¿Tenemos ese $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $?
Porque tenemos, para la masa de un átomo de carbono 12, llamémoslo $ m (\ ce {^ 12C}) $, que
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} $$
y además
$$ \ pu {1 mol} \ cdot m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 g } $$
por lo tanto
$$ m (\ ce {^ 12C}) = \ pu {12 amu} = \ pu {12 g / mol} $$
Así que finalmente obtenemos que $ \ pu {1 g / mol} = \ pu {1 amu} $.
Sin embargo, mi profesor de química me dice que son dos cosas completamente diferentes y que estoy confundido entre la masa por átomo y la masa por $ 6.022 \ cdot10 ^ {23} $ átomos. No puedo entender cómo, y esto realmente me está molestando, por lo que la ayuda es muy apreciada.
Tenga en cuenta que esto requiere que el lunar sea un número (o una «constante»), que puede ser donde yo «Estoy equivocado.
Respuesta
Tienes razón, pero para que quede un poco más claro, puedes incluir el supuesto» átomo «en el denominador de uma:
$$ \ begin {align} m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {12amu átomo ^ -1} \\ \\ m _ {\ ce {C} ^ {12}} & = \ pu {12g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {átomo de 12amu ^ -1} & = \ pu {12g mol ^ -1} \\ \\ \ pu {átomo de 1amu ^ -1 } & = \ pu {1g mol ^ -1} \ end {align} $$
En otras palabras, el relación de amu / átomo es la misma que la relación de g / mol. Las definiciones de amu y moles se eligieron intencionalmente para que eso suceda ( Me sorprende que tu maestra no haya explicado esto, en realidad). Esto nos permite relacionar fácilmente las masas en la escala atómica con las masas en la escala macroscópica.
Para verificar esto, observe la masa de una uma cuando se convierte en gramos:
$ \ pu {1amu} = \ pu {1.6605E-24 g} $
Ahora divida un gramo por un mol:
$ \ pu {1g mol ^ -1} = \ frac {\ pu {1 g}} {\ pu {6.022E23 atom}} = \ pu {1.6605E-24 g atom ^ -1} $
¡Es el mismo número! Por lo tanto:
$ \ pu {1g mol ^ -1} = \ pu {1 amu atom ^ -1} $
Comentarios
- Gracias por la aclaración. ¿Sabe ¿Conoces alguna referencia confiable donde se indique esto? Busqué pero no pude ‘ encontrar ninguna.
- Creo que cualquier libro de texto de química general debería tenerlo. Sé que Tro ‘ s Chemistry, 3rd ed. lo tiene en la página 71.
- Debe ser señaló que amu como unidad está en desuso. Ahora el unidad de masa atómica unificada u en su lugar.
- @Martin, ese es un buen punto, pero creo que en su mayor parte ‘ amu ‘ es la unidad de masa atómica unificada basada en carbono-12, no oxígeno-16. Al menos siempre he visto ‘ amu ‘ y no ‘ amu unificado ‘ en publicaciones en las últimas dos décadas.
- @thomij I ‘ Estoy muy contento de que sigas con nosotros aquí. Recientemente, extrañé tus respuestas de calidad. La confusión es una de las peores, y todo es culpa de IUPAC / IUPAP ‘. Deberían haber usado algo completamente diferente. Sin embargo, su argumento no pierde ningún valor con ese cambio.
Responder
Debe tener más cuidado con tus unidades. El resultado erróneo es que está equiparando un valor en uma (una medida de masa, como gramos) con un valor en gramos por mol (una propiedad invariante de un elemento o compuesto, independientemente de la cantidad que tenga).
Comentarios
- Los estoy equiparando ya que ambos son la masa de un átomo de carbono, y creo que la masa de un átomo de el carbono es igual a sí mismo. ¿Qué hay de malo con eso? No es nada excepcional tener unidades expresadas en términos de otros.
- Apoyo esta afirmación, técnicamente la comparación no es precisa, lo votaría a favor, si hubiera un poco más de explicación.
- Es ‘ s como comparar un velocímetro y un odómetro: miden 2 cosas diferentes. Decir que un automóvil ha recorrido 100 millas no es lo mismo que decir que ha recorrido 100 millas por hora.
Answer
Hay dos cosas que habitualmente desconciertan a los estudiantes de ciencias:
-
cualquier cosa que tenga que ver con la cantidad de sustancia (ahora denominada «cantidad química»), el mol y la constante de Avogadro (o el número de Avogadro), y
-
cualquier cosa que tenga que ver con el ahora-me-ves-ahora-no-radián. Permítanme abordar el primero.
Si tenemos un número general de entidades de tipo X (por ejemplo, X es el símbolo químico) representado por N (X), la cantidad química correspondiente de X se denota por n (X), que es un agregado de N (X) entidades.En símbolos: n (X) = N (X) ent, donde ent representa la cantidad de una entidad (átomo, molécula, ion, partícula subatómica,…), Es decir, la entidad en sí.
El número de Avogadro es la relación (adimensional) de un gramo a una «unidad de masa atómica» (ahora llamada dalton, Da): g / Da. Un mol es un número de entidades de Avogadro: mol = (g / Da) ent. Así tenemos la relación importante: Da / ent = g / mol = kg / kmol, exactamente. En otras palabras, a nivel atómico, la unidad apropiada para la masa específica de cantidad (masa «molar») es dalton por entidad y, debido a la definición de mol como número de entidades de Avogadro, dalton por entidad es exactamente igual a las unidades macroscópicas gramo por mol o kilogramo por kilomol.
El problema crítico es que la IUPAC no tiene un símbolo reconocido para una entidad. A veces se piensa (incorrectamente) como el número uno (adimensional). En cuyo caso, el «mol» es simplemente otro nombre para el número de Avogadro: «mol = g / Da». En este caso tenemos la relación (incorrecta): «Da = g / mol». Las tablas de «pesos atómicos» enumeran los valores numéricos de las masas a escala atómica en daltons, por ejemplo. Ar (O) = ma (O) / Da = 16. La masa específica de cantidad correspondiente es M (O) = 16 Da / ent; y esto es (exactamente) igual a 16 g / mol o 16 kg / kmol.