¿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

Como me baso en mi libro de texto de química, te voy a proporcionar los conocimientos sobre un mol que he adquirido a través de él.

El mol sólo indica la cantidad de sustancia, es la unidad de medida del SI de la cantidad de sustancia;

1. Un mol se define como la cantidad de sustancia que tiene una masa igual al gramo de masa atómica si la sustancia es atómica o al gramo de masa molecular si la sustancia es molecular.

Por ejemplo, $H_2O$ tienen una masa molecular de $18u$ por lo que su masa molecular en gramos es $18gram$ . Así que se puede decir que $18$ gramo de $H_2O$ equivale a $1$ mole de $H_2O$ .

2.Un mol se define como la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro $(6.022140857×10^{23})$ número de átomos si la sustancia es atómica o el número de moléculas de Avogadro si la sustancia es molecular.

Por ejemplo, $6.022140857×10^{23}$ moléculas de $H_2O$ se formará $1$ mole de $H_2O$ .

3.En el caso de los gases, se define un mol como la cantidad de gas que tiene un volumen de $22.4$ litros a S.T.P ( $101.3kPa$ y $273.15 K$ ).

Por ejemplo, en S.T.P $22.4$ litros de $CO_2$ gas se dirá $1$ mole de $CO_2$ .

Answer 2

El topo es una medida de número . El concepto de "mol" nos ayuda a pesar o contar números definidos de átomos (excluyendo los errores minúsculos) simplemente usando una balanza de paneo macroscópica. Si sé que es glucosa y tomo 180 gramos de ella (ya que el C6 H12 O6 tiene un peso molecular de 180), la muestra contiene 1 mol o número de avogadro (N.A) o 6,023 * 10 ^ 23 moléculas de glucosa. Del mismo modo, 18 gramos de H2O deben contener 1 mol o 6,023 * (10 ^ 23) moléculas de agua.

¿Pero cómo?

Empecemos con algunos objetos macroscópicos.

Si tomamos un camión lleno de ladrillos y otro camión lleno de virutas de ladrillo; el segundo camión contendría muchas veces más virutas de ladrillo que ladrillos en el primero. Es sencillo.

Pero si tomamos 1 camión de ladrillos (masa total de ladrillos muy pesados); y 1 cubo de ladrillos astillados (masa total de ladrillos astillados mucho más ligera que los ladrillos del camión)... ¿entonces? Quizás ambos contengan el mismo (al menos casi) número de partículas.

Es decir, si tomamos objetos pesados en cantidad masiva, y objetos ligeros en cantidad más ligera; el número de objetos de ambos casos, tendería a ser el mismo.

En términos cuantitativos:

 Say each brick-chip= 1 gram. 1 brick= 1000 gram. 

Ahora bien, si tomamos 1234 * fichas de ladrillo de 1 gramo y 1234 * ladrillos de 1000 gramos; obtendremos el mismo número de partículas unitarias en ambos casos.

 Or if we take   X  *  1 gram brick-chips at a place,
 and  X * 1000 gram bricks at another place; 
 in both case we would get the same number.

Escala molecular

1 átomo de hidrógeno (H) pesa 1 u.m. 1 molécula de glucosa ( C6 H12 O6 ) pesa 180 u.m. 1 molécula de H20 pesa 180 u.m.

  Now, 1 gram = 6.023 * (10 ^ 23) Dalton or N.A a.m.u.    (  *  )

Así que, al igual que nuestro ejemplo del ladrillo antes mencionado;

1 gramo de átomo de hidrógeno (H) (o N.A amu H) , o 180 gramos de glucosa (es decir, N.A * 180 amu glucosa ), o 18 gramos de agua ( N.A * 18 amu agua) contendrían el mismo número de partículas (Que es aquí 6,023 * (10 ^ 23) piezas o N.A. piezas debido a la relación entre el gramo y amu). De esta manera 1 mol de cualquier sustancia contendría el número NA de moléculas

El número de Avogadro (N.A.) en este ejemplo funciona de la misma manera que X en el ejemplo anterior del ladrillo.

Este es un diagrama simplificado que compara el ejemplo de la vida real con el de la química.

Ventaja

Nos dan

1 C6 H12 O6 + 6 O2 = 6 CO2 + 6 H2O

Los números a la izquierda de la fórmula del compuesto, o el coeficiente estequiométrico; es el menor número posible de moléculas para completar una reacción.

se nos da cierta cantidad de glucosa, y se nos pide la cantidad de CO2 evolucionada tras la combustión completa en O2?

Podemos calcularlo en fresco a partir de un cálculo más amplio.

Pero el concepto de mol ayuda mucho ya que podemos determinar las cantidades de reactivos y productos directamente en gramo, a partir de la fórmula molecular y los coeficientes estequiométricos, sin utilizar ninguna conversión de unidades entre gramo y u.m.a.

Si pudiéramos multiplicar toda la reacción

(180 amu + 6 * 32 amu = 6 * 44 amu + 6 * 18 amu para el compuesto respectivo)

con NA (podría ejecutar números NA de tales reacciones a la vez)

es decir

180 amu * NA + 6 * 32 amu * NA = 6 * 44 amu * NA + 6 * 18 amu * NA (compuesto respectivo)

o

1 mol de glucosa + 6 mol de O2 = 6 mol de CO2 + 6 mol de H2O.

o

180 gramo + 6 * 32 gramo \= 6 * 44 gramo + 6 * 18 gramo (compuesto respectivo).

una vez que conozcamos el hecho en lugar de la molécula podemos utilizar el mol; y podemos escribir fácilmente la reacción para una reacción paralela al mol. Entonces convertimos entre moles a gramos usando la fórmula química, podemos determinar fácilmente la cantidad requerida u obtenida de cierto reactante o producto. Para un cierto valor dado de 1 reactante o producto

por ejemplo 2 H2 + O2 = 2 H2O. De esta reacción concluimos fácilmente que 2 moles de H y 1 mol de O2 forman 2 moles de H2O; o que 2 * 2 g de H2 y 32 g de O2 hacen 2 * 18 g de H20. Ahora usando el método unitario podríamos encontrar una cantidad preguntada de reactivo o producto a partir de una cantidad dada de reactivo o producto.

referencias:

1. ( * ) : http://chemistry.bd.psu.edu/jircitano/mole.html

2. Resultado de la conversión de unidades de Google

3. Constante de Avogadro en wikipedia

4. Unidad de masa atómica en Wikipedia

5. Mole (unidad) en Wikipedia

6. Masa atómica en wikipedia

7. Masa molecular en wikipedia

8. Masa molar en Wikipedia

9. Lo que nos han enseñado en las clases de química básica