Guía de trabajo Nº 1 . Química V
ESTEQUIOMETRIA
ESTEQUIOMETRIA: es la parte de la química, que permite, basandose en las leyes gravimétricas (de peso) y volumétricas (de volumen), calcular en forma sencilla las cantidades en peso o volumen de reactivos necesarios para obtener una determinada cantidad de productos.
ESTEQUIOMETRIA: Del griego στοιχειον, (stoicheion), letra o elemento básico constitutivo y μετρον ( métron), medida.
¿Para qué me sirve la estequiometría? ¿Necesito aprender este tema?
La estequiometria te ayuda a realizar operaciones mentales nuevas o distintas, a pensar de otra manera las cosas y a entender mejor lo que conocemos-
Toda la industria productiva (metalúrgica, farmacéutica, petrolera, etc) , hace uso de esta rama de la química de una u otra manera , también el productor, el comerciante, el médico, etc. Sepamos de qué se trata.
Para entender mejor a esta rama de la química, es necesario establecer algunos conceptos básicos indispensables para su estudio.
Para estudiar conviene que tengas la tabla periódica abierta a mano, un diccionario , libros de texto ( ver bibliografia en el programa de la materia) y acceso a internet.
Normas a seguir para resolver los problemas:
1) Primero debes Escribir correctamente la ecuación química que represente la reacción.
2) Balancear
( Balancear o equilibrar o ajustar)
Los índices estequiométricos son fundamentales y teniéndolos en cuenta nos aseguramos de cumplir con las leyes ponderales.
Este número funciona en cierta forma como un multiplicador indicando el número de moléculas de un determinado tipo que participa en una ecuación química dada.
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de
carbono 1 el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son
en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios.
Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso en el ejemplo,(metano) CH4 y ( dióxido de carbono) CO2
no llevan ningún coeficiente delante.
carbono 1 el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son
en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios.
Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso en el ejemplo,(metano) CH4 y ( dióxido de carbono) CO2
no llevan ningún coeficiente delante.
3) Escribir debajo de las sustancias que interesen en la reacción a los efectos de resolver el problema y solo si te resulta de ayuda, las masas correspondientes ( los valores los encontraras en la tabla periódica) ; en caso de ser moléculas recuerda realizar la suma de las masas atómicas, por ejemplo H2O sería la suma de las masas de 2 átomos de H mas la masa de 1 átomo de oxigeno=( 2.1)+( 1.16)=18.
4) Cuando se desprende un gas siempre lo hace en forma molecular (O2,H2, etc). Tener n cuenta el subíndice que indica la atomicidad al escribir las ecuaciones.
5) Un mol de cualquier sustancia al estado gaseoso en C.N.P.T ( condiciones normales de presión y temperatura ) ocupa un volumen de 22,4 litros , este es el Volumen molar.
C.N.P.T = 0ºC (273,15 K) y 1 atm
5) Un mol de cualquier sustancia al estado gaseoso en C.N.P.T ( condiciones normales de presión y temperatura ) ocupa un volumen de 22,4 litros , este es el Volumen molar.
C.N.P.T = 0ºC (273,15 K) y 1 atm
Referencia: "Quimica" Garritz-Chamizo.Cap. 4. Concepto de mol, (unidad para cantidad de materia en el SI)
http://books.google.com.ar/books?id=kbvDfKe1810C&pg=PR1&dq=garritz+chamizo&hl=en&sa=X&ei=NcsrUeOIPMur0AG5vIGwCQ&ved=0CCoQ6AEwAA
El estado físico de los reactivos y de los productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) , (s), (ac) para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente y solución acuosa. Por ejemplo:
H2O (l)
NaCl (s) ------> NaCl(ac)
la reacción se produce en el sentido de la flecha y sobre ella se colocan las condiciones necesarias para que se produzca la misma.
Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua y también para indicar disociación.
El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio. Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr).
KBr (ac) + AgNO3(ac) -->AgBr(s) + KNO3(ac)
*
Información derivada de las ecuaciones ajustadas
Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos, moléculas y/o de moles de reactivos y productos.
Partimos de esta fórmula : CO2
¿Que información te da la fórmula respecto del dióxido de carbono?
- Que sus moléculas están formadas por 2 átomos de oxigeno y un átomo de carbono.
- Que representa una molécula de dióxido de carbono.
- Que representa un mol de partículas ( en este caso moléculas) de ese gas.
Para trabajar con "cantidades" que podamos observar/medir/pesar nos conviene trabajar en moles.
Supongamos que un recipiente contiene un mol de CO2.
Supongamos que un recipiente contiene un mol de CO2.
¿Qué significa contar con un mol de dióxido de carbono?
Lo determino:
Busco las masas atómicas individuales en la tabla periódica.
Entonces : 1átomo de C= 12,01 y 2 átomos deO= 2.(15,99)= 31,98
¿Qué unidad tiene este número?----> u.m.a (unidad de masa atómica).
Referencia. "Estequiometria quimica"- Joaquin Rodriguez Garnizo. pag 77 - 83
http://books.google.com.ar/books?id=dYdElFxneloC&pg=PA78&lpg=PA78&dq=cambio+de+referente+en+la+unidad+de+masa+atomica&source=bl&ots=uZio4ydvvy&sig=9DZKwnNQKHD3AaKzqgNmwf_t0cM&hl=es&ei=tpm7TKGXAsP38Aa99KXDDw&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=6&ved=0CCgQ6AEwBQ#v=onepage&q&f=false
Las limitaciones del Hidrogeno para formar combinaciones binarias con gran numero de elementos afectaba negativamente la determinación experimental de pesos atómicos relativos, ya que estos pesos se determinaban a partir de las relaciones de pesos de combinación con el. El oxigeno tiene mayores `posibilidades de combinación por esto se desecho al H como elemento de referencia. Berzelius propusiera en 1826 una tabla de masas atómicas relativas que estaba construida adoptando como unidad de masa atómica la dieciseisava parte de la masa del oxigeno.
En la escala de Dalton la u.m.a era la masa del átomo de H, al oxigeno se le asignaba el valor: 16 y en la escala de Berzelius u.m.a era la 1/16 parte de la masa del átomo de oxigeno. Luego se adopta al C como referente-
En las experiencias ordinarias de laboratorio, el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho mas útil introducir un nuevo concepto: una unidad que siendo múltiplo de la masa de un átomo o una molécula, represente cantidades de materia ponderables.
Así, de un elemento , por ejemplo del elemento hidrógeno, se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su masa atómica, esa cantidad es llamada: átomo-gramo.
La masa atómica del hidrógeno es 1,0079 u.m.a; luego,1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
La masa atómica del hidrógeno es 1,0079 u.m.a; luego,
De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su masa molecular.
Ejemplo: la masa molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158 u.m.a; luego,2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.
Ejemplo: la masa molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158 u.m.a; luego,
Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de una molécula, respectivamente.
Este múltiplo resulta de multiplicar el valor de la masa atómica o de la masa molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma».
De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, siendo precisamente ese número el factor N.
El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro:
N = 6,023 x 10 23
Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.
Mol es la cantidad de materia que contiene un número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).
También puede definirse como:
Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g del isótopo del carbono de masa 12: carbono-12.
La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se
Sustituimos los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo por el de mol.
Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas.
Así,
El término mol no sería apropiado en este caso, pero para soslayar este problema la partícula unitaria, par iónico, se entendería aquí en el sentido de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula».
Por eso, el mol de NaCl contendrá N iones Na+ y N iones Cl -. En este caso, en lugar de peso molecular sería más correcto hablar de peso fórmula.
Entonces: 1 mol de CO2 tiene una masa de
® ACTIVIDAD № 1
Completar siguiendo el ejemplo
Ejemplo
4 K ° + O°2 à 2 K2+1O-2
Átomos, moléculas o iones
|
4 K °
4 átomos |
O°2
1 molécula |
2 K2+1O-2
2 particulas unitarias, fórmulas mínimas, etc |
Moles
|
4 moles de átomos
|
1 mol de moléculas
|
2 moles de p.unitarias
|
Volumen molar ( solo para gases)
|
1 volumen molar 22,4
litros
| ||
Masa
|
4(39,09)= 156,36g
|
2 ( 15,99)= 31,98g
|
2[2(39,09)+15,99]=196,34g
|
Número de partículas
|
4(6,02x1023) átomos
|
(6,02x1023)moléculas
|
2(6,02x1023) p.u
|
Completar
Br 2 + Cl2 ® 2BrCl
Átomos, moléculas o iones
| Br 2 | Cl2 | 2BrCl |
Moles
| |||
Volumen molar ( solo en caso de gases)
| |||
Masa
| |||
Número de partículas
|
Realizar el mismo procedimiento para los siguientes ejercicios:
Na2CO3 + 2.HCl ® CO2 (g) + H2O + 2.NaCl
Al2O3 + HCl ® AlCl3 + H2O
¿¿
® ACTIVIDAD № 2
Contestar:¿¡Qué frase es falsa en relación con la siguiente reacción ajustada?
Pesos Atómicos: C = 12.01, H = 1.008, O = 16.00.
CH4 + 2 O2
|
à
|
2H2O + CO2
|
a) La reacción de
b) La reacción de
c) La reacción de
d) Una molécula de CH4 requiere 2 moléculas de oxígeno.
e) Un mol de CH4 da
® ACTIVIDAD № 3
Resolver
a) Se ha comprobado experimentalmente que 1,25 g de nitrógeno medido en Condiciones Normales de Presion y Temperatura (C.N.P.T) o ( P.T.N) ocupan un volumen de un litro. ¿ Qué volumen ocupa un mol de moléculas en las mismas condiciones?
PN= 1 atm o 760mmHg
TN= 0ºC ó 273 K
b) Calcule la cantidad de moléculas existentes en 140 g de dióxido de carbono
c) ¿Que volumen en CNPT ocupan las moléculas del inciso b?
d) Cuál de las siguientes notaciones es la que representa correctamente el valor de una u.m.a?
*12g
*1,99.10-23g/12
*12/6,02.10-23
*1/12g
*1,99.10 -23 g/6
e) ¿Cuántos átomos de hierro estan presentes en una muestra que contiene 2,35 moles de hierro? *12,04.10 23 at * 2,56.10 23 at *1,41.10 24 *2,83.10 24 at * 7,71.10 22 at *1,73.10 21 at
¿A qué se llama fórmula química?
Es el agrupamiento de símbolos químicos que representa una molécula o unidad estructural de una sustancia simple o compuesta.
Una fórmula indica:
Ø Los elementos que la componen
Ø Cuántos átomos de cada clase componen la molécula
Ø Cómo calcular masa molecular relativa-MMr
Ø Cómo calcular el volumen molar
Ø Cómo calcular el equivalente de cada elemento
Ø Cómo calcular el número de oxidación …etc
Ya sabemos que con la masa atómica relativa –MAr- se puede hallar la masa molecular relativa- MMr-.
Conociendo la MMr y la fórmula química podemos hallar la composición centesimal.
Ejemplo CO2
44g CO2 contiene®
----------------------------- = 27,27 g de C cada 100 g de CO2 Entonces el 27,27% es C
¿Y el % de Oxigeno?
44g CO2 contiene ® 32,0 g de O
----------------------------- =72,72 g de O cada 100 g de CO2 .Entonces el 72,72% es O
¿Cuál es el equivalente de cada elemento en el compuesto?
Cada 12 g de C ®32,0 g de O
----------------- =2,66 g O
El equivalente de O en el dióxido es 2,66 g o sea 2,66g de O se combinan con 1 g de C.
¿Pero, puedo yo llegar a la fórmula de un compuesto?
Por ejemplo, suponiendo que quiera saber la fórmula del dióxido de carbono, conociendo su MMr, procedo de la siguiente manera:
La composición centesimal ya la hemos averiguado:
27,27% de C 72,72% de O
Busco en la tabla las MAr ( masa atomica relativa )
MAr del C = 12,01
MAr del O = 15,99
Si 15,99g de O ® 1átomo g de O
72,72g de O ®x 4,54 át g de O
O sea cada 100 g de dióxido de C tengo 4,54 átomo g de O
Si 12,01 g de C ®1 átomo g de C
27,27g de C ®x 2,27 átomo g de C
O sea cada 100 g de dióxido de carbono tengo 2,27 átomo g de C
Entonces
Fórmula centesimal: C2,27O4,54
Si a estas cifras las dividimos por la menor (MCD)
Para el C 2,27/2,27= 1 Para el O 4,54/2,27=2
Fórmula mínima: C1O2
Representación de la mínima relación en que los átomos se encuentran en una sustancia.
Fórmula molecular ( si se forman moléculas) . Necesitamos tener la MMr ( masa molecular relativa ) y esta se divide por la masa de la fórmula mínima .Luego se multiplican los subíndices de la fórmula mínima por ese factor:
MMr C1O2 = 44g
Masa formula mínima = 44g
MMr / Mfm =44g/44g = 1
El número 1 multiplica a los subíndices de la fórmula mínima .
Fórmula mínima C1O2
1 multiplica a los subíndices 1 y 2 . En este caso coinciden fórmula mínima y molecular.
Fórmula molecular: C1O2
® ACTIVIDAD № 4
Resolver
a) Calcule la composición centesimal de un sistema formado por 30 g de limaduras de hierro, 24 g de etanol y 10 g de agua
b) Determine el porcentaje de nitrógeno en los siguientes óxidos: monóxido de nitrógeno, trióxido de dinitrógeno y pentóxido de di nitrógeno
c) Cual de los siguientes óxidos tiene mayor porcentaje de cromo: monóxido de cromo, trióxido de dicromo, dióxido de cromo,trióxido de cromo.
® ACTIVIDAD № 5
a) Disponemos de una muestra de 10 g de un compuesto orgánico cuya masa molecular es 60. Cuando analizamos su contenido obtenemos: 4g de C, 0,67g de H y 5,33 g de O. Calcule la fórmula empírica y molecular.
b) Un compuesto analizado dio la siguiente compòsición centesimal: K=26,57%, Cr= 35,36% ,O=38,07%. Calcule fórmula mínima del compùesto.
c) Deduce la fórmula mínima de un hidrocarburo que, en un análisis, dio la siguiente composición porcentual: C=85,63% y H=14,37%
a) Disponemos de una muestra de 10 g de un compuesto orgánico cuya masa molecular es 60. Cuando analizamos su contenido obtenemos: 4g de C, 0,67g de H y 5,33 g de O. Calcule la fórmula empírica y molecular.
b) Un compuesto analizado dio la siguiente compòsición centesimal: K=26,57%, Cr= 35,36% ,O=38,07%. Calcule fórmula mínima del compùesto.
c) Deduce la fórmula mínima de un hidrocarburo que, en un análisis, dio la siguiente composición porcentual: C=85,63% y H=14,37%
d) La explosión de un paquete bomba ocurrida en Barcelona en 1987, ocasiono varios heridos. El paquete en cuestión contenía azufre y otro compuesto formado por un 28,97959% de Cl, 31,83673% de K y el resto de oxigeno. Determinar: la fórmula molecular del compuesto, sabiendo que en 10 g del mismo hay 0,4916.10-23 moléculas.
e) En noviembre de 1994, la zona de Bihac fue bombardeada por la aviación serbia con napalm. Sabiendo que en 25 g de napalm hay 18,1818 g de C, 2,9356 g de H, 3,0303 g de O , 0,852272 g de Al, y que la masa molecular del napalm esta comprendida entre 500 y 1000, determinar la fórmula del napalm.
Ejercicios adicionales
a) ¿Que masa de P contendrá doble número de átomos que 3 g de oxígeno?
* 2,25g *3g *5,8g *11,6g *5g
b)Una muestra de 2 g de glucosa pura contiene 0,8g de C ,1,07g de O y 0,13g de H. Si su masa molecular es 180 ¿Cuál es la fórmula correcta?
C6O6H12 COH2 CO6H C2O6H2 C6O12H6
c) El ácido ascorbico o vitamina C posee la siguiente composición centesilam:40,92% de C, 4,58% de H y 54,50% de O. ¿ Cuál es su fórmula mínima?
*COH COH3 C2O2H3 COH4 C3O3H4
* 2,25g *3g *5,8g *11,6g *5g
b)Una muestra de 2 g de glucosa pura contiene 0,8g de C ,1,07g de O y 0,13g de H. Si su masa molecular es 180 ¿Cuál es la fórmula correcta?
C6O6H12 COH2 CO6H C2O6H2 C6O12H6
c) El ácido ascorbico o vitamina C posee la siguiente composición centesilam:40,92% de C, 4,58% de H y 54,50% de O. ¿ Cuál es su fórmula mínima?
*COH COH3 C2O2H3 COH4 C3O3H4
® ACTIVIDAD № 6
a) Indica si cada una de las siguientes afirmaciones don V o F .
-el equivalente g de un elemento siempre es el mismo
-la ley de Dalton es la de la conservación de la masa
-la relación de masas en que se combinan dos elementos es una relación de números enteros
-el equivalente g del H es 1,008g
b) Hallar las fórmulas mínimas de las sustancias cuyas composiciones son:
1) S: 50% O: 50%
2) Cl: 52,78% Cu: 47,22%
3) S: 13,39 5 Pb: 86,61%
® ACTIVIDAD № 7
Leer y Realizar los ejercicios de la siguiente página
® ACTIVIDAD № 8
Diseñar una red conceptual
https://www.mindmeister.com/es/users/login
Ejercicios optativos.
pre-evaluacion
http://kcc.netau.net/--->http://www.fiquimakcc.es/
Entrar en: Ejercicios resueltos de composicion centesimal, fórmula empírica , molecular
Guía de estudio N°3 : Magnitudes
Cátedra de Introducción a los sistemas biológicos UNC
Química. Ciclo de nivelación UNCu
Boletín de problemas
http://www.iesnicolascopernico.org/FQ/4ESO/Cs13Eva.proyecto.4A.pdf
http://www.iesnicolascopernico.org/FQ/4ESO/boquibas0910.pdf
ANEXO TEORICO
¿ Cuáles son las masas de los átomos y moléculas?
Son partículas pequeñísimas por lo tanto también tienen masas pequeñísimas difíciles de determinar y también de usar en cálculos matemáticos ya que las cifras llevan muchos ceros o hay que usar notación científica.
Ej Carbono. 1 átomo = 1,66 x 10-24 g, así que en lugar de trabajar con átomos o moléculas se trabaja con masas atómicas relativas y masas moleculares relativas.
Ej Carbono. 1 átomo = 1,66 x 10-24 g, así que en lugar de trabajar con átomos o moléculas se trabaja con masas atómicas relativas y masas moleculares relativas.
¿Qué significa masas relativas?
Si tengo pelotas de distintos deportes, fútbol, básquet, golf, ping pong, etc y decido arbitrariamente que la masa de la pelotita de ping pong es igual a uno, la masa de la pelotita de tenis comparada con la de ping pong será 3 veces mayor , la de golf 1 vez y media , la de fútbol 30 veces mayor, etc
Cada una de estas cantidades son masas relativas ya que te indican cuantas veces las masas de las pelotas es mayor que la de ping pong que tomé como unidad.
Masa de la pelota de tenis/Masa de pelota de ping pong= 3
De la misma forma se fijaron las masas atómicas relativas y las moleculares relativas, ya que debo fijar un punto de comparación.
Se toma como unidad la doceava parte de la masa del átomo de carbono de masa 12 exacto ( el isótopo de masa 12 ) ( ver isótopos)
A este valor se lo llama unidad de masa atómica,μ.
1 μ = 1/12 de la masa de un átomo de carbono de masa 12.
En la práctica a estas masas se las llama por costumbre “ peso atómico y peso molecuar”
Esta forma de llamar a las Mar y MMr indica un concepto falso:
Porque no son pesos, sino relaciones de masas.
Porque por ser una relación de masas , es un número adimensional, es decir , no tiene unidades, son valores relativos ( si dividen la masa en gramos de la pelotita de tenis por la masa en gr de la pelotita tomada como unidad , las unidades se simplifican, queda un número sin unidades).
La fuerza de la costumbre impone nombres que a veces no son correctos conceptualmente, pero se siguen usando..
MAr ( peso atómico) de un elemento es el número que indica cuántas veces la masa de ese elemento es mayor que la unidad de masa atómica μ.
De la misma manera: Masa molecular relativa MMr
Si decimos que la MAr del sodio es 22,989768 expresamos que
Masa del átomo de sodio/1/12 de la masa del atomo de C de masa 12 = 22,989768
Masa de átomo de sodio/ μ.= 22,,989768
Se denomina ATOMO GRAMO a la masa atómica expresada en gramos.
MASA ATOMICA del Na= 22,989768
ATOMO GRAMO del Na= 22,989768 g
Averiguamos la MMr de la molécula de agua( 2 átomos de H y uno de O )
Masa molecular relativa = 1,0079 x 2 + 15,9994= 18,0152
Molecula gramo= 18,0152 g
Experimentalmente se comprobó que la MMr de un gas corresponde a una masa particular.
El Mol es la masa molar.
Si esta cantidad de gas la medimos en C.N.P.T ( 1 atm de presión y 273 K o 0°C ) siempre ocupa un volumen de 22,414 litros ( 22,414 dm3), independientemente del gas que sea.
Este volumen se llama= VOLUMEN MOLAR
La hipótesis de Avogadro establece que en gases distintos en iguales condiciones de P y T° , hay igual número de moléculas, este número llamado Número de Avogadro es 6,0221367 x 1023 moléculas
Número de Avogadro es 6,0221367 x 1023 moléculas
NA=6,0221367 x 1023
Entonces: ¿cuánta masa tiene una molécula de agua?
Si 6,0221367 x 1023 moléculas-------------18,052 g
1 molécula--------------------------------x x= 2,9976x10-23 g
1 molécula de agua “ pesa” 0,000000000000000000000029976 gramos
Entendemos ahora porque es complicado usar estos números para hacer los cálculos.
Para simplificarnos el trabajo usamos el concepto de MOL
1 MOL---------- es 1 Número de Avogadro de moléculas o sea 6,0221367 x 1023 moléculas
1 mol de cualquier tipo de partículas es 1 número de Avogadro de esas partículas (sean moléculas, átomos o iones).
La masa de 1 mol de moléculas es la masa molar
La masa de 1 mol de átomos es la masa atómica
Volumen molar
Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC ).
Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar).
En condiciones estandar (1 atmosfera y25 ºC ) el volumen molar es un poco mayor, 24,4 l
Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar).
En condiciones estandar (1 atmosfera y
Volumen molar normal de un gas = 22,4 l
Volumen molar estandar de un gas = 24,4 l
Este valor de
El concepto de volumen molar es muy útil, pues permite calcular el Peso molecular, de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 l de dicho gas en condiciones normales.
