FICHA TECNICA
PRACTICAS DE LABORATORIO
TEMA: NUMERO DE AVOGRADO, ATOMO GRAMO Y MOLECULA
GRAMO
I. ATOMO GRAMO
MATERIAL:
- 4 Vasos de precipitado de 250 ml
4 Pizetas con agua destilada
Compuestos quimicos: CaO, NaCl, SO4Ca, SO4Cu, H2SO4 y K(OH) 01 N.
I. ATOMO GRAMO
MATERIAL:
- 4 Vasos de precipitado de 250 ml
4 Pizetas con agua destilada
Compuestos quimicos: CaO, NaCl, SO4Ca, SO4Cu, H2SO4 y K(OH) 01 N.
PROCEDIMIENTO: Preparar
¿ Cuantos gramos pesan cada mol de : Grupo 1, 1 mol de H2O, 1g de O cuantos, at-g de O Grupo 2, 1 mol de CaO 2g de Ca, cuantos, At-g de Ca, Grupo 3, 0,3 moles de SO4Ca , Grupo 4, 0,2 moles de SO4Cu, Grupo 1. 0,02 moles de NaCl y Grupo 2. 1 mol de O2, todos; en un 1g de Cu, cuántos at-g y átomos existen.
FUNDAMENTO
Se llama así a una porción de sustancia, en gramos, numéricamente igual a su peso molecular N°At-g= w/A
-ANALISIS TEORICO
ATOMO GRAMO, Se llama así a una porción de elemento donde hay 6,023 x 1023 átomos y cuyo peso, en gramos es numéricamente igual al de su peso atómico.
VALENCIA: Está dada ´por el número de electrones desapareados :
Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.
.
II. MOLECULA GRAMO,
MATERIAL
De Laboratorio, parte I
Datos
PROCEDIMIENTO
Proceda a determinar Grupo 1, Cuantos moles de agua hay en 30 g de H2O, Grupo 2, Cuantos moles contiene 20 g de CaO Grupo 3¿Cuantos moles están contenidos en 40 g de SO4Ca Grupo 4, ¿ Cuantos moles están contenidos en 35 g de SO4Cu Grupo 1,Cuantos moles están contenidos en 5 g de NaCl. Grupo 2, ¿Cuántos moles están contenidos en 20 g de O2.
FUNDAMENTO
Se llama así a una porción de sustancia donde hay 6,023 x 1023 moléculas y cuyo peso, en gramos es numéricamente igual al de su peso molecular.
N =w/M
Número de Avogadro
Es una constante física cuyo valor es 6,023 × 10 23 .
Unidad de masa atómica ( uma )
Una uma es la doceava parte de la masa de un átomo de C12 :
Masa atómica ( “Peso atómico” )
La masa atómica de un elemento es el promedio de las masas de los átomos de los distintos isótopos de dicho elemento, considerando su porcentaje de abundancia. Esta masa se mide en uma.
Por ejemplo, los isótopos más abundantes del Cloro son Cl 35 ( 75 % ) y Cl 37 ( 25 % ) , entonces:
Se llama así a una porción de sustancia donde hay 6,023 x 1023 moléculas y cuyo peso, en gramos es numéricamente igual al de su peso molecular.
N =w/M
Número de Avogadro
Es una constante física cuyo valor es 6,023 × 10 23 .
Unidad de masa atómica ( uma )
Una uma es la doceava parte de la masa de un átomo de C12 :
Masa atómica ( “Peso atómico” )
La masa atómica de un elemento es el promedio de las masas de los átomos de los distintos isótopos de dicho elemento, considerando su porcentaje de abundancia. Esta masa se mide en uma.
Por ejemplo, los isótopos más abundantes del Cloro son Cl 35 ( 75 % ) y Cl 37 ( 25 % ) , entonces:
Átomo gramo
Un átomo gramo de un elemento, es la cantidad de él cuya masa, expresada en gramos, es numéricamente igual a su masa atómica.
Un átomo gramo de un elemento contiene un Número de Avogadro de átomos de dicho elemento.
Masa átomo gramo
La masa átomo gramo de un elemento, es la masa de un átomo gramo de él expresada en gramos. Es numéricamente igual a su masa atómica.
Equivalente gramo
El equivalente gramo de elemento o compuesto, es la cantidad de él que se combina o reemplaza ( equivale químicamente ) a 8,000 g de oxígeno o 1,008 g de hidrógeno.
Masa equivalente gramo ( “Peso equivalente” )
La masa equivalente gramo de un elemento o compuesto, es la masa de un equivalente gramo de él, expresada en gramos.
Debido a que hay elementos que con el oxígeno forman más de un compuesto, estos elementos presentan más de una masa equivalente gramo. Por ejemplo:
Masa equivalente gramo del nitrógeno en el N2O = 14 g / equivalente gramo
Masa equivalente gramo del nitrógeno en el NO = 7 g / equivalente gramo
Concepto de molMedir una magnitud consiste en compararla con una unidad patrón de referencia. La masa de los cuerpos se mide en kilogramos en el Sistema Internacional.Para medir la masa de los átomos no se utiliza el kilogramo patrón, sino la unidad de masa atómica, u.m.a.\
La u.m.a. es la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12.Así, cada átomo contendrá n veces dicho patrón de referencia. Por tanto, la masa de los átomos se expresa en uma y es su masa atómica.¿A cuántos gramos equivale una unidad de masa atómica?Demostraremos que la masa de una u.m.a. es el inverso del número de Avogadro expresado en gramos.Para ello debemos definir antes el concepto de mol.Un mol es la unidad de cantidad de materia( S.I ) que contiene tantas entidades elementales como partículas(átomos) hay en 0,012kg de carbono-12.O bien, un mol es el número de Avogadro de partículas consideradas(átomos, moléculas, electrones, estrellas, etc.).
El número de Avogadro es una constante cuyo valor numérico es igual a 6,023x10^23 mol(-1)Para comprender la relación entre la u.m.a. y su valor en gramos estableceremos el siguiente comparación.Tenemos una caja de naranjas cuya masa es de 20 kg y contiene 80 naranjas idénticas.Cada naranja tendrá una masa de (20/80)kg, es decir, 0,25 kg o 250 gramos.Ahora supongamos que cada naranja contiene 10 gajos iguales, entonces, cada gajo tendrá una masa de (250 g/10), es decir, 25 gramos.Con este sencillo ejemplo hemos demostrado que cada gajo tiene una masa de 25 gramos.Razonaremos de idéntica forma para hallar la masa de una u.m.a.12 gramos de carbono contienen 6,023E23(número de Avogadro, Na) átomos de carbono.Por tanto, cada átomo de carbono tendrá una masa de (12/Na) gramos.Cómo cada átomo de carbono, contiene 12 uma, a cada uma le corresponde una masa de ((12/Na)/12), o (1/Na) gramos.Es decir, 1 u.m.a. = (1/Na) gramos = 1,66E-24 g = 1,66E-27 kg.Así, el número de Avogadro de unidades de masa atómica equivalen a 1 gramo de masa, es decir, 1 gramo = 6,023E23 u.m.a.Concepto de átomo-gramo.Es frecuente encontrar en bibliografía la siguiente definición: " Es el peso atómico(masa atómica) expresado en gramos".Para comprender este concepto veamos el siguiente ejemplo.La masa atómica del azufre,S, es igual a 32 uma, por tanto, un átomo-gramo o mol de azufre tendrá una masa de 32 gramos.En efecto, si multiplicamos numerador y denominador por el número de Avogadro,32 uma/at S32 uma x Na / at S x NaPor definición, uma x Na, es decir el número de Avogadro de uma es igual a 1 gramo.at S x Na, o número de Avogadro de átomos de azufre es un mol o átomo-gramo(at-g).Así la expresión anterior se transforma en:32 uma x Na / at S x Na = 32 g/mol = 32 g/at-gEs decir, un mol o átomo gramo de azufre coincide numéricamente con su masa atómica, pero expresada en gramos.Esto significa que el número de Avogadro de átomos de azufre tienen una masa de 32 gramos y esto constituye un átomo-gramo o mol.Otra forma de razonarlo sería,32 uma/at S x (1/Na)g/uma x Na at S/ mol S = 32 g/mol SConcepto de molécula-gramo o mol.Es frecuente encontrar en bibliografía la siguiente definición: " Es el peso molecular(masa molecular) expresado en gramos".Por analogía con el caso anterior, y tomando la molécula de agua, cuya masa molecular es 18 uma/molécula:18 uma/molécula x (1/Na) g/uma x Na molecula/mol = 18 g/molUna molécula-gramo o mol de agua contiene el número de Avogrado de moléculas de agua y tiene una masa de 18 gramos.Nota: las masas atómicas que figuran en la Tabla Periódica de los elementos se han calculado teniendo en cuenta la abundancia relativa de los isótopos( átomos de un mismo elemento con igual número atómico- número de protones- y distinto número de neutrones) en la naturaleza.
Un átomo gramo de un elemento, es la cantidad de él cuya masa, expresada en gramos, es numéricamente igual a su masa atómica.
Un átomo gramo de un elemento contiene un Número de Avogadro de átomos de dicho elemento.
Masa átomo gramo
La masa átomo gramo de un elemento, es la masa de un átomo gramo de él expresada en gramos. Es numéricamente igual a su masa atómica.
Equivalente gramo
El equivalente gramo de elemento o compuesto, es la cantidad de él que se combina o reemplaza ( equivale químicamente ) a 8,000 g de oxígeno o 1,008 g de hidrógeno.
Masa equivalente gramo ( “Peso equivalente” )
La masa equivalente gramo de un elemento o compuesto, es la masa de un equivalente gramo de él, expresada en gramos.
Debido a que hay elementos que con el oxígeno forman más de un compuesto, estos elementos presentan más de una masa equivalente gramo. Por ejemplo:
Masa equivalente gramo del nitrógeno en el N2O = 14 g / equivalente gramo
Masa equivalente gramo del nitrógeno en el NO = 7 g / equivalente gramo
Concepto de molMedir una magnitud consiste en compararla con una unidad patrón de referencia. La masa de los cuerpos se mide en kilogramos en el Sistema Internacional.Para medir la masa de los átomos no se utiliza el kilogramo patrón, sino la unidad de masa atómica, u.m.a.\
La u.m.a. es la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12.Así, cada átomo contendrá n veces dicho patrón de referencia. Por tanto, la masa de los átomos se expresa en uma y es su masa atómica.¿A cuántos gramos equivale una unidad de masa atómica?Demostraremos que la masa de una u.m.a. es el inverso del número de Avogadro expresado en gramos.Para ello debemos definir antes el concepto de mol.Un mol es la unidad de cantidad de materia( S.I ) que contiene tantas entidades elementales como partículas(átomos) hay en 0,012kg de carbono-12.O bien, un mol es el número de Avogadro de partículas consideradas(átomos, moléculas, electrones, estrellas, etc.).
El número de Avogadro es una constante cuyo valor numérico es igual a 6,023x10^23 mol(-1)Para comprender la relación entre la u.m.a. y su valor en gramos estableceremos el siguiente comparación.Tenemos una caja de naranjas cuya masa es de 20 kg y contiene 80 naranjas idénticas.Cada naranja tendrá una masa de (20/80)kg, es decir, 0,25 kg o 250 gramos.Ahora supongamos que cada naranja contiene 10 gajos iguales, entonces, cada gajo tendrá una masa de (250 g/10), es decir, 25 gramos.Con este sencillo ejemplo hemos demostrado que cada gajo tiene una masa de 25 gramos.Razonaremos de idéntica forma para hallar la masa de una u.m.a.12 gramos de carbono contienen 6,023E23(número de Avogadro, Na) átomos de carbono.Por tanto, cada átomo de carbono tendrá una masa de (12/Na) gramos.Cómo cada átomo de carbono, contiene 12 uma, a cada uma le corresponde una masa de ((12/Na)/12), o (1/Na) gramos.Es decir, 1 u.m.a. = (1/Na) gramos = 1,66E-24 g = 1,66E-27 kg.Así, el número de Avogadro de unidades de masa atómica equivalen a 1 gramo de masa, es decir, 1 gramo = 6,023E23 u.m.a.Concepto de átomo-gramo.Es frecuente encontrar en bibliografía la siguiente definición: " Es el peso atómico(masa atómica) expresado en gramos".Para comprender este concepto veamos el siguiente ejemplo.La masa atómica del azufre,S, es igual a 32 uma, por tanto, un átomo-gramo o mol de azufre tendrá una masa de 32 gramos.En efecto, si multiplicamos numerador y denominador por el número de Avogadro,32 uma/at S32 uma x Na / at S x NaPor definición, uma x Na, es decir el número de Avogadro de uma es igual a 1 gramo.at S x Na, o número de Avogadro de átomos de azufre es un mol o átomo-gramo(at-g).Así la expresión anterior se transforma en:32 uma x Na / at S x Na = 32 g/mol = 32 g/at-gEs decir, un mol o átomo gramo de azufre coincide numéricamente con su masa atómica, pero expresada en gramos.Esto significa que el número de Avogadro de átomos de azufre tienen una masa de 32 gramos y esto constituye un átomo-gramo o mol.Otra forma de razonarlo sería,32 uma/at S x (1/Na)g/uma x Na at S/ mol S = 32 g/mol SConcepto de molécula-gramo o mol.Es frecuente encontrar en bibliografía la siguiente definición: " Es el peso molecular(masa molecular) expresado en gramos".Por analogía con el caso anterior, y tomando la molécula de agua, cuya masa molecular es 18 uma/molécula:18 uma/molécula x (1/Na) g/uma x Na molecula/mol = 18 g/molUna molécula-gramo o mol de agua contiene el número de Avogrado de moléculas de agua y tiene una masa de 18 gramos.Nota: las masas atómicas que figuran en la Tabla Periódica de los elementos se han calculado teniendo en cuenta la abundancia relativa de los isótopos( átomos de un mismo elemento con igual número atómico- número de protones- y distinto número de neutrones) en la naturaleza.
EJEMPLO Nº 1.Tenemos una muestra de glucosa pura,(C6H12O6), cuya masa es de 18,0 gramos. Halla:a)El nº de molesb)El nº de moléculas de glucosac)El nº de átomos de carbonod)El nº de átomos de oxígenoe)El nº de átomos de hidrógenof)La masa de una molécula de glucosa.Datos de masas atómicas: C=12,0; H=1,0; O=16,0
SOLUCIÓNa) La masa molecular será igual a 6x12,0 + 12x1,0 + 6x16,0 = 180,0 umay la masa molar, MM, será igual a 180 gramos por mol.nº de moles = masa/masa molar = 18,0 g / 180,0 g/mol = 0,1 molb) 0,1 mol x 6,023E23 moléculas/mol = 6,023E22 moléculas de glucosa.c) 6,023E22 moléculas de glucosa x 6 átomos de carbono/molécula = 3,61E23 át.C.d) 6,023E22 moléculas de glucosa x 6 átomos de oxígeno/molécula = 3,61E23 át.O.e)6,023E22 moléculas de glucosa x 12 átomos de hidrógeno/molécula = 7,22E23 át.H.f) 180 uma/molécula x (1/6,023E23) g/uma = 2,99E-22 gramos/molécula.
LA REACCIÓN QUÍMICA. Una reacción química consiste en la ruptura de enlaces químicos entre los átomos de partida y la formación de nuevos enlaces que originan nuevas sustancias químicas, con liberación o absorción de energía. A las sustancias de partida se les llama REACTIVOS y a las formadas, PRODUCTOS.En toda reacción química la masa se conserva, es decir , permanece constante. La masa de los reactivos ha de ser igual a la masa de los productos.
EJEMPLO Nº2.La formación de la molécula de agua doble número de partículas de hidrógeno que de oxígeno:2 H2 + O2 ==== 2 H2O
Se observa que 2 moles de hidrógeno,
4 gramos, reaccionan con 1 mol de oxígeno,
32 gramos, para dar 2 moles de agua, 36 gramos.
O bien:2 H2 + O2 ==== 2 H2O
constante: 1 g + 8 g === 9 g
Si ponemos en contacto, 2 gramos de hidrógeno con 10 gramos de oxígeno, habría dos soluciones, y una de ellas sin sentido:
Reacción: 2 H2 + O2 ==== 2 H2O
Constante: 1 g + 8 g === 9 g
Solución A: 2 g A + ? === ?Solución B: ? + 10 g B == ?
Los cálculos realizados son sencillos: 1/8 = 2/x ; x= 16 g O21/8 = x/10; x = 1,25 g H2Reacción: 2 H2 + O2 ========= 2 H2OConstante: 1 g + 8 g ====== 9 gSolución A: 2 g + 16 g ====== 18 gSolución B: 1,25 g H2 + 10 g O2 == 11,25 g H2OExceso: 0,75 g H2 + 0 == ---
La solución A carece de sentido ya que para consumir los 2 gramos de hidrógeno necesitariamos 16 gramos de oxígeno, y sólo hay 10 gramos.
La solución B es la correcta.Se observa que resta sin reaccionar 0,75 gramos de hidrógeno y se agota por completo el oxígeno.
El REACTIVO LIMITANTE es aquél que se gasta totalmente y el REACTIVO EN EXCESO es aquél que no se agota, es decir sobra.Así, la composición inicial era: 2 g de hidrógeno + 10 g de oxígeno.La composición final es : 11,25 g de agua + 0,75 g de oxígeno.En ambos casos la masa total es de 12 gramos, ha permanecido invariable.
EJEMPLO Nº3.La composición centesimal de un compuesto AB es: 20% de A y 80% de B. Si hacemos reaccionar 8 gramos de A con 40 gramos de B, ¿ cuál será la composición final?
Reacción: A + B ========= AB
Constante: 20g A + 80g B ==== 100g AB
Solución 1: 8g A + ? === ?
Solución 2: ? + 40g B === ?
Realizando los cálculos:20/80 = 8/x ; x=32 g B20/80=x/40 ; x=10 g A
Reacción: A + B ========== ABConstante:20g A + 80g B ==== 100g AB
Solución 1: 8g B + 32g B === 40g ABSolución 2: 10g A + 40g B === 60g AB
Exceso: 0g + 8 g B === ---La solución 2 carece de sentido, ya que para consumir los 40 gramos de B serían necesarios 10 g de A, y en el problema sólo hay 8 g de A.La solución 1 es la correcta. El reactivo limitante es A y el reactivo en exceso es B.La composición final será: 40 gramos de AB y 8 gramos de B.
El Mol
Su Historia y El Uso
por Anthony Carpi, Ph.D.
Puesto de manera simple, el mol representa un número. Tal como el término 'docena' se refiere al número 12, el mol representa el número 6.02 x 1023 (Si está confundido por la forma de este número consulte la lección sobre la notación científica.)
¡Este si que es un número alto! Mientras que una docena de huevos puede convertirse en una rica tortilla de huevos, un mol de huevos puede llenar todos los océanos de la tierra más de 30 millones de veces. Reflexione sobre esto, le tomaría a 10 billones de gallinas poniendo 10 huevos por día más de 10 billones de años poner un mol de huevos. Por consiguiente, ¿por qué usaríamos para empezar un número tan alto? Ciertamente, la tienda local de donuts no va a 'super-aumentar' la docena de donuts al darle un mole de estas golosinas.
El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol.
Historia del MolComúnmente nos referimos al número de objetos en un mol, o sea, el número 6.02 x 1023, como el número de Avogrado. Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contienen un número igual de moléculas. Alrededor de 50 años después, un científico italiano llamado Stanislao Cannizzaro usó la hipótesis de Avogradro para desarrollar un grupo de pesos átomicos para los elementos conocidos, comparando las masas de igual volumen de gas. Sobre la base de este trabajo, un profesor de secundaria austríaco llamado Josef Loschmidt, calculó el tamaño de una molécula en cierto volumen de aire, en 1865, y eso desarrolló un estimado para el número de moléculas en un volumen dado de aire. A pesar de que estas antiguas estimaciones habían sido definidas desde entonces, ellas indujeron al concepto del mol - a saber, la teoría de que en una masa definida de un elemento (su peso atómico), hay un número preciso de átomos - el número de Avogrado.
Una muestra de cualquier elemento con una masa igual al peso atómico de ese elemento (en gramos) contiene precisamente un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos). Por ejemplo, el helio tiene un peso atómico de 4.00. Por consiguiente, 4.00 gramos de helio contienen un mol de átomos de helio. También se puede trabajar con fracciones (o múltiplos) de los moles:
Ejemplos de la Relación Mol/Peso Usando el Helio
Mol del Helio
Átomos del Helio
Gramos del Helio
Otros pesos átomicos están enumerados en la tabla periódica. Para cada elemento enumerado, que mide una cantidad del elemento igual a su peso atómico en gramos, se producirá 6.02 x 1023 átomos de ese elemento.
El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.
Ejemplos de la Relación Mol/Peso Usando el Helio
Mol del Helio
Átomos del Helio
Gramos del Helio
Otros pesos átomicos están enumerados en la tabla periódica. Para cada elemento enumerado, que mide una cantidad del elemento igual a su peso atómico en gramos, se producirá 6.02 x 1023 átomos de ese elemento.
El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.
Un Átomo de Hidrógeno
Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas.
Peso MolecularSi una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.
Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.
Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes
Una botella llenada con exactamente 18.02 g de agua debería contener 6.02 x 1023 moléculas de agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos descrito con anterioridad, tambíen se aplica a las moléculas. De esta manera, 9.01 g de agua debería contener 1/2 de mol, o 3.01 x 1023 moléculas. Se puede calcular el peso molecular de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos que conforman el compuesto.
Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas.
Peso MolecularSi una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.
Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.
Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes
Una botella llenada con exactamente 18.02 g de agua debería contener 6.02 x 1023 moléculas de agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos descrito con anterioridad, tambíen se aplica a las moléculas. De esta manera, 9.01 g de agua debería contener 1/2 de mol, o 3.01 x 1023 moléculas. Se puede calcular el peso molecular de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos que conforman el compuesto.
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