Conversiones de unidades diferenciando

AREA QUIMICA

GRADO DECIMO

NOMBRE DEL ESTUDIANTE: _______________________________________________

¿LOS GLOBOS DE HELIO (He) PESAN?

COMPETENCIA

Resolver ejercicios que involucren conversiones de unidades diferenciando conceptos de masa- cantidad de sustancia- numero de avogadro – peso molecular- masa molar – peso atómico, en sustancias de uso común en el laboratorio.

DESEMPEÑOS

Saber ׃ Distingo los conceptos de cantidad de sustancia, número de Avogadro, peso atómico, masa atómica y masa molar para aplicarlos en la resolución de problemas.

Hacer ׃ Resuelve ejercicios que involucren cambios de unidades de medida de masas atómicas, peso atómico, número de Avogadro y cantidad de sustancia de elementos y compuestos para efectuar cálculos a partir de ellos.

Ser ׃ Elige, analiza y pone en marcha alternativas de solución, que ayuden en la búsqueda de respuestas situaciones de la cotidianidad.

A. VIVENCIA Resuelvo individualmente y luego socializo con mis compañeros de grupo, el resultado de mi trabajo.

Contesta el siguiente crucigrama

HORIZONTALES

1. Es la suma de protones y neutrones del núcleo.

2. Constante cuyo valor es 6.022x 1023.

3. Sustancia que no puede romperse en otras más pequeñas.

4. Mínima cantidad de materia indivisible.

5. Indica el número relativo de átomos de los elementos que conforman el compuesto.

6. Se dice de la expresión: composición de un compuesto, calculada tanto por ciento.

7. Indica el número real de átomos en la molécula.

VERTICALES

a) Unidad de masa atómica.

b) numero que relaciona la masa de un átomo, con la masa del protón.

c) Unidad de masa mucho más pequeña que el gramo.

d) Agregado de varias cosas que componen un todo.

e) Unidad de masa del sistema métrico.

f) Es el peso molecular de un compuesto, expresado en gramos.

B. FUNDAMENTACION TEORICA

Átomo.

El átomo es la partícula más pequeña de un elemento que puede combinarse, o bien, átomo es la partícula mas simple de un elemento químico que conserva sus propiedades.

Masa atómica.

El átomo es una partícula demasiado pequeña; su tamaño oscila entre 1 y 5 unidades angstroms (1Ǻ =1x 10-8cm); su masa también es muy pequeña la del oxigeno, es de 2,65x 10-23g.

Por tanto, sería absurdo utilizar las unidades de masa conocida: gramos, decigramos, etc.; para superar la dificultada de encontrar la masa real de un átomo, se han considerado valores que resulta de tomar un elemento patrón y compararlo con los demás elementos: son las masas relativas.

El patrón tomado como referencia referencias actualmente es el carbono (C-12), al cual se le asigno una masa de 12 unidades de masa atómica (uma). Podemos deducir entonces que una unidad de masa atómica (uma) es una doceava parte de la masa de un átomo de carbono. La masa de un átomo expresada en relación con el átomo de carbono se denomina masa atómica y representa la masa promedio de los átomos de un elemento dado. Así, como un átomo de azufre tiene una masa que equivale a 8/3 veces la del átomo de carbono, su masa atómica es:

12 uma x 8/3 = 32 uma

La masa atómica de un elemento es la masa relativa de un átomo promedio del mismo, comparada con la del C-12, que tiene una masa atómica igual a 12 uma.

CANTIDAD DE SUSTANCIA

Se expresa mediante la unidad MOL o MOLE, es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que las contenidas en 12 g de carbono 12.

Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 1023. Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.

Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento, siempre y cuando la masa en gramos sea numéricamente igual al peso atómico, pero expresado en gramos.

En 16 g de oxígeno hay 1 mol y contiene 6.022x 1023 átomos, porque 16g son numéricamente igual al peso atómico del oxígeno que es de 16 uma

Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO.

Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

Para cualquier ELEMENTO:

Ejemplos:

Gramos

(Masa atómica) Átomos Moles

32.06 g de S 6.022 x 1023 átomos de S 1 mol de S

63.55 g de Cu 6.022 x 1023 átomos de Cu 1 mol de Cu

14.01 g de N 6.022 x 1023 átomos de N 1 mol de N

200.59 g de Hg 6.022 x 1023 átomos de Hg 1 mol de Hg

En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión.

Ejemplos:

• ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?

Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa molar del Fe y vemos que es 55.85 g/mol. Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.

X moles Fe= 25.0 g Fe x 1mol Fe = 0.448 moles Fe

55.85g Fe

• ¿Cuántos átomos están contenidos en 16.3 g de Azufre (S)?

Necesitamos convertir gramos de S a átomos de S.

Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica pero expresada en gramos.( 32.064 g S.)

X átomos S = 16.3 g S x 1 mol S x 6.022x1023 átomos S = 3.06x1023 átomos S

32.064 g S 1 mol S

Masa molar de los compuestos.

Un mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto.

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