Unidad de masa atómica. El número de Avogadro.
La materia está formada por moléculas. Por molécula entendemos partícula más pequeña de una sustancia determinada, preservando las propiedades químicas de esa sustancia.
Lector: ¿En qué unidades se mide la masa de las moléculas?
Autor: La masa de una molécula se puede medir en cualquier unidad de masa, por ejemplo en toneladas, pero como las masas de las moléculas son muy pequeñas: ~10–23 g, entonces por conveniencia introdujo una unidad especial - unidad de masa atómica(a.e.m.).
unidad de masa atómicaSe llama valor igual a la masa del átomo de carbono 6 C 12.
La notación 6 C 12 significa: un átomo de carbono que tiene una masa de 12 uma. y carga nuclear – 6 cargas elementales. De manera similar, 92 U 235 es un átomo de uranio con una masa de 235 uma. y la carga del núcleo es de 92 cargas elementales, 8 O 16 es un átomo de oxígeno con una masa de 16 uma y la carga del núcleo es de 8 cargas elementales, etc.
Lector: ¿Por qué se eligió como unidad de masa atómica? (no o ) parte de la masa de un átomo y específicamente del carbono, y no del oxígeno o del plutonio?
Se ha establecido experimentalmente que 1 g » 6,02×10 23 uma.
El número que muestra cuántas veces la masa de 1 g es mayor que 1 uma se llama El número de Avogadro.: norte A = 6,02×10 23.
Desde aquí
norte A × (1 uma) = 1 g (5.1)
Despreciando la masa de los electrones y la diferencia de masas de un protón y un neutrón, podemos decir que el número de Avogadro muestra aproximadamente cuántos protones (o, lo que es casi lo mismo, átomos de hidrógeno) se deben tomar para formar una masa de 1 g (figura 5.1).
Lunar
La masa de la molécula, expresada en unidades atómicas masa se llama peso molecular relativo .
Designado Señor(r– de relativo – relativo), por ejemplo:
12 a.m. = 235 a.m.
Una porción de una sustancia que contiene la misma cantidad de gramos de una sustancia determinada que el número de unidades de masa atómica que contiene una molécula de una sustancia determinada se llama orar(1mol).
Por ejemplo: 1) relativo peso molecular hidrógeno H 2: por tanto, 1 mol de hidrógeno tiene una masa de 2 g;
2) peso molecular relativo dióxido de carbono CO2:
12 uma + 2×16 a.m.u. = 44 uma
por lo tanto, 1 mol de CO 2 tiene una masa de 44 g.
Declaración. Un mol de cualquier sustancia contiene la misma cantidad de moléculas: norte A = 6,02×10 23 uds.
Prueba. Sea la masa molecular relativa de una sustancia. Señor(a. m.) = Señor× (1 uma). Entonces, según la definición, 1 mol de una sustancia dada tiene una masa Señor(gramos) = Señor×(1g). Dejar norte es el número de moléculas en un mol, entonces
norte×(masa de una molécula) = (masa de un mol),
El mol es la unidad de medida básica del SI.
Comentario. Un mol se puede definir de diferentes maneras: 1 mol es norte A = = 6,02×10 23 moléculas de esta sustancia. Entonces es fácil entender que la masa de 1 mol es igual a Señor(GRAMO). De hecho, una molécula tiene una masa. Señor(a.u.m.), es decir
(masa de una molécula) = Señor× (1 uma),
(masa de un mol) = norte A ×(masa de una molécula) =
= norte Una × Señor× (1 uma) = 
.
La masa de 1 mol se llama masa molar de esta sustancia.
Lector: Si tomas la masa t alguna sustancia masa molar cual es igual a m, entonces ¿cuantos moles seran?
Recordemos:
Lector: ¿En qué unidades SI se debe medir m?
, [m] = kg/mol.
Por ejemplo, la masa molar del hidrógeno.
Ayer prometí explicar esto. lenguaje accesible. Esto es importante para entender la química. Si lo entiendes una vez, no lo olvidarás más tarde.
La química tiene su propio lenguaje, como cualquier ciencia. 2H 2 + O 2 → 2H 2 O - en lenguaje químico, una notación para la reacción de formación de agua a partir de sustancias simples, hidrógeno (H) y oxígeno (O). Los números pequeños se refieren al número de átomos (vienen después del símbolo elemento químico), los grandes - al número de moléculas. De la ecuación queda claro que dos Las moléculas de hidrógeno se combinan con uno molécula de oxígeno y como resultado sale dos moléculas de agua. Atención: ¡es muy importante entender esto! Son precisamente las moléculas las que se conectan con las moléculas, no “gramo con gramo”, sino molécula con molécula.
Esta proporción siempre será:
Todo estaría bien, pero hay dos problemas. El primero esta en vida real No podemos medir un millón de moléculas de oxígeno o de hidrógeno. Podremos medir un gramo o una tonelada de reactivos. En segundo lugar, las moléculas son muy pequeñas. Hay 6,7 x 10 24 de ellos en un vaso de agua. O, en la notación habitual, 6,7 billones de billones (así es, casi siete billones de veces un billón de moléculas). Es inconveniente operar con tales números.
¿Cuál es la salida? Las moléculas también tienen masa, aunque sea muy pequeña. solo tomamos masa de una molécula, multiplicar por numero de moleculas y obtenemos la masa que necesitamos. Estuvimos de acuerdo, lo aceptaremos con mucho gusto. gran número moléculas (600 mil millones de billones de piezas) e inventan por esta cantidad unidad de medida especial lunar. ¿Cómo se comen 12 trozos de algo? nombre especial "docena", y cuando hablan de “diez docenas”, se refieren a 120 piezas. 5 docenas de huevos = 60 piezas. Lo mismo con lunares. 1 mol son 600 mil millones de billones de moléculas o, en notación matemática, 6,02 10 23 moléculas. Es decir, cuando nos dicen “1 mol” de hidrógeno, sabemos que estamos hablando de 600 mil millones de billones de moléculas de hidrógeno. Cuando hablan de 0,2 moles de agua, entendemos que estamos hablando de 120 mil millones de billones de moléculas de agua.
Una vez más, la polilla es así. unidad de conteo, solo específica para moléculas. Como “diez”, “docenas” o “millones”, sólo que mucho más.
Continuando con la tabla anterior, puedes escribir:
Resolvimos el primer problema; escribir 1 mol o 2 moles es mucho más conveniente que 600 mil millones de billones de moléculas o 1,2 billones de billones de moléculas. Pero sólo por conveniencia, no fue necesario cercar el jardín. El segundo problema, como recordamos, es la transición de numero de moleculas(¡no los cuente individualmente!) masa de materia, al hecho de que podemos medir en escalas. Este número de moléculas en un mol (es un poco extraño, no redondo: 6,02 · 10 23 moléculas) se eligió por una razón. Un mol de moléculas de carbono pesa exactamente 12 gramos.
Está claro que todas las moléculas son diferentes. Los hay grandes y pesados: pueden contener muchos átomos o no muchos, pero los átomos en sí son pesados. Y hay moléculas pequeñas y ligeras. Para cada átomo y para muchas moléculas existen tablas con sus masa molar. Es decir, con el peso de un mol de dichas moléculas (si no, puedes calcularlo fácilmente tú mismo sumando las masas molares de todos los átomos que forman la molécula). La masa molar se mide en gramos/mol (cuántos gramos pesa un mol, es decir, cuántos gramos pesan 6,02·10 23 moléculas). Recordamos que un mol es solo una unidad de conteo. Bueno, como si el directorio escribiera: 1 docena. huevos de gallina pesa 600 gramos y 1 docena de avestruces pesa 19 kilogramos. Una docena es solo una cantidad (12 piezas), y los propios huevos, de gallina o de avestruz, pesan de manera diferente. Y una docena de estos u otros huevos también pesan de forma diferente.
Lo mismo con las moléculas. 1 mol de moléculas de hidrógeno pequeñas y ligeras pesa 2 gramos y 1 mol de moléculas grandes de ácido sulfúrico pesa 98 gramos. 1 mol de oxígeno pesa 32 gramos, 1 mol de agua pesa 18 gramos. Aquí hay una imagen como ejemplo, donde pequeñas moléculas de hidrógeno y moléculas grandes oxígeno. Esta imagen es una representación gráfica de la reacción 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.
Seguimos completando la tabla:
¿Ves la transición de numero de moleculas a su masa? ¿Ves que se cumple la ley de conservación de la materia? 4 gramos + 32 gramos dan 36 gramos.
Ahora podemos decidir tareas simples en química. Aquí está el más primitivo: había 100 moléculas de oxígeno y 100 moléculas de hidrógeno. ¿Qué pasará como resultado de la reacción? Sabemos que para 1 molécula de oxígeno se necesitan 2 moléculas de hidrógeno. Por lo tanto, reaccionarán las 100 moléculas de hidrógeno (y se formarán 100 moléculas de agua), pero no todo el oxígeno reaccionará, quedarán otras 50 moléculas. Hay exceso de oxígeno.
Como dije anteriormente, nadie cuenta las moléculas como piezas. Las sustancias normalmente se miden en gramos. Ahora la tarea de libro de texto escolar: Hay 10 g de hidrógeno y 64 g de oxígeno, ¿qué pasa si los mezclas? Primero, debemos convertir las masas en moles (es decir, en número de moléculas o en cantidad de sustancia, como dicen los químicos). 10 g de hidrógeno son 5 moles de hidrógeno (1 mol de hidrógeno pesa 2 gramos). 64 g de oxígeno son 2 moles (1 mol pesa 32 gramos). Sabemos que por 1 mol de oxígeno, durante la reacción se pierden 2 moles de hidrógeno. Esto significa que en nuestro caso reaccionarán todo el oxígeno (2 moles) y 4 moles de hidrógeno de cada cinco. Esto da como resultado que quedan 4 moles de agua y un mol de hidrógeno.
Convirtamos la respuesta nuevamente a gramos. Todo el oxígeno (64 gramos) y 8 gramos de hidrógeno (4 mol * 2 g/mol) reaccionarán. 1 mol de hidrógeno quedará sin reaccionar (es decir, 2 gramos) y obtendrás 72 gramos de agua (4 moles * 18 g/mol). Se vuelve a cumplir la ley de conservación de la materia: 64 + 10 = 72 + 2.
Creo que a estas alturas debería quedar claro para todos. 1 mol es simplemente el número de moléculas. La masa molar es la masa de un mol. Es necesario para pasar de la masa de materia (con la que trabajamos en mundo real) al número de moléculas o a la cantidad de sustancia necesaria para las reacciones.
Repetimos de nuevo:
a) las sustancias reaccionan en la proporción de n moléculas de una a m moléculas de la otra. Esta proporción será la misma para 100 moléculas. material de partida, y por cien billones, o por cien billones de billones.
b) por conveniencia, para no contar las moléculas como piezas, se les ocurrió una unidad de conteo especial: el mol, es decir, 6,02 · 10 23 moléculas a la vez. El número de estos moles se denomina “cantidad de sustancia” habitual.
c) un mol de cada sustancia pesa diferente, porque Las moléculas y átomos que componen una sustancia pesan de manera diferente. La masa de un mol de una sustancia se llama masa molar. Otro ejemplo es que los ladrillos comunes y silicocalcáreos pesan de manera diferente. Si hacemos una analogía, entonces “el peso de mil ladrillos” es “masa molar” (con la diferencia de que no son 1000 moléculas, sino más). La masa de estos "mil ladrillos" es diferente para los ladrillos silicocalcáreos y los ladrillos comunes.
d) cercamos todo este jardín para que sea fácil pasar de la masa de reactivos a la cantidad de sustancia (número de moléculas, número de moles) y viceversa. Y hay que ir y venir porque en el mundo real medimos los reactivos en gramos y reacciones quimicas son proporcionales no a la masa, sino al número de moléculas.
PD Para los químicos y otros, he simplificado mucho aquí intencionalmente. No hace falta explicar que 12 gramos no pesan 1 mol de carbono, sino 1 mol de moléculas del isótopo C12, o que en lugar de “moléculas” se debería escribir “ unidades estructurales"(moléculas, iones, átomos...), no menciona específicamente que 1 mol de gas ocupa el mismo volumen en las mismas condiciones y mucho más
Lo que no me gustó de los libros de texto fue simplemente definición formal orando, sin indicar el significado de este concepto y por qué es necesario.
Todo escolar que comienza a estudiar química se topa con el concepto de “mole”. con más conceptos complejos, como la concentración y la molaridad del disolvente, son difíciles de determinar sin saber qué es un mol. Se puede concluir que la polilla es una de las los conceptos más importantes en química. Muchos problemas no se pueden resolver sin determinar el número de moles.
Definición
Entonces, ¿qué es un mol en química? La explicación es bastante sencilla: se trata de una unidad en la que se expresa la cantidad de una sustancia, una de las unidades SI. La definición de qué es un mol en química se puede formular de esta manera: 1 mol equivale a las partículas estructurales contenidas en 12 g de carbono-12.
Se descubrió que 12 g de este isótopo contienen un número de átomos numéricamente igual a la constante de Avogadro.
Origen del concepto
Habiendo entendido un poco qué es un mol en química con la ayuda de definiciones, pasemos a la historia de este concepto. Como se cree comúnmente, el término "mole" fue introducido por el químico alemán Wilhelm Oswald, quien recibió Premio Nobel en 1909. La palabra "mole" obviamente proviene de la palabra "molécula".
Un hecho interesante es que la hipótesis de Avogadro de que en las mismas condiciones los mismos volúmenes de diferentes gases contienen la misma cantidad de sustancia se propuso mucho antes que Oswald, y la constante en sí fue calculada por Avogadro en principios del XIX siglo. Es decir, aunque no existía el concepto de “mol”, la idea misma de cantidad de sustancia ya existía.
Fórmulas básicas
La cantidad de sustancia se determina de forma diferente, según los datos del problema. Esta es la fórmula más común, en la que esta cantidad se expresa como la relación entre masa y masa molar:
Vale decir que la cantidad de una sustancia es una cantidad aditiva. Es decir, para calcular el valor de esta cantidad para una mezcla, primero se debe determinar la cantidad de sustancia para cada uno de sus elementos y sumarlos.
Se aplica otra fórmula si se conoce el número de partículas:
Si el problema especifica que el proceso ocurre cuando condiciones normales, puedes usar la siguiente regla: en condiciones normales, cualquier gas ocupa un volumen invariante: 22,4 litros. Entonces puedes usar la siguiente expresión:
La cantidad de sustancia se expresa a partir de la ecuación de Clapeyron:
Conocimiento de qué es un mol en química y fórmulas básicas determinar el número de moles de una sustancia permite resolver muchos problemas mucho más rápido. Si se conoce la cantidad de una sustancia, se pueden encontrar la masa, el volumen, la densidad y otros parámetros.
La unidad de cantidad de una sustancia se toma lunar - la cantidad de una sustancia que contiene el mismo número de unidades estructurales (átomos, iones, moléculas, etc.) como átomos contenidos en 0,012 kg del isótopo de carbono 12 C. El número de partículas contenidas en un mol de una sustancia es llamado El número de Avogadro. (Constante de Avagadro) N A . Esta es una de las constantes universales, que no depende de la naturaleza de la sustancia ni de las condiciones externas.
N A ≈ 6,022. 10 23 mol -1 (60 métodos de determinación).
La cantidad de una sustancia, expresada en moles, está relacionada con su masa, cantidad llamada masa molar de la sustancia.
La masa molar es numéricamente igual a la masa molecular:
Oxígeno (O 2) – peso molecular relativo 32 c.u. y masa molar – 32 g/mol. Conociendo la constante de Avogadro, podemos encontrar valor absoluto masa de cualquier átomo (molécula) y estimar el tamaño de los átomos.
La masa de un átomo (molécula) m se encuentra dividiendo la masa molar M por la constante de Avagadro:
El volumen molar es el volumen de 1 mol de una sustancia, expresado en l/mol.
Para determinar el volumen molar de gases se utiliza la ley de Avagadro: volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones (temperatura y presión) contienen mismo numero moléculas.
Consecuencias de la ley de Avagadro:
1) A la misma temperatura y presión, 1 mol de cualquier sustancia en estado gaseoso ocupa el mismo volumen.
2) 1 mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 litros.
condiciones normales: no. 1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg. y 0 0 C.
Para determinar la masa molar (molecular) sustancias gaseosas se puede utilizar combinado ley de los gases(Ley de Mendeleev-Clapeyron):
,Dónde
R- presión, Pa;
V- volumen, m 3;
metro- masa, g;
t- temperatura, K;
METRO- masa molar, g/mol;
R- constante universal de los gases, J/mol∙K
Para determinar el peso molecular de sustancias gaseosas, también se pueden utilizar datos sobre la densidad relativa del gas.
Densidad relativa un gas a otro ( D) es la relación entre la masa de un gas dado y la masa del mismo volumen de otro gas tomado a la misma temperatura y la misma presión.
Por ejemplo, la masa de 1 litro de dióxido de carbono (CO 2) es igual a 1,98 g, en las mismas condiciones la masa de 1 litro de hidrógeno (H 2) es igual a 0,09 g. el hidrógeno es: 1,98: 0,09 = 22
, Dónde
metro 1, metro 2- masas del primer y segundo gas, g;
M1, M2- masas molares (moleculares) del primer y segundo gas.
Es más difícil determinar el tamaño de los átomos. El tamaño de un átomo sólo puede determinarse de forma condicional. Para sustancias cristalinas simples, se toma como radio atómico la mitad de la distancia entre los centros de los átomos vecinos. Este valor se puede encontrar conociendo la densidad de la sustancia y la constante de Avagadro. Si dividimos el volumen ocupado por un mol de un sólido simple Vm(volumen molar) por la constante de Avagadro, entonces encontramos el volumen V, por un átomo. Este átomo puede considerarse aproximadamente como una esfera inscrita en un cubo de volumen. V, entonces el radio atómico r se expresa mediante la ecuación
El radio de una molécula se expresa de manera similar.
Para calcular con precisión el tamaño de los átomos, es necesario conocer su ubicación en los cristales. sólidos. Se ha establecido que muchos sustancias simples Tienen una estructura similar al embalaje más denso de esferas. En este tipo de envases, las propias bolas representan el 74,05% del volumen ocupado.
Valor exacto radio atómico:
Los radios atómicos son del orden de 100 pm.
Instrucciones
Conociendo la cantidad ν, encuentra el número moléculas en ello. Para ello, multiplica la cantidad de sustancia medida en moles por la constante de Avogadro (NA=6,022∙10^23 1/mol), que es igual al número moléculas en 1 mol de sustancia N=ν/NA. Por ejemplo, si hay 1,2 moles sal de mesa, entonces contiene N=1.2∙6.022∙10^23 ≈7.2∙10^23 moléculas.
Si la sustancia es conocida, utilizando tabla periódica elementos, encuentre su masa molar. Para hacer esto, use la tabla para encontrar las masas atómicas relativas de los átomos que forman la moléculas Ah, y dóblalos. Como resultado, obtendrá el relativo moléculas la masa aparente de una sustancia, que es numéricamente igual a su masa molar por mol. Luego, en una balanza, mida la masa de la sustancia problema en . Para encontrar la cantidad moléculas V sustancia, multiplica la masa de la sustancia m por la constante de Avogadro (NA=6.022∙10^23 1/mol) y divide el resultado por la masa molar M (N=m∙NA/M).
Ejemplo Determinar la cantidad moléculas, que está contenido en 147 g. Encuentra la masa molar. Su moléculas a consta de 2 átomos de hidrógeno, uno de azufre y 4 átomos de oxígeno. Sus masas atómicas son 1, 32 y 16. Relativas moléculas la masa aparente es 2∙1+32+4∙16=98. Es igual a la masa molar, por lo que M = 98 g/mol. Entonces cantidad moléculas contenido en 147 g de ácido sulfúrico será igual a N=147∙6.022∙10^23/98≈9∙10^23 moléculas.
para encontrar la cantidad moléculas gas en condiciones normales a una temperatura de 0ºС 760 mm Hg. columna, encuentre su volumen. Para ello mide o calcula la V en la que se encuentra en litros. para encontrar la cantidad moléculas gas, divida este volumen por 22,4 litros (el volumen de un mol de gas en condiciones normales) y multiplíquelo por el número de Avogadro (NA=6,022∙10^23 1/mol) N= V∙NA/22,4.
Fuentes:
- cómo determinar el número de moléculas
A. Avogadro en 1811, al comienzo del desarrollo. teoría atómica Supuso que en cantidades iguales gases ideales a la misma presión y temperatura hay el mismo número de moléculas. Posteriormente esta suposición se confirmó y se convirtió en una consecuencia necesaria para teoría cinética. Ahora esta teoría se llama Avogadro.
Instrucciones
Vídeo sobre el tema.
Una molécula es una partícula eléctricamente neutra que tiene todos propiedades quimicas inherente a esta sustancia en particular. Incluyendo gases: oxígeno, nitrógeno, cloro, etc. ¿Cómo se puede determinar el número de moléculas de gas?
Instrucciones
Si necesita calcular cuánto oxígeno hay en 320 de este gas en condiciones normales, primero determine cuántos moles de oxígeno hay en esta cantidad. Según la tabla periódica, puedes ver que el redondeado masa atómica oxígeno - 16 unidades atómicas. Como la molécula de oxígeno es diatómica, la masa de la molécula será de 32 unidades atómicas. Por tanto, el número de moles es 320/32 = 10.
Te ayudará más numero universal Avogadro, nombrado en, quien propuso que volúmenes iguales de moléculas ideales en condiciones constantes contienen igual número de moléculas. Se denota con el símbolo N(A) y es muy grande: 6,022*10(23). Multiplique este número por el número calculado de moles de oxígeno y descubrirá que el número requerido de moléculas en 320 gramos de oxígeno es 6,022*10(24).
¿Qué pasa si necesitas oxígeno, así como el volumen que ocupa y la temperatura? ¿Cómo calcular el número de sus moléculas con esos datos? Y aquí no hay nada complicado. Sólo necesitas escribir la ecuación universal de Mendeleev-Clapeyron para gases ideales:
Donde P es la presión del gas en pascales, V es su volumen en metros cúbicos, R es la constante universal de los gases, M es la masa del gas y m es su masa molar.
Transformando ligeramente esta ecuación se obtiene:
Como tiene todos los datos necesarios (la presión, el volumen y la temperatura están establecidos inicialmente, R = 8,31 y la masa molar de oxígeno = 32 gramos/mol), puede encontrar fácilmente la masa del gas a un volumen, presión y . Y luego el problema se resuelve exactamente de la misma manera que en el ejemplo descrito anteriormente: N(A)M/m. Después de realizar los cálculos, descubrirá cuántas moléculas de oxígeno hay en condiciones dadas.
Vídeo sobre el tema.
Ninguno gasolina de verdad(incluido el oxígeno), por supuesto, no es ideal, por lo que la ecuación de Mendeleev-Clapeyron se puede utilizar para cálculos sólo en condiciones que no difieren mucho de las normales.
La molécula tiene dimensiones tan pequeñas que el número de moléculas, incluso en un pequeño grano o gota de cualquier sustancia, será simplemente enorme. No se puede medir usando métodos convencionales cálculo.
¿Qué es un “mol” y cómo usarlo para encontrar la cantidad de moléculas en una sustancia?
Para determinar cuántas moléculas hay en una determinada cantidad de una sustancia, se utiliza el concepto de “mol”. Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene 6,022*10^23 de sus moléculas (o átomos, o iones). Este enorme valor se llama “constante de Avogadro” y lleva el nombre del famoso científico italiano. El valor se denomina NA. Usando la constante de Avogadro, puedes determinar muy fácilmente cuántas moléculas están contenidas en cualquier número de moles de cualquier sustancia. Por ejemplo, 1,5 moles contienen 1,5*NA = 9,033*10^23 moléculas. En los casos en los que se requiere una precisión de medición muy alta, es necesario utilizar el valor del número de Avogadro con un gran número lugares decimales. Su valor más completo es: 6.022 141 29(27)*10^23.
¿Cómo puedes encontrar el número de moles de una sustancia?
Determinar cuántos moles contiene una determinada cantidad de una sustancia es muy sencillo. Para ello, sólo necesitas tener a mano la fórmula exacta de la sustancia y la tabla periódica. Digamos que tienes 116 gramos de sal de mesa normal. ¿Necesita determinar cuántos moles contiene tal cantidad (y, en consecuencia, cuántas moléculas hay)?
Primero que nada, recuerda fórmula química sal de mesa. Tiene este aspecto: NaCl. La molécula de esta sustancia consta de dos átomos (más precisamente, iones): sodio y cloro. ¿Cuál es su peso molecular? Está formado por las masas atómicas de los elementos. Usando la tabla periódica, sabes que la masa atómica del sodio es aproximadamente 23 y la masa atómica del cloro es 35. Por lo tanto, la masa molecular de esta sustancia es 23 + 35 = 58. La masa se mide en unidades de masa atómica, donde Se toma como estándar el átomo más ligero: el hidrógeno.
Y conociendo la masa molecular de una sustancia, puedes determinar inmediatamente su masa molar (es decir, la masa de un mol). El caso es que numéricamente la masa molecular y molar son completamente iguales, solo que tienen diferentes unidades de medida. Si el peso molecular se mide en unidades atómicas, entonces la masa molar se mide en gramos. Por tanto, 1 mol de sal de mesa pesa aproximadamente 58 gramos. Y según las condiciones del problema, tienes 116 gramos de sal de mesa, es decir, 116/58 = 2 moles. Multiplicar 2 por la constante de Avogadro determina que hay aproximadamente 12,044*10^23 moléculas en 116 gramos de sodio, o aproximadamente 1,2044*10^24.
