Calcular las unidades de 8 moles de atomos de aluminio plis expliqueme alguien
Respuestas a la pregunta
Respuesta:
Un mol —como unidad de la cantidad de sustancia— la masa molar y la masa atómica, así como la relación que guardan con el número de Avogadro son, en general, conceptos que a res han documentado la dificultad y confusión que existe entre ellos, así como las diferentes estrategias usadas para su enseñanza (Case, 1999; Furió et al., 1999; 2000; 2002; 2006; Garritz et al., 2002; Padilla et al., 2008).
La forma en que los profesores abordamos estos temas sin duda no ayuda a esclarecer la gran diferencia que existe entre estos diferentes conceptos.
El vínculo, al parecer inseparable, entre el concepto de mol y el número de Avogadro se refleja en muchas de las publicaciones que han abordado el tema, pues en general el concepto mero de Avogadro (Bindel, 1992; 2002; Goh, Subramaniam y Chia, 1994; Solomon y Chinhyu, 1993; Kruglak, 1988; Boyko y Blliveau, 1986; Feinstein y Sisson, 1982; Seiglie, 2003; Singh, Pike, Szafran, Davis, y Leone, 1995; Széll, Dannis, Jouas y Wong, 1980) o presentando analogías que ilustran lo enorme de este número, empleando para ello objetos macroscópicos tales como chocolates, monedas, granos de arena, etc. (Uthe, 2002; Diemente, 1998; Johns, 1993; Hoyt, 1992; van Lubeck, 1989; Poskozim, Wazorick, Tiempetpaisal y Poskozim, 1986; Todd, 1985; Fulkrod, 1981).
Pensamos que estas comparaciones sólo consiguen ilustrar que los átomos son entidades extraordinariamente pequeñas, un concepto que probablemente ya la mayoría de los estudiantes entiende. Sin embargo, en general se hace poco énfasis en el concepto central que subyace: la cantidad de sustancia1 y su unidad, el mol.
El objetivo del presente trabajo es presentar una analogía que permite ilustrar el concepto de mol sin la necesidad de conocer la magnitud del número de Avogadro.
Es nuestro parecer que demostrar que 12g de carbono necesariamente contienen el mismo número de átomos que los que hay en 1 g de hidrógeno, es un hecho mucho más importante que saber cuántos átomos son ésos.
Hoy en día las siguientes dos oraciones parecen equivalentes:
— 1 g de hidrógeno contiene un mol de átomos de hidrógeno.
— 1 g de hidrogeno contiene 6.02×1023 átomos de hidrógeno.
Sin embargo, históricamente la química avanzó empleando las consecuencias de la primera oración, sin necesidad de conocer la segunda.
Una vez que fueron establecidas con cierta precisión un conjunto de masas atómicas relativas, la composición másica porcentual de las sustancias puede ser traducida a las fórmulas químicas correspondientes y fue con la ayuda de éstas que D. Mendeleev construyó su tabla periódica.
Así, es sin duda la hipótesis de Avogadro, y no el número de Avogadro, una de las aportaciones más importantes a la química moderna, pues con base en ella fue posible generar un conjunto confiable de masas atómicas relativas.
De esta manera, la pregunta que debemos resolver no es: ¿cuántos átomos tiene 1g de hidrógeno? sino ¿cómo podemos estar seguros que éstos son los mismos que los contenidos en 12g de carbono?
Afortunadamente esta pregunta puede demostrarse fácilmente tanto en el laboratorio como en el salón de clase. La analogía que se desarrolla a continuación nos permitirá ilustrar cómo, una vez establecida una escala de masas relativas, el concepto de mol queda implícito al expresar esta masa relativa en una unidad de masa distinta.
Explicación: