Numero de Avogadro

Puede definirse como la cantidad de entidades elementales que existen en un mol de cualquier sustancia.

Un mol es la unidad de Sistema Internacional de Unidades que permite expresar una cantidad de sustancias. Se trata de la unidad que utilizan los químicos para expresar el peso de los átomos, que equivale a un numero muy grande de partículas. Un mol equivale al numero de átomo os que hay en doce gramos de carbono 12 puro. La ecuación así: 1 mol = 6,022045 x 10 elevado a 23 partículas.

Dicha cantidad suele redondearse como 6,022 x 10 elevado a 23 y recibe el nombre de numero de avogrado o constante de avogrado, en honor al científico italiano Amedeo avogrado, quien también formulo la ley que afirma que volúmenes iguales de gases distintos, bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen igual numero de partículas. La utilidad de la constante de avogrado radica en la necesidad de contar partículas o entidades microscópicas a partir de medidas macroscópicas.

Es importante tener en cuenta que el numero de avogrado es inmenso: equivale, por ejemplo, a todo el volumen de la luna dividido en bolas de 1 milímetro de radio.

El numero de avogrado, por otra parte, permite establecer conversiones entre el gramo y la unidad de masa atómica.

Como el mol expresa el numero de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12, es posible afirmar que la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento es igual al peso atómico en unidades de masa de dicho elemento.

Mol

Es la unidad fundamental utilizada para medir la cantidad de una sustancia (elemento o  compuesto),  puesto que los átomos de los elementos y las moléculas de los compuestos son partículas demasiado pequeñas para ser vistas.  La mol es la unidad que conecta el mundo microscópico de las partículas (átomos o moléculas) de las sustancias y el mundo macroscópico de los humanos y sus laboratorios. 

 Cálculos de moles.

Lo primero es conocer la masa atómica (si se trata de átomos) o masa molecular (si se trata de compuestos).

Los cálculos los haremos utilizando el factor de conversión, igual que si cambiáramos de unidad.

¿Cuántos moles tenemos en m gramos de un compuesto? Aplicaremos siguiente factor de conversión:

    M                    1mol

                                   x     ----------------------------

                                         Masa molecular en gramos

como m viene en gramos, en el denominador del factor pondremos la masa molecular en gramos, para que se vaya, y en el numerador 1 mol.

Ejemplo. Tengamos 225 g de agua, ¿cuántos moles son? Necesitamos la masa molecular del agua (M_agua= 18 u):

225gH2O        1molH2O        12,5 moles de H2O

                                                        x  ---------- =     

                                                               18 g

¿Cuántos gramos son n moles de un compuesto? Aplicaremos el siguiente factor de conversión:

                                                  n              Masa molecular en gramos

                                                         x      -----------------------------

                                                                            1 mol

como n es el número de moles, en el denominador del factor pondremos  1mol y en el numerador la masa de un mol en gramos (masa molecular en gramos).

Ejemplo.  Tengamos 15 moles de agua, ¿cuántos gramos son? Necesitamos la masa molecular del agua (M_agua= 18 u):

                                            15 moles de H2O         18g             270gde H2O

                                                                       x  -------------  =

                                                                          1 mol de H2O

Peso Atómico Y Peso Molecular

Peso Atómico:

La laboriosa y apasionante tarea de investigadores sobre la teoría atómica resulto muy difícil ya que era complicado saber la cantidad de átomos en alguna cosa. Por eso para expresar la masa de los átomos, los científicos eligieron el término masa atómica o peso atómico que puede definirse como la masa promedio de los átomos de un elemento en relación a la masa de un átomo de carbono 12, tomado exactamente como 12.0000,
Cuando en la Tabla Periódica leemos Masa Atómica o Peso Atómico se habla en realidad de la de Masa Atómica Relativa de los elementos, pues se compara la masa de cada uno con una unidad de referencia llamada u.m.a., que quiere decir Unidad de Masa Atómica, (cuyo valor es igual a la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 del átomo de C) . En realidad no podemos pesar la masa de un átomo individualmente.


Peso Molecular: Se puede definir como la suma de los pesos atómicos de los átomos de una Molécula. Como se trata de la masa de una molécula, al determinarse su valor a partir de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se está comparando la masa de una molécula con la u.m.a. No podemos pesar la masa de una molécula individualmente.
Así por ejemplo, si tenemos una molécula de agua, esta por definición, tendrá un peso molecular de 18 en donde las unidades serán cualquiera siempre y cuando definan el peso de algo, esto es gramos, libras, onzas, kilos u otras.
Molécula de agua H2O
M = (2 x 1) + 16 = 18 g

Isotopos

Los isótopos, son todos los tipos de átomos de un mismo elemento, que se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica pero tiene diferente número másico. La mayoría de los elementos químicos poseen más de un isótopo. Solamente 21 elementos poseen un solo isótopo natural.
Los isotopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor de 1.200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que existen isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos, tienen una semivida extremadamente larga comparada con la edad de la Tierra.

§  ¹ H o hidrógeno-1: hidrógeno con un protón y ningún neutrón, Z = 1, A = 1, también llamado protio.

§  ² H o hidrógeno-2: hidrógeno con un protón y un neutrón, Z = 1, A = 2, también llamado deuterio.

§  ³ H o hidrógeno-3: hidrógeno con un protón y dos neutrones, Z = 1, A = 3, también llamado tritio.

-isotopos del oxigeno:
El oxígeno natural se compone del establo tres isótopos, 16O, 17O, y 18O, con 16O que es el más abundante (99.762% abundancia natural).Gama de los isótopos del oxígeno adentro número total a partir el 12 a 28

Cálculo de protones, electrones y neutrones en un átomo neutro y en un ion

NEUTRO

Peso atómico= Protones +Neutrones

Otra forma de que el numero atómico sea igual a los electrones es que como el átomo debe ser neutro indirectamente de los electrones también podemos calcular el número de protones. Es decir si en un átomo tenemos 20 electrones también tenemos que tener 20 protones para que las cargas positivas sean iguales que la negativas y el átomo sea neutro.
Z (Numero atómico)= Electrones = Protones 
Un ejemplo seria: 
¹² ₆ C el Z siempre va abajo y la masa atómica arriba
Entonces si el Z= 6 los electrones son 6 y los protones son 6 también y ahora se aplica la otra fórmula.
Masa atómica= Protones + Neutrones
12= 6 + Neutrones
neutrones = 12-6
neutrones = 6 
El carbono tiene 6 protones 6 neutrones y 6 electrones

ION

Na+ tiene carga neta de +1. El número másico 23 es el numero de protones mas neutrones,  el numero atómico de Na es 11 entonces el numero de neutrones es de 12, 23-11=12. Pero como el Na+ es positivo tiene un electron menos que el átomo neutro, entonces tiene 10 e-, eso es lo que hace que el ion sea un catión (positivo).

Para un anión (negativo), se hace el mismo proceso pero a la inversa.
Ejemplo: P-, tiene carga neta de -1 y su número másico es de 31, su número atómico es 15 entonces 31-15=16, tiene 16 neutrones. Pero con el -1 del P entonces tiene un electron mas para que sea negativo entonces el anion P- tendría 15 protones y 16 electrones.