sodio?

Práctica 3.7.2. Sin usar una calculadora, organice estas muestras en orden creciente de átomos de O: 1 mol H₂O, 1 mol CO₂, 3 x 10²³ moléculas de O₃.

Ejercicio 3.31. Sin hacer ningún cálculo detallado (pero usando una tabla periódica para dar los pesos atómicos), clasifique las siguientes muestras en orden de número creciente de átomos: 0.50 mol H₂O, 23 g Na, 6.0 x 10²³ moléculas N₂.

Ejercicio 3.32. Sin hacer ningún cálculo detallado (pero utilizando una tabla periódica para dar los pesos atómicos), clasifique las siguientes muestras en orden creciente de átomos: 42 g de NaHCO₃, 1.5 mol de CO₂, 6.0 x 10²⁴ átomos de Ne.

Ejercicio 3.33. ¿Cuál es la masa, en kilogramos, del número de personas de Avogadro, si la masa promedio de una persona es de 160 lb? ¿Cómo se compara esto con la masa de la Tierra, 5.98 x 10²⁴ kg?

Ejercicio 3.34. Si la cantidad de centavos de Avogadro se divide en partes iguales entre los 314 millones de hombres, mujeres y niños en los Estados Unidos, ¿cuántos dólares recibiría cada uno? ¿Cómo se compara esto con el producto interno bruto (PIB) de los Estados Unidos, que fue de $15.1 billones en 2011? (El PIB es el valor total de mercado de los bienes y servicios de la nación).

Muestra 3.8. Calcular el número de átomos de H en 0.350 mol de C₆H₁₂O₆.

Práctica 3.8.1a. Cuántos átomos de azufre hay en 0.45 mol de BaSO₄.

Práctica 3.8.1b. ¿Cuántos átomos de azufre hay en 1.10 mol de sulfuro de aluminio?

Práctica 3.8.2a. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 0.25 mol de Ca(NO₃)₂?

Práctica 3.8.2b. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 1.50 mol de carbonato de sodio?

Muestra 3.12a. ¿Cuántas moléculas de glucosa hay en 5.23 g de C₆H₁₂O₆?

Muestra 3.12a. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 5.23 g de C₆H₁₂O₆?

Práctica 3.12.1. ¿Cuántos átomos de cloro hay en 12.2 g de CCl₄? (a) 4.77 x 10²². (b) 7.34 x 10²⁴. (c) 1.91 x 10²³. (d) 2.07 x 10²³.

Práctica 3.12.2a. ¿Cuántas moléculas de ácido nítrico hay en 4.20 g de HNO₃?

Práctica 3.12.2b. ¿Cuántos átomos de O hay en 4.20 g de HNO₃?

Ejercicio 3.39c. La fórmula molecular de la alicna, el compuesto responsable del olor característico del ajo, es C₆H₁₀OS₂. (c) ¿Cuántas moléculas de alicina hay en 5.00 mg de esta sustancia? Asuma de la masa molar de la alicina es 162.28 g/mol.

Ejercicio 3.39d. La fórmula molecular de la alicna, el compuesto responsable del olor característico del ajo, es C₆H₁₀OS₂. ¿Cuántos átomos de S hay en 5.00 mg de alicina? Asuma de la masa molar de la alicina es 162.28 g/mol

Ejercicio 3.40c. La fórmula molecular del aspartamo, el edulcorante artificial comercializado como NutraSweet®, es C₁₄H₁₈N₂O₅(294.3 g/mol). (c) ¿Cuántas moléculas de aspartamo están presentes en 1.00 mg de aspartamo? (c) 2.05x10¹⁸ moléculas

Ejercicio 3.40d. La fórmula molecular del aspartamo, el edulcorante artificial comercializado como NutraSweet®, es C₁₄H₁₈N₂O₅(294.3 g/mol). (d) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 1.00 mg de aspartamo? (d) 3.69x10¹⁹ átomos.

Ejercicio 3.41a. Una muestra de glucosa, C₆H₁₂O₆, contiene 1.250x10²¹ átomos de carbono. (a) ¿Cuántos átomos de hidrógeno contiene?

Ejercicio 3.41b. Una muestra de glucosa, C₆H₁₂O₆, contiene 1.250x10²¹ átomos de carbono. (b) ¿Cuántas moléculas de glucosa contiene?

Ejercicio 3.41c. Una muestra de glucosa, C₆H₁₂O₆, contiene 1.250x10²¹ átomos de carbono. (c) ¿Cuántos moles de glucosa contiene?

Ejercicio 3.41c. Una muestra de glucosa, C₆H₁₂O₆, contiene 1.250x10²¹ átomos de carbono. (d) ¿Cuántos gramos de glucosa contiene? (d) 0.06228 g.

Ejercicio 3.42. Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona, C₁₉H₂₈O₂, contiene 3.88x10²¹ átomos de hidrógeno. (a) ¿Cuántos átomos de carbono contiene?

Ejercicio 3.42. Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona, C₁₉H₂₈O₂, contiene 3.88x10²¹ átomos de hidrógeno. (b) ¿Cuántas moléculas de testosterona contiene?

Ejercicio 3.42. Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona, C₁₉H₂₈O₂, contiene 3.88x10²¹ átomos de hidrógeno. (c) ¿Cuántos moles de testosterona contiene?

Ejercicio 3.42. Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona, C₁₉H₂₈O₂, contiene 3.88x10²¹ átomos de hidrógeno. (d) ¿Cuál es la masa de esta muestra en gramos?

Ejercicio 3.43. El nivel de concentración permisible de cloruro de vinilo, C₂H₃Cl, en la atmósfera de una planta química es 2,0x10^-6 g/L. (a) ¿Cuántos moles de cloruro de vinilo en cada litro representa esto? (b) ¿Cuántas moléculas por litro? (a) 3.2×10^-8 mol/L (b) 1.9×10¹⁶ moléculas/L.

Calculando la masa de una molécula o un átomo

Con las ecuaciones anteriores es posible poder determinar las masas absolutas de partículas como átomos o moléculas, claro está, asumiendo a priori que la masa molar de un elemento mide partículas con estructura y masa igual, lo cual como veremos mas adelante no es necesariamente cierto.

DEMOSTRACION. Con la ley de Avogadro y la definición de masa molar encuentre una fórmula para calcular la masa de un átomo o una molécula, asumiendo muestras de sustancias puras e invariantes.

Matamala y González

Ejemplo 1.8.1. ¿Cuál es la masa de un átomo de hidrógeno?

Ejercicio 1.12. El aluminio tiene una masa molar de 27 g/mol. ¿cuál es la masa en gramos de un solo átomo de aluminio?

Química de Chang 10

Problema 3.10. ¿Cuál es la masa molar de un átomo? ¿Cuáles son las unidades de masa molar más utilizadas?

Práctica 3.5. ¿Cuál es la masa molecular del metanol (CH4O)? usar los pesos atómicos a cuatro cifras significativas.

Problema 3.17a. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de mercurio Hg?

Problema 3.17b. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de neón Ne?

Problema 3.18a. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de arsénico As?

Problema 3.18b. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de níquel Ni?

Volumen molar de un sólido

El volumen molar y el volumen de una sola partícula también pueden calcularse para sólidos, pero a diferencia de los gases, sus valores no son constantes.

DEMOSTRACIÓN. Demuestre una fórmula para calcular el volumen molar de una sustancia sólida con su densidad y masa molar, el volumen de una sola partícula sólida sin tener en cuenta su estructura cristalina, así como su radio.