Cómo convertir moles en moléculas

Para convertir moles en moléculas, lo que necesita saber es el peso de una muestra, la suma de sus masas atómicas de la tabla periódica y una constante conocida como número de Avogadro. Además de los siguientes pasos, se puede encontrar en línea una calculadora de moles a moléculas.

Encuentre una tabla periódica de elementos para encontrar la masa molar de su muestra. Si la muestra está hecha de un elemento, como calcio, ubique el masa atomica en la tabla periódica. La masa atómica generalmente se enumera debajo del símbolo de ese elemento.

Si la muestra es una molécula, como H₂O, suma las masas molares de todos los componentes. Hay dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno; 2 (1,01 amu) + (16,00 amu) = 18,02 amu. Esta fórmula masa es numéricamente igual a la masa molar en gramos / mol, y esto significa la masa molar de H₂O es 18,02 gramos / mol.

Si se usa un elemento individual como el calcio o una molécula como H₂O, el procedimiento para encontrar la cantidad de átomos o moléculas sigue siendo el mismo. Además, la relación de los moles con el número de moléculas no depende de la complejidad de la molécula.

Problema de ejemplo: ¿Cuántas moléculas hay en 60,50 gramos de cloruro de calcio, CalCl?₂?

Encuentra la masa molares en la tabla periódica para cada elemento de la fórmula molecular.

Ca es 40,08 amu (o g / mol). El cloro es 35,45 amu (o g / mol).

Masa molar: (40,08 g / mol) + 2 (35,45 g / mol) = 110,98 g / mol

La masa molar de CaCl₂ es 110,98 g / mol.

El ejemplo son 60,50 gramos de CaCl.₂. Cambie esto en lunares usando la masa molar que encontró en el Paso 1. Los químicos usan proporciones para este cálculo.

Comience con lo conocido y agregue la relación de masa molar, por lo que las unidades se cancelarán:

60,50 g de CaCl₂S × 1 mol CaCl₂ / 110,98 g de CaCl₂= 0,54 mol de CaCl₂

Una vez que la cantidad de lunares en CaCl₂ se conoce, el número de moléculas en la fórmula se puede calcular usando el número de Avogadro, 6.022 x 10²³ moléculas. Nuevamente, use el formato de proporción.

Observe que se usa el número de moles del paso 2 para comenzar el cálculo de moles a moléculas:

0,54 mol de CaCl₂ × 6.022 x 10²³ moléculas / 1 mol de CalCl₂= 3,25 x 10²³ moléculas

Para responder a la pregunta de ejemplo, hay 3,25 × 10²³ moléculas en 60,50 gramos de cloruro de calcio.

Los pasos 2 y 3 se pueden combinar. Configúrelo de la siguiente manera:

60,50 g de CalCl₂ × 1 mol de CaCl₂ / 110,98 g de CaCl₂ × 6,022 x 10²³ moléculas / 1 mol de CaCl₂ = 3,25 x 10²³ moléculas en 60,50 gramos de cloruro de calcio.

Varios sitios en línea tienen una calculadora de moles a moléculas. Una es la Calculadora Omni y está listada en la sección de Recursos, pero el Paso 1, el cálculo de la masa molar, aún debe completarse.

El mol (a menudo abreviado como mol) es una unidad de medida. Si uno vendiera huevos, se hablaría de ellos por docenas, no uno por uno. Como otro ejemplo, las resmas de papel se venden en paquetes de 500. Un lunar también es una cierta cantidad.

Si los químicos quieren hablar de átomos y moléculas increíblemente pequeños, se necesita una cantidad mucho mayor que una docena o 500. Los átomos y las moléculas son invisibles a simple vista. Aunque los tamaños de los átomos varían para elementos individuales, su medida es en nanómetros, que van desde 1 × 10^-10 metros a 5 × 10^-10 metros. Esto es un millón de veces más pequeño que el ancho de un cabello humano.

Claramente, los químicos necesitan una unidad que contenga una gran cantidad de elementos para describir átomos y moléculas. Un lunar es el número de elementos de Avogadro: 6.022 × 10²³. Este número está en notación científica y denota que hay 23 lugares a la derecha del punto decimal, o 602,200,000,000,000,000,000,000. Sin embargo, un lunar es 6.022 × 10²³ de nada:

• 1 mol de átomos de Ca = 6.022 × 10²³ Átomos de Cu
• 1 mol de átomos de Cl = 6.022 × 10²³ Átomos S
• 1 mol de CaCl₂ moléculas = 6.022 × 10²³ Cu₂Moléculas S
• 1 mol de toronja = 6.022 × 10²³ pomelos

Para dar una idea de cuán grande es este número, 1 mol de pomelo llenaría el interior de la Tierra.

Los químicos acordaron utilizar carbono-12 como estándar en la medición de moles. Esto significa que un mol es el número de átomos en exactamente 12 gramos de carbono-12.

Es importante comprender la diferencia entre átomos y moléculas. Un átomo, de la palabra griega atomos que significa indivisible, es la partícula más pequeña en un elemento que tiene las propiedades de ese elemento. Por ejemplo, un átomo de cobre tendrá las propiedades del cobre, pero no se puede descomponer más y conservar esas propiedades del cobre.

Un átomo:

• tiene un núcleo que contiene protones y neutrones
• tiene electrones que se encuentran fuera del núcleo

Los electrones, cargados negativamente, y los protones, cargados positivamente, crean un átomo eléctricamente neutro. Sin embargo, los átomos solo son completamente estables cuando sus propias capas externas de electrones están llenas y se vuelven como los gases nobles estables (Grupo 18) en el gráfico periódico.

Cuando los átomos se combinan, pueden crear moléculas. Una molécula es un compuesto donde los elementos están en proporciones fijas definidas, como agua, H₂O, o el azúcar glucosa, C₆H₁₂O₆. En el agua hay dos átomos del elemento hidrógeno y un átomo de oxígeno en cada molécula de agua. En la glucosa hay seis átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y seis átomos de oxígeno.

Los átomos que forman una molécula se mantienen unidos por enlaces químicos. Hay tres tipos principales de enlaces químicos:

• iónico: cuando un átomo cede uno o más electrones a otro átomo
• covalente: el intercambio de electrones entre átomos
• Metálico: ocurre solo en metales donde los átomos de metal están muy empaquetados y los electrones externos se vuelven como un mar de electrones.

El primer científico en calcular el número de moléculas en una sustancia fue Josef Loschmidt, y el valor del número de moléculas de gas en un centímetro cúbico lleva su nombre. Un científico francés, Jean Perrin, desarrolló el concepto de que un cierto número de moléculas es una constante universal y nombró a esta constante en honor a Amedeo Avogadro (1776 a 1856), un científico italiano.

Amedeo Avogadro fue el primer científico en proponer que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión tendrán el mismo número de partículas. Aunque el trabajo de Avogadro fue generalmente ignorado durante su vida, Perrin lo honró por su contribución a la ciencia.

Amedeo Avagadro nunca propuso la constante 6.022 × 10²³, Nombrado después de el. En realidad, la constante de Avogadro es un número derivado experimentalmente, y el valor actual que figura en el Instituto Nacional de Estándares y Tecnología tiene ocho cifras significativas: 6.02214076 × 10²³.