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Unidad Educativa Privada Colegio Madre Matilde
Área de formación: Química
Profesor (a): Nairim Flores
Año Escolar: 2020-2021
Constante Amadeo Avogadro
Se define como la cantidad de sustancia presente en un compuesto, que contiene un número de partículas muy grande como átomos, moléculas, electrones u otras.
El mol constituye un número fijo de partículas que se ha denominado como numero de Avogadro en honor al científico Italiano Amadeo Avogadro, quien formuló la ley de Avogadro, cuyo enunciado dice: “Volúmenes iguales de gases distintos bajo las mismas condiciones de presión y temperatura existe el mismo número de partículas”. El número de Avogadro es equivalente a 6,02 x 10²³ partículas.
Por lo tanto se puede decir que:
Un mol de átomo de sodio (Na) tiene 6,02 x 10²³ átomos de sodio
1.1.1) Masa atómica o peso atómico: es la unidad más pequeña que se usa para expresar las masas de las partículas elementales como átomos, moléculas, protones, entre otros. Se expresa como uma (unidad de masa atómica). Por ejemplo:
Na
Sodio
22,89 
 
	
					Masa atómica o peso atómico 	 
1 mol de átomo de Na tiene una masa de 23 uma, ya que el peso atómico del sodio es 23. Esto nos dice que en 23 uma de sodio hay 6,02. 10 ²³ átomos de sodio.
Nota: la masa atómica del sodio es 22,89 por lo tanto se aproxima a 23, no se puede trabajar con decimales
1.1.2) Masa molar o peso molecular: es la masa correspondiente a un mol de una sustancia y está relacionada con el peso molecular de la sustancia.
Ejemplo: ¿Cuál es la masa molar o peso molecular del H₂SO₄?
1er paso: buscar la masa atómica de cada elemento en la tabla periódica. (Recuerda que no se trabaja con decimales por ende se debe redondear en caso de que la décima sea mayor a 5)
Hidrógeno			Azufre					Oxígeno
H= 1,0 = 1			S= 32,06 = 32				O= 15,99 = 16
2do paso: ver la cantidad de átomos o valencia que presenta cada elemento en el compuesto:
H₂SO₄ = constituido por:
2 átomos de Hidrogeno (H)
1 átomo de Azufre (S)
4 átomos de Oxígeno(O)
Nota: recuerda que el uno es imaginario
3er paso: se procede a multiplicar la masa atómica de cada elemento con su valencia, seguidamente se suma el resultado de cada multiplicación para obtener el peso molecular de la sustancia: H₂SO₄
H = 1 X 2 = 2
S = 32 x 1 = 32
O = 16 X 4 = 64
 98g/mol
R: La masa molar de H₂SO₄ es 98g/mol
¿Cuántas moléculas tiene el Cloruro de Magnesio (MgCl₂) si tiene una masa de 36g?
1er paso: calcular el peso atómico o masa molar:
Mg = 24 x 1 = 24
Cl = 35 x 2 = 70
		 94g/mol
2do paso: se aplica una regla de tres:
94g/mol de MgCl₂			6,02 x 10²³ moléculas de MgCl₂
36g/mol de MgCl₂			x moléculas de MgCl₂
X = 36g/mol de MgCl₂ X 6,02 x 10²³ moléculas de MgCl₂ = 2,30 X 10²³ moléculas
94g/mol de MgCl₂
R: El MgCl₂ tiene 2,30 X 10²³ moléculas en 36g
1.1.3) Volumen molar de un gas: es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia gaseosa en condiciones normales (presión de 760mm Hg y temperatura de 0°C o 273°K) el cual es equivalente a 22,4 litros y en este volumen están presentes 6,022 x 10²³ moléculas.
Ejemplo: 1 mol de N₂ tiene una masa de 28g y en esta masa hay 6,022 x 10²³ moléculas de nitrógeno, las cuales ocupan un volumen de 22,4 litros. 
Ejercicio: ¿Qué volumen ocupan 10 moles de H₂O₂ en condiciones normales?
1mol de H₂O₂ 	 22,4 l de H₂O₂
10 moles de H₂O₂			¿?
X= 10 moles de H₂O₂ X 22,4 l de H₂O₂ = 224l de H₂O₂
1 mol de H₂O₂ 
R: 10 moles de H₂O₂ ocupan 224l 	 NOTA: para calcular el volumen siempre se debe aplicar una regla de tres
1.2 Fórmulas
	Las sustancias compuestas se representan a través de fórmulas, así como los elementos se representan mediante símbolos. Una fórmula química es una combinación de símbolos que indica la constitución de un compuesto. Entre ellas encontramos:
1.2.1) Composición centesimal: indica cuál es su composición porcentual. Para determinar la composición centesimal de un compuesto es necesario conocer su peso molecular o masa molar.
Ejemplo: ¿Cuál es la composición centesimal del Ácido Sulfúrico H₂SO₄?
1er paso: Se calcula el peso molecular
H = 1 X 2 = 2
S = 32 x 1 = 32
O = 16 X 4 = 64
 98g/mol				1 mol de H₂SO₄ pesa 98g/mol
2do paso: se procede a plantear una regla de tres para cada uno de los elementos constituyentes. Su resolución proporciona el porcentaje de cada uno de los elementos contenidos en la molécula.
% de Hidrógeno:
98 g de H₂SO₄				2g de H	X = 100g de H₂SO₄ X 2g de H = 2,04% de H
100 g de H₂SO₄			X			98g de H₂SO₄
% de Azufre: 
98 g de H₂SO₄				32g de S	X = 100g de H₂SO₄ X 32g de S = 32,65% de S
100 g de H₂SO₄			X			98g de H₂SO₄
% de Oxígeno:
98 g de H₂SO₄				64g de O	X = 100g de H₂SO₄ X 64g de O = 65,30% de O
100 g de H₂SO₄			X			98g de H₂SO₄
Se suman todos los porcentajes: 2,04% + 32,65% + 65,30% = 99,99%
2,04% de H
Ácido sulfúrico
H₂SO₄
32,65% de S
65,30% de O
1.2.2) Fórmulas empíricas: se conoce la fórmula más sencilla que se le asigna a un compuesto. Sirven para representar las moléculas de los compuestos químicos. Proporcionan solo el menor número relativo de átomos de diferentes elementos que forman un compuesto y no el número real de átomos. Ejemplo: el ácido acético (Vinagre) tiene como fórmula empírica CH₂O y su fórmula molecular será: C₂H₄O₂ 
Ejemplo: Una sustancia está compuesta por C = 40%, H= 6,66%, O= 53,33% ¿Cuál es la su fórmula empírica?
1er paso: se divide el porcentaje de cada elemento entre sus respectivas masas atómicas:
		Carbono:				Hidrógeno				Oxígeno
	C= 40% / 12 = 3,33 moles		H = 6,66% / 1 = 6,66 moles		O = 53,33% / 16 = 3,33 moles
2do paso: de los cocientes obtenidos, se escoge el menor para ser usado como divisor de cada uno de ellos. En este caso es 3,33
		Carbono:			Hidrógeno			Oxígeno
		C= 3,33/ 3,33 = 1		H= 6,66/ 3,33 = 2		O = 3,33/3,33 = 1 
3er paso: Se colocan como subíndice de cada uno de los símbolos químicos, números enteros resultantes de cada división: es decir: 
						CH₂O
1.2.3) Fórmula molecular: indica el número de átomos de cada uno de los elementos constituyentes de un compuesto químico.
Ejemplo: Una sustancia tiene la siguiente composición centesimal: S= 47,40% y Cl= 52,60%. Se sabe que su masa molecular es de 135g/mol
1er paso: se determina la fórmula empírica. Se utiliza el procedimiento descrito en el punto anterior:
	Azufre					Cloro		
S = 47,40/32 = 1,48			Cl = 52,60 / 35,5 = 1,48
Se dividen ambos términos entre 1,48:
S= 1,48 / 1,48 = 1			Cl = 1,48 / 1,48 = 1
El resultado expresa que la fórmula empírica es: SCl
2do paso: se calcula el peso molecular de la fórmula empírica, a partir de los pesos atómicos: 
S= 32 x 1= 32
Cl= 35 x 1= 35
		 67g/mol
3er paso: se calcula el número de veces que la fórmula molecular contiene a la empírica, dividiendo el peso molecular entre el peso de la fórmula empírica, calculado en el paso anterior.
n = masa molecular del compuesto			n = 135g/mol = 2
masa fórmula empírica			 67g/mol
4to paso: se obtiene la fórmula molecular, multiplicando el número calculado en el paso anterior por cada uno de los subíndices de la fórmula empírica: 
2 (S₁ Cl₁) = S₂Cl₂ 	Fórmula molecular
Fuentes bibliográficas utilizadas:
Rodriguez, J. (2012).Química.Teoría. Caracas: Actualidad
Irazabal, A. (2000).Química I año. Caracas: Cobo