Lanomenclatura químicaes el conjunto de reglas que se usan para nombrar a las combinaciones existentes entre los elementos y los compuestos químicos. Al igual que en el caso de la nomenclatura biológica, existe una autoridad internacional encargada de establecer estas reglas.En este campo tenemos que subrayar el hecho de que el origen de la citada nomenclatura se encuentra en un documento que fue presentado y publicado a finales del siglo XVIII. Concretamente fue en el año 1787 cuando se llevó a cabo la publicación de “Méthode de nomenclature chimique”.
Estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados Estequiometria.
¿Que es un mol? El mol, Dicen los expertos, refleja la cantidad de sustancia que posee un número específico de entidades de carácter elemental como átomos se pueden hallar en doce gramos de carbono-12. Esto quiere decir que el número de unidades elementales (como el caso de átomos, moléculas o iones, por ejemplo) que se reflejan en un mol de sustancia es una constante que no guarda relación directa con el tipo de partícula o del material en cuestión. Dicha cantidad se conoce con el nombre de número de Avogadro.
En concreto, podemos exponer que aquel se encuentra en latín y más exactamente en el vocablo moles que puede traducirse como “masa”. Se conoce con el nombre de mol a una de las magnitudes físicas fundamentales que contempla el Sistema Internacional de Unidades. Esta unidad se utiliza para medir la cantidad de toda clase de sustancias presentes en un determinado sistema. El mol, Dicen los expertos, refleja la cantidad de sustancia que posee un número específico de entidades de carácter elemental como átomos se pueden hallar en doce gramos de carbono-12. Esto quiere decir que el número de unidades elementales (como el caso de átomos, moléculas o iones, por ejemplo) que se reflejan en un mol de sustancia es una constante que no guarda relación directa con el tipo de partícula o del material en cuestión. Dicha cantidad se conoce con el nombre de número de Avogadro. Esta constante, bautizada en homenaje al científico de origen italiano Amedeo Avogadro (1776–1856), permite contabilizar partículas microscópicas a partir de medidas macroscópicas (como es el caso de la masa). Un personaje este, Conde de Quaregna y Cerreto, que además ejerció como profesor en la Universidad de Turín en el área de Física y que con dicha ley de Avogrado consiguió realizar una importante aportación a las ciencias. Básicamente con la misma lo que estableció fue que idénticos volúmenes de gases que se encuentran en las mismas condiciones, en lo que respecta a la temperatura y a la presión, contarán con el mismo número de partículas. El número de Avogadro, por lo tanto, ayuda a que los expertos en Química expresen el peso de los átomos. La ecuación señala que un mol equivale a 6,022 x 10 elevado a 23 partículas. Se trata de una cifra inmensa capaz de reflejar una enorme cantidad de partículas.
Aclaraciones Dado que un mol de moléculas H2 equivale a 2 gramos de hidrógeno, un mol de átomos H será entonces un gramo de este elemento. Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macroelementales conviene por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ejemplo: "un mol de moléculas de nitrógeno" (N2) equivale a 28 g de nitrógeno. O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se refiere. El mol se puede aplicar a las partículas, incluyendo los fotones, cuya masa es nula. En este caso, no cabe establecer comparaciones basadas en la masa. En los compuestos iónicos también puede utilizarse el concepto de mol, aun cuando no están formados por moléculas discretas. En ese caso el mol equivale al término fórmula-gramo. Por ejemplo: 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene NA iones Na+ y NA iones Cl–, donde NA es el número de Avogadro. Por ejemplo para el caso de la molécula de agua Se sabe que en una molécula de H2O hay 2 átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Se puede calcular su Mr(H2O) = 2 × Ar(H) + Ar(O) = 2 × 1 + 16 = 18, o sea Mr(H2O) = 18 uma. Se calcula la masa molecular absoluta = 18 × 1,66 × 10−24g = 2,99 × 10−23g. Se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O). En un mol de agua hay 6,02214129 (30) × 1023 moléculas de H2O, a la vez que: En un mol de agua hay 2 × 6,02214129 (30) × 1023 átomos de H (o sea 2 moles de átomos de hidrógeno) y 6,02214129 (30) × 1023 átomos de O (o sea 1 mol de átomos de oxígeno). Como se ha dicho, una cierta cantidad de sustancia expresada en moles se refiere al número de partículas (átomos, moléculas) que la componen, y no a su magnitud. Así como una docena de uvas contiene la misma cantidad de frutas que una docena de sandías, un mol de átomos de hidrógeno tiene la misma cantidad de átomos que un mol de átomos de plomo, sin importar la diferencia de tamaño y peso entre ellos.
¿Cuántos átomos de cobre habrá en una placa de cobre de masa 0,05 gr? Transformas los gramos a moles, sabemos que 63.54g de Cobre son 1 mol
--------------------------entonces 0.05g son "x" moles
x = 0.05/63.54 = 0.0787 mol
1 mol son 6.022X10^23 átomos
0.0787 mol son "X" átomos
x = 0.0787 x 6.022 X 10^23 = 4.74 x 10^22 átomos
Debes tener en cuenta el peso atomico del cobre y el numero de avogadro . se deve saver que en una mol hay 6.023 x 10^23 atomos. y mira
0.05g de Cu x ( 1mol de Cu / 63,54gr de Cu)x(6.023x10^23 atomos de cu/i mol de Cu) = 4.73 x 10^20 atomos de Cu.
y para el Aluminio
1 atomo de Al x ( 1mol de al/6.023x10^23 atomo de Al) x (30 gr de Al/1 mol de Al)= 4.98x10^23 gr de Al
Equivalencias
1 mol de alguna sustancia es equivalente a 6,02214129 (30) × 1023 unidades elementales.
La masa de un mol de sustancia, llamada masa molar, es equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos.
1 mol de gas ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y 1 atm de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm).
El número n de moles de átomos (o de moléculas si se trata de un compuesto) presentes en una cantidad de sustancia de masa m, es:
n = m / M
donde M es la masa atómica (o molecular, si se trata de un compuesto).