Cantidad de sustancia

En química, la cantidad de sustancia (símbolo n) en una muestra determinada de materia se define como una relación (n = N/N_A) entre el número de entidades elementales (N) y la constante de Avogadro (N_A). Las entidades suelen ser moléculas, átomos o iones de un tipo específico. La sustancia particular de la muestra se puede especificar mediante un subíndice; por ejemplo, la cantidad de cloruro de sodio (NaCl) se indicaría como n_NaCl. La unidad de cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de Unidades es el mol (símbolo: mol), una unidad base. Desde 2019, el valor de la constante de Avogadro N_A se define como exactamente 6.02214076×10²³ mol⁻¹. A veces, la cantidad de sustancia se denomina cantidad química o, informalmente, como "número de moles" en una muestra dada de materia.

Uso

Históricamente, el topo fue definido como la cantidad de sustancia en 12 gramos del isótopo de carbono-12. Como consecuencia, la masa de un mole de un compuesto químico, en gramos, es numéricamente igual (para todos los propósitos prácticos) a la masa de una molécula del compuesto, en daltons, y la masa molar de un isótopo en gramos por topo es igual al número de masa. Por ejemplo, una molécula de agua tiene una masa de alrededor de 18.015 daltones en promedio, mientras que un mole de agua (que contiene) 6.02214076×10²³ moléculas de agua) tiene una masa total de unos 18.015 gramos.

En química, debido a la ley de proporciones múltiples, muchas veces es mucho más conveniente trabajar con cantidades de sustancias (es decir, número de moles o de moléculas) que con masas (gramos) o volúmenes (litros). Por ejemplo, el hecho químico "1 molécula de oxígeno (O
₂) reaccionará con 2 moléculas de hidrógeno (H
₂ ) para formar 2 moléculas de agua (H₂O)" también se puede expresar como "1 mol de O₂ reaccionará con 2 moles de H₂ para formar 2 moles de agua". El mismo hecho químico, expresado en términos de masas, sería que "32 g (1 mol) de oxígeno reaccionarán con aproximadamente 4,0304 g (2 moles de H
₂) hidrógeno para producir aproximadamente 36,0304 g (2 moles) de agua" (y los números dependerían de la composición isotópica de los reactivos). En términos de volumen, las cifras dependerían de la presión y temperatura de los reactivos y productos. Por las mismas razones, las concentraciones de reactivos y productos en solución a menudo se especifican en moles por litro, en lugar de gramos por litro.

La cantidad de sustancia también es un concepto conveniente en termodinámica. Por ejemplo, la presión de una determinada cantidad de un gas noble en un recipiente de un volumen determinado, a una temperatura determinada, está directamente relacionada con el número de moléculas del gas (a través de la ley de los gases ideales), no con su masa.

Este sentido técnico del término "cantidad de sustancia" no debe confundirse con el sentido general de "cantidad" en el idioma inglés. Este último puede referirse a otras medidas como masa o volumen, en lugar del número de partículas. Hay propuestas para reemplazar "cantidad de sustancia" con términos más fáciles de distinguir, como enplethy y cantidad estequiométrica.

La IUPAC recomienda que la "cantidad de sustancia" debe usarse en lugar de "número de moles", así como la cantidad masa no debe llamarse "número de kilogramos".

Naturaleza de las partículas

Para evitar ambigüedades, la naturaleza de las partículas debe especificarse en cualquier medición de la cantidad de sustancia: así, una muestra de 1 mol de moléculas de oxígeno (O
₂) tiene una masa de aproximadamente 32 gramos, mientras que una muestra de 1 mol de átomos de oxígeno (O) tiene una masa de aproximadamente 16 gramos.

Cantidades derivadas

Cantidades molares (por mol)

El cociente de alguna cantidad física extensiva de una muestra homogénea por su cantidad de sustancia es una propiedad intensiva de la sustancia, generalmente denominada con el prefijo "molar" o el sufijo "por mol".

Por ejemplo, el cociente de la masa de una muestra por su cantidad de sustancia es su masa molar, para la cual se puede utilizar la unidad SI kilogramo por mol o gramo por mol. Esto es aproximadamente 18,015 g/mol para el agua y 55,845 g/mol para el hierro. De manera similar, para el volumen, se obtiene el volumen molar, que es aproximadamente 17,962 mililitros por mol para agua líquida y 7,092 ml/mol para hierro a temperatura ambiente. A partir de la capacidad calorífica, se obtiene la capacidad calorífica molar, que es aproximadamente 75,385 J/(K⋅mol) para el agua y aproximadamente 25,10 J/(K⋅mol) para el hierro.

Masa molar

La masa molar de una sustancia es la relación entre la masa de una muestra de esa sustancia y su cantidad de sustancia. La cantidad de sustancia se expresa como el número de moles que hay en la muestra. Para la mayoría de los propósitos prácticos, el valor numérico de la masa molar expresada con la unidad gramo por mol es el mismo que el de la masa media de una molécula de la sustancia expresada con la unidad dalton, ya que el mol se definió históricamente de manera que el molar La constante de masa fue exactamente 1 g/mol. Esto permite determinar con precisión la cantidad en moles de una sustancia midiendo la masa. Dada la masa molecular en daltons, el mismo número en gramos da una cantidad muy cercana a un mol de la sustancia. Por ejemplo, la masa molecular promedio del agua es de aproximadamente 18,015 Da y la masa molar del agua es de aproximadamente 18,015 g/mol. Otros métodos incluyen el uso del volumen molar o la medición de la carga eléctrica.

El número de moles de una sustancia en una muestra se obtiene dividiendo la masa de la muestra por la masa molar del compuesto. Por ejemplo, 100 g de agua equivalen aproximadamente a 5,551 moles de agua.

La masa molar de una sustancia depende no sólo de su fórmula molecular, sino también de la distribución de isótopos de cada elemento químico presente en ella. Por ejemplo, la masa molar del calcio-40 es 39,96259098(22) g/mol, mientras que la masa molar del calcio-42 es 41.95861801(27) g/mol, y de calcio con la mezcla isotópica normal es 40,078(4) g/mol.

Concentración molar

La concentración molar, también llamada molaridad, de una solución de alguna sustancia es el número de moles por unidad de volumen de la solución final. En el SI su unidad estándar es mol/m³, aunque se utilizan unidades más prácticas, como el mol por litro (mol/L).

Fracción molar

La fracción molar o fracción molar de una sustancia en una mezcla (como una solución) es el número de moles del compuesto en una muestra de la mezcla, dividido por el número total de moles de todos los componentes. Por ejemplo, si se disuelven 20 g de NaCl en 100 g de agua, las cantidades de las dos sustancias en la solución serán (20 g)/(58,443 g/mol ) = 0,34221 mol y (100 g)/(18,015 g/mol) = 5,5509 mol, respectivamente; y la fracción molar de NaCl será 0,34221/(0,34221 + 5,5509) = 0,05807.

En una mezcla de gases, la presión parcial de cada componente es proporcional a su relación molar.

Cantidad concentración (moles por litro)

Otra cantidad derivada importante es la cantidad de concentración de sustancia (también llamada concentración de cantidad o concentración de sustancia en química clínica; que se define como la cantidad de una sustancia específica en una muestra de una solución (o alguna otra mezcla), dividida por el volumen de la muestra.

La unidad SI de esta cantidad es el mol (de la sustancia) por litro (de la solución). Así, por ejemplo, la cantidad de concentración de cloruro de sodio en el agua del océano suele ser de aproximadamente 0,599 mol/L.

El denominador es el volumen de la solución, no del disolvente. Así, por ejemplo, un litro de vodka estándar contiene aproximadamente 0,40 L de etanol (315 g, 6,85 mol) y 0,60 L de agua. Por lo tanto, la cantidad de concentración de etanol es (6,85 mol de etanol)/(1 L de vodka) = 6,85 mol/L, no (6,85 mol de etanol)/(0,60 L de agua), que sería 11,4 mol/L.

En química, se acostumbra leer la unidad "mol/L" como molar y denotarlo con el símbolo "M" (ambos siguiendo el valor numérico). Así, por ejemplo, cada litro de "0,5 molar" o "0,5 M" solución de urea (CH
₄N
₂O) en agua contiene 0,5 moles de esa molécula. Por extensión, la cantidad concentración también se denomina comúnmente molaridad de la sustancia de interés en la solución. Sin embargo, a partir de mayo de 2007, la IUPAC no tolera estos términos y símbolos.

Esta cantidad no debe confundirse con la concentración másica, que es la masa de la sustancia de interés dividida por el volumen de la solución (aproximadamente 35 g/L para el cloruro de sodio en el agua del océano).

Cantidad fracción (moles por mol)

De manera confusa, la cantidad concentración, o "molaridad", también debe distinguirse de la "fracción molar", que debe ser el número de moles (moléculas) de la sustancia de interés dividido por el número total de moles (moléculas) en la muestra de solución. Esta cantidad se llama más propiamente fracción de cantidad.

Historia

Los alquimistas, y especialmente los primeros metalúrgicos, probablemente tenían alguna noción de la cantidad de sustancia, pero no se conservan registros de ninguna generalización de la idea más allá de un conjunto de recetas. En 1758, Mikhail Lomonosov cuestionó la idea de que la masa fuera la única medida de la cantidad de materia, pero lo hizo sólo en relación con sus teorías sobre la gravitación. El desarrollo del concepto de cantidad de sustancia coincidió con el nacimiento de la química moderna y fue vital para él.

• 1777: Wenzel publica Lecciones sobre la afinidad, en el que demuestra que las proporciones del "componente base" y el "componente ácido" (caación y anión en terminología moderna) siguen siendo las mismas durante las reacciones entre dos sales neutrales.
• 1789: Lavoisier publica Trato de la química elemental, introduciendo el concepto de un elemento químico y aclarando la Ley de conservación de masa para reacciones químicas.
• 1792: Richter publica el primer volumen Stoichiometry o el arte de medir los elementos químicos (publicación de volúmenes posteriores continúa hasta 1802). El término "stoichiometría" se utiliza por primera vez. Las primeras tablas de pesos equivalentes se publican para reacciones ácido-base. Richter también señala que, para un ácido dado, la masa equivalente del ácido es proporcional a la masa de oxígeno en la base.
• 1794: La Ley de Proust de proporciones definidas generaliza el concepto de pesos equivalentes a todo tipo de reacción química, no simplemente reacciones de base ácida.
• 1805: Dalton publica su primer documento sobre la teoría atómica moderna, incluyendo una "Tabla de los pesos relativos de las últimas partículas de cuerpos gaseosos y otros".

  El concepto de átomos planteó la cuestión de su peso. Aunque muchos eran escépticos acerca de la realidad de los átomos, los químicos rápidamente encontraron pesos atómicos como una herramienta invaluable para expresar relaciones estoquiométricas.

• 1808: Publicación de Dalton Un nuevo sistema de filosofía química, que contiene la primera tabla de pesos atómicos (basado en H = 1).
• 1809: Gay-Lussac Ley de combinar volúmenes, indicando una relación entero entre los volúmenes de reaccionarios y productos en las reacciones químicas de los gases.
• 1811: Avogadro hipotetiza que volúmenes iguales de diferentes gases (a la misma temperatura y presión) contienen números iguales de partículas, ahora conocidas como la ley de Avogadro.
• 1813/1814: Berzelius publica la primera de varias tablas de pesos atómicos basados en la escala de m(O) = 100.
• 1815: Prout publica su hipótesis de que todos los pesos atómicos son múltiples enteros del peso atómico del hidrógeno. La hipótesis es abandonada más tarde debido al peso atómico observado de cloro (aprox. 35,5 relativo al hidrógeno).
• 1819: Derecho Dulong-Petit relativo al peso atómico de un elemento sólido a su capacidad de calor específica.
• 1819: El trabajo de Mitscherlich sobre el isomorfismo de cristal permite aclarar muchas fórmulas químicas, resolviendo varias ambigüedades en el cálculo de pesos atómicos.
• 1834: Clapeyron declara la ley de gas ideal.

  La ley de gas ideal fue la primera en descubrir muchas relaciones entre el número de átomos o moléculas en un sistema y otras propiedades físicas del sistema, aparte de su masa. Sin embargo, esto no fue suficiente para convencer a todos los científicos de la existencia de átomos y moléculas, muchos consideraron que era simplemente una herramienta útil para el cálculo.

• 1834: Faraday declara sus Leyes de electrolisis, en particular que "la acción química descompuesta de una corriente es constante para una cantidad constante de electricidad".
• 1856: Krönig deriva la ley de gas ideal de la teoría cinética. Clausius publica una derivación independiente al año siguiente.
• 1860: El Congreso de Karlsruhe debate la relación entre " moléculas físicas", " moléculas químicas" y átomos, sin llegar a un consenso.
• 1865: Loschmidt hace la primera estimación del tamaño de las moléculas de gas y por lo tanto del número de moléculas en un volumen dado de gas, ahora conocido como la constante Loschmidt.
• 1886: van't Hoff demuestra las similitudes en el comportamiento entre soluciones diluidas y gases ideales.
• 1886: Eugen Goldstein observa rayas discretas de partículas en descargas de gas, sentando la base de la espectrometría de masas, una herramienta utilizada posteriormente para establecer las masas de átomos y moléculas.
• 1887: Arrhenius describe la disociación del electrolito en solución, resolviendo uno de los problemas en el estudio de las propiedades coligantes.
• 1893: Primer uso registrado del término mole para describir una unidad de cantidad de sustancia por Ostwald en un libro de texto universitario.
• 1897: Primer uso registrado del término mole en inglés.
• Por el del siglo XX, el concepto de entidades atómicas y moleculares fue generalmente aceptado, pero muchas preguntas quedaron, no menos el tamaño de los átomos y su número en una muestra dada. El desarrollo simultáneo de la espectrometría masiva, a partir de 1886, apoyó el concepto de masa atómica y molecular y proporcionó una herramienta de medición relativa directa.
• 1905: El periódico de Einstein sobre el movimiento marroniano disipa cualquier última duda sobre la realidad física de los átomos, y abre el camino para una determinación precisa de su masa.
• 1909: Perrin coins the name Avogadro constant and estimates its value.
• 1913: Discovery of isotopes of non-radioactive elements by Soddy and Thomson.
• 1914: Richards recibe el Premio Nobel de Química por "sus determinaciones del peso atómico de un gran número de elementos".
• 1920: Aston propone toda la regla número, una versión actualizada de la hipótesis de Prout.
• 1921: Soddy recibe el Premio Nobel de Química "por su trabajo sobre la química de sustancias radiactivas e investigaciones sobre isótopos".
• 1922: Aston recibe el Premio Nobel de Química "por su descubrimiento de isótopos en un gran número de elementos no radiactivos, y por su regla general".
• 1926: Perrin recibe el Premio Nobel de Física, en parte por su trabajo en la medición de la constante Avogadro.
• 1959/1960: Escala de unidad de masa atómica unificada basada en m()¹²C) = 12 u adoptado por IUPAP e IUPAC.
• 1968: El topo es recomendado para su inclusión en el Sistema Internacional de Unidades (SI) por el Comité Internacional de Pesos y Medidas (CIPM).
• 1972: El topo es aprobado como la unidad base SI de la cantidad de sustancia.
• 2019: El topo se redefine en la SI como "la cantidad de sustancia de un sistema que contiene 6.02214076×10²³ entidades primarias especificadas".