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Si una uma equivale a un 1/12 de la masa de carbono 12, una unidad increiblemente pequeña,  ¿porque?  al hacer cualquier relacion estequiometrica, se toma el numero que aparece en la tabla periodica que indica el peso en umas de algun elemento, como si fueran gramos, sin hacer antes algun tipo de conversion de umas (unidad de medida extremadamente pequeña) a gramos y luego esa cantidad de gramos es la cantidad de materia que poseee una mol de ese elemento escogido.

Bueno, ¿si se hace?, el profesor simpre omite esa conversion.

Hola Dimitrit, bienvenido al foro:

Leete esto y si quieres luego comentamos. Tu pregunta es muy interesante y casi nadie se la hace, simplemente aprenden a hacer los problemas mecánicamente.

Hola Dimitrit,

Han hackeado el foro y tu mensaje de esta mañana se ha perdido pero lo había leido. Ahora te contesto.

Como viste en el ejemplo de los tonillos, en un principio se definió una unidad de masa que se llamo 'uma' y que se tomo como lo que pesaba un átomo de hidrógeno. Después, por distintas razones, se fue cambiando el elemento que se tomaba como unidad (1/16 del peso del átomo de oxígeno y 1/12 del carbono, últimamente). La unidad en sí no cambiaba fundamentalmente de valor. Es decir, cuando al principio se decía que el helio pesa 4 uma se estaba diciendo que pesaba 4 veces más que el hidrógeno. Con este dato lo que sabíamos es que para formar agua H₂O había que tomar 8 veces más peso de oxígeno que de hidrógeno pero no se sabe cuántas moléculas hay en una cierta cantidad de agua porque en realidad no se sabía cuanto pesaban los átomos en una unidad conocida (no se sabía un uma cuántos gramos son, que es lo mismo que decir que no se conocía el peso del átomo de hidrógeno).

Para conocer esto se necesitaba conocer cuántos átomos de hidrógeno (por ejemplo) había en una cierta cantidad de éste en gramos.

Si tomamos una cierta cantidad de átomos de hidrógeno (no importa qué cantidad) y la misma de átomos de oxígeno, estarás de acuerdo que la cantidad de oxígeno pesará 16 veces más que la de hidrógeno (cada átomo de O pesa 16 veces más que de H)

O si tomamos de hidrógeno una masa y de oxígenos 16 veces más masa, el número de átomos sería el mismo y todo estaría resuelto.

El problema es qué cantidad de átomos pesamos para tomar como referencia (para todos igual).

Se optó por averiguar cuántos átomos de H hay que tomar para que pesara 1 g (número que coincide numéricamente con 1 uma) y este número resultó ser 6,023·10²³ y se llamo número de Avogadro (que por cierto no fue el que lo calculó).

Pero la cosa no es tan sencilla ya que hay tres isotopos de hidrógeno y cada uno de ellos pesa distinto (deuterio y tritio). Ahora el problema está con el carbono (uma es la 1/12 parte del peso del átomo de carbono). Los físicos y los químicos entraron en disputas. Los primeros decían que había que tomar un promedio (media) de los pesos de los distintos isótopos y los físicos que había que tomar un isótopo concreto (el carbono 12). Ganó el criterio de los físicos. Es por eso que, a pesar que el carbono es el que se toma como referencia, no pesa 12 sino 12,01 y el número de Avogadro pasó a ser de 6,022·10²³ (IUPAQ)

La cuestión es que ese número no es fundamental, se podría cambiar por otro. Como en el problema de los tornillos se podría haber pesado mil o un millón. La cuestión clave es saber el peso de un cierto número de ellos y tomar siempre el mismo para todos los elementos. En nuestro caso, si miramos el peso atómico de un elemento los podemos interpretar de dos maneras:

C .. 12,01  (uma  ahora  u)   El carbono promediado pesa 12,01 veces más que la doceava parte de los que pesa el átomos de carbono-12 (isótopo)

o

C .. 12,01  (gramos) Cantidad en gramos para contener 6,022·10²³ átomos de carbono (un mol)

Historia del número de Avogadro (pdf)