¿Qué es exactamente un topo?

Question

Al volver a la universidad he vuelto a estudiar química básica. Siempre he tenido problemas con el concepto de "moles". Según mi libro de estudio,

1 mol de cualquier elemento o compuesto es igual a su peso molecular en gramos.

Entiendo esa parte pero más adelante en el párrafo también dice:

Un mol de cualquier sustancia contiene siempre exactamente el mismo número de partículas de soluto, es decir, $6.02 \times 10^{23}$ (número de Avogadro). Así pues, tanto si se pesa 1 mol de glucosa (180 g) como 1 mol de agua (18 g) o 1 mol de metano (16 g), en cada caso se tendrá $6.02 \times 10^{23}$ moléculas de esa sustancia.

Si 1 mol equivale al peso molecular de un compuesto, ¿cómo es que 1 mol de glucosa no equivale a 1 molécula de glucosa? Básicamente, ¿por qué 1 mol de glucosa $6.02\times10^{23}$ moléculas en lugar de 1 molécula?

Answer 1

Lo primero que hay que saber es que el "mol" no es una unidad de masa. Es simplemente una cantidad -un número- como docena o bruto o puntuación . Así como una docena de huevos son 12 huevos, un mol de glucosa es $6.02 \times 10^{23}$ moléculas de glucosa, y un mol de átomos de carbono es $6.02 \times 10^{23}$ átomos de carbono. Los "moles" sólo se asocian a la masa porque los objetos individuales tienen masa y, por tanto, un mol de objetos también tiene una masa determinada.

Entonces, ¿por qué $6.02 \times 10^{23}$ ? ¿Qué tiene de especial el número de Avogadro? Pues nada, en realidad, sólo que hace que los cálculos salgan bien. El número de Avogadro se define como el número de $\ce{^{12}C}$ átomos que pesan 12 g. Así que es efectivamente una proporción: ¿cuántas veces más grande es un gramo que una unidad de masa atómica? Si tienes un átomo de $\ce{^{12}C}$ pesa 12 amu. Si tiene $6.02 \times 10^{23}$ de ellos, pesan 12 g. Si tienes una molécula de glucosa, pesa 180 amu (o algo así). Si tiene $6.02 \times 10^{23}$ de ellos, pesan 180 g (o algo así). -- Es lo mismo que si un huevo pesa 60 g (por término medio), una docena de ellos pesa 720 g (por término medio), y si una taza de harina pesa 120 g (por término medio), una docena de tazas de harina pesa 1440 g (por término medio). La única diferencia es que la docena se define hacia delante ("una docena son doce"), mientras que un mol se define "hacia atrás" ("una docena es el número de huevos de 60 g que hay en una colección de huevos que pesa 720 g").

Esta definición de conveniencia -que vincula el valor del número de Avogadro directamente a la diferencia de escala entre el amu y el gramo- es lo que probablemente le esté confundiendo. Los moles no son una unidad de masa, pero la definición está íntimamente ligada a las unidades de masa. La equivalencia de los números en la escala atómica (amu) y en la macroscópica (gramos) también puede dar lugar a que los químicos jueguen a la ligera con la terminología, pasando rápidamente de la escala atómica a la macroscópica, sin una distinción necesariamente clara entre ambas.

Answer 2

Tal vez una analogía de hardware pueda ayudar. Supongamos que te dedicas a unir cosas con tuercas, tornillos y arandelas. Por el bien de la discusión, digamos que siempre que unes algo necesitas un tornillo, dos arandelas y una tuerca. Ah, y vas a atornillar un montón de cosas.

Así que vas a necesitar un montón de tuercas, tornillos y arandelas, pero no pasa nada, en la ferretería los venden por kilos.

Los tornillos tienen una masa de 20 quilates, las tuercas de 5 quilates y las arandelas de 2 quilates. ¿Qué es un quilate? En realidad no importa, porque no sabes cuántas cosas vas a unir, sólo "muchas".

Así que vas a la ferretería y compras 20 libras de tornillos, 5 libras de tuercas y 4 libras de arandelas.

Ahora bien, no tienes ni idea de cuántas tuercas, tornillos y arandelas tienes, pero sí sabes que tienes el mismo número de tuercas que de tornillos y que tienes el doble de arandelas. Siempre que convierta la masa del artículo en quilates al peso que compra en libras, podrá asegurarse de obtener los artículos en las proporciones que desea.

Un poco más abajo, se descubre que hay 6.000 quilates por libra. Eso significa que 20 libras de tornillos son en realidad 6.000 tornillos, y 5 libras de tuercas son también 6.000 tuercas, y 4 libras de arandelas son 12.000 arandelas.

Así que, en esta analogía, un montón (también conocido como "mol") de elementos es de 6.000 o 6 x 10 3

Si te trasladas a un país con sistema métrico y en sus ferreterías venden los mismos tornillos, tuercas y arandelas pero por kilogramos (¡una herejía!), ¿te molesta lo más mínimo? No. Compras 20 kg de tornillos, 5 kg de tuercas y 4 kg de arandelas. Ahora tienes 2,2 x 6.000 lotes de los ascensores joiner. Así que, todavía estás en el negocio.

La idea con los átomos es básicamente la misma, cuando se convierte la masa en amu (o el dalton como creo que se prefiere ahora) a gramos, entonces el mol es N _A o el número de Avogadro 6,02 x 10 23 .

La definición precisa de lo que es exactamente un amu (Da) es un punto fino, importante, pero tangencial al concepto de mol, que es con lo que estás luchando. Curiosamente, e igualmente tangencial, el número de Avogadro puede servir para redefinir lo que es un kilogramo: https://www.youtube.com/watch?v=ZMByI4s-D-Y

Answer 3

Los átomos se combinan partícula a partícula. Es decir, por número de partículas.

Las operaciones de laboratorio e industriales dependen de la medición de masas.

El lunar es el puente entre estos. Nos permite "contar" un número determinado de átomos mediante la masa de la sustancia.

Answer 4

El primer punto es que es una definición. En términos prácticos nos permite tener una unidad conveniente para expresar las concentraciones como $\pu{mol dm^{-3}}$ sin tener que usar números enormes. Y lo que es más importante, nos permite saber cuántos átomos, moléculas, etc. hay en una masa determinada de sustancia.

Un mol se define como la cantidad de sustancia, n que contiene tantos objetos (átomos, moléculas, iones, por ejemplo) como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Este número se ha determinado mediante experimentos y es aproximadamente $6.02214~10^{23}$ . Este es el número de Avogadro.

Si una muestra tiene N átomos o moléculas, entonces la cantidad de sustancia que contiene es $n=N/N_A$ donde $N_A$ es la de Avogadro constante y es $6.02214~10^{23} \pu { mol^{-1}}$ . Así, $\pu {1 mol}$ contiene $6.02214~10^{23}$ átomos, moléculas o iones, etc.

De ello se desprende que

La masa de un mol de una sustancia es igual a su masa molecular relativa expresada en gramos,

Así, 18 g de agua (para simplificar, utilizando O = 16; H = 1 en lugar de las masas exactas) o 78 g de benceno contienen el número de moléculas de Avogadro, del mismo modo 32 g de azufre, 200 g de mercurio, todos tienen el número de átomos de Avogadro.

Answer 5

Un mol es una cantidad de objetos discretos, no una dimensión para medir una cosa . De la misma manera que una docena de objetos son 12 o una veintena de objetos son 20, un mol de objetos es aproximadamente $6.02214 \times 10^{23}$ .

Técnicamente, no deberíamos decir "1 mol de glucosa". Deberíamos decir "1 mol de moléculas de glucosa " . Lo mismo ocurre con cualquier otro objeto: "1 mol de agua" debería ser "1 mol de moléculas de agua", y así sucesivamente. Si queremos hablar de elementos en bruto, entonces estaríamos hablando de un mol de átomos de ese elemento, en lugar de un mol de moléculas pero el principio es el mismo. Por convención Normalmente omitimos la parte de las "moléculas". pero si realmente queremos ser estrictos con las cosas debemos decirlo.

El número de Avogadro se eligió para que la masa de un mol de moléculas (de la misma cosa) sea igual a $x$ gramos, donde $x$ es la masa molecular de esa cosa . Originalmente, se definió de manera que 1 mol de hidrógeno (que, recordemos, es realmente "1 mol de hidrógeno átomos ") pesa 1 gramo. Hoy en día, lo definimos de manera que un mol de carbono-12 (de nuevo, "1 mol de carbono-12 átomos ") pesa 12 gramos, pero las proporciones siguen siendo correctas, más o menos. Los responsables del SI están trabajando para establecer una constante matemática.