Mol

Un mol es la unidad base del sistema internacional de cantidad de sustancia. La cantidad cantidad de sustancia es una medida de cuántas entidades elementales de una sustancia dada hay en un objeto o muestra. Dependiendo de qué sustancia sea, una entidad elemental puede ser un átomo, una molécula, un ion, un par de iones o una partícula subatómica como un electrón. Por ejemplo, si el vaso de precipitados A contiene 10 moles de agua (un compuesto químico) y el vaso de precipitados B contiene 10 moles de mercurio (un elemento químico), contienen cantidades iguales de sustancia y el vaso de precipitados B contiene exactamente 1 átomo de mercurio por cada molécula de agua. en el vaso de precipitados A, a pesar de que los 2 vasos de precipitados contienen volúmenes diferentes y masas de líquido muy diferentes.

El mol se define exactamente como6.022 140 76 × 10entidades elementales. Esta definición se adoptó en noviembre de 2018 y entró en vigor el 20 de mayo de 2019, reemplazando la definición anterior del mol como un número de entidades elementales igual a 12 gramos de carbono-12, el isótopo más común de carbono. Debido a que un dalton, una unidad comúnmente utilizada para medir la masa atómica, es exactamente 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12, la definición de mol vigente antes de 2019 implicaba que la masa de un mol de un compuesto o elemento en gramos era numéricamente igual a la masa promedio de una molécula o átomo de la sustancia en daltons y que el número de daltons en un gramo era igual al número de entidades elementales en un mol. Debido a que la masa de un nucleón (es decir, un protón o un neutrón) es de aproximadamente 1 dalton y los nucleones en el núcleo de un átomo constituyen la gran mayoría de su masa, la definición anterior a 2019 también implicaba que la masa de un mol de una sustancia era aproximadamente equivalente a la cantidad de nucleones en un átomo o molécula de esa sustancia. Por ejemplo, una molécula de agua formada a partir del isótopo más común de oxígeno y de hidrógeno contiene 10 protones y 8 neutrones y tiene una masa total de 18,015 daltons, lo que significa que un mol de agua tiene una masa de 18,015 gramos, mientras que un átomo del único isótopo estable de oro contiene 79 protones y 118 neutrones y tiene una masa de196.966 57 daltons, lo que significa que un mol de oro tiene una masa de196.966 57 gramos.

El número de entidades elementales en 1 mol se conoce como el número de Avogadro. Antes de 2019, solo podía estimarse en base a datos experimentales. El valor6.022 140 76 × 10 se adoptó sobre la base de las mejores estimaciones disponibles en 2018, lo que permite que la nueva definición se aproxime mucho a la definición anterior y evita la necesidad de recalibrar el equipo de medición o actualizar las tablas de datos publicadas.

El mol se usa ampliamente en química como una forma conveniente de expresar cantidades de reactivos y productos de reacciones químicas. Por ejemplo, la ecuación química 2H ₂ + O ₂ → 2H ₂ O puede interpretarse en el sentido de que por cada 2 mol de dihidrógeno (H ₂) y 1 mol de dioxígeno (O ₂) que reaccionan, 2 mol de agua (H ₂ O) forma. El mol también se puede usar para medir la cantidad de átomos, iones, electrones u otras entidades. La concentración de una solución se expresa comúnmente por su molaridad, definida como la cantidad de sustancia disuelta en mol(es) por unidad de volumen de solución, para lo cual la unidad típicamente utilizada es moles por litro (mol/L), comúnmente abreviada M.

El término molécula gramo (g mol) se usaba anteriormente para "mol de moléculas" y átomo gramo (átomo g) para "mol de átomos". Por ejemplo, 1 mol de MgBr ₂ es 1 molécula gramo de MgBr ₂ pero 3 átomos gramo de MgBr ₂.

Conceptos

Naturaleza de las partículas

El mol es esencialmente un conteo de partículas.Por lo general, las partículas contadas son entidades químicamente idénticas, individualmente distintas. Por ejemplo, una solución puede contener un cierto número de moléculas disueltas que son más o menos independientes entre sí. Sin embargo, en un sólido, las partículas constituyentes están fijas y unidas en una disposición reticular, pero pueden separarse sin perder su identidad química. Así, el sólido se compone de un cierto número de moles de tales partículas. En otros casos, como el diamante, donde todo el cristal es esencialmente una sola molécula, el mol todavía se usa para expresar la cantidad de átomos unidos, en lugar de un recuento de múltiples moléculas. Por lo tanto, las convenciones químicas comunes se aplican a la definición de las partículas constituyentes de una sustancia; en otros casos, se pueden especificar definiciones exactas.

Masa molar

La masa molar de una sustancia es la masa de 1 mol de esa sustancia, en múltiplos del gramo. La cantidad de sustancia es el número de moles en la muestra. Para la mayoría de los propósitos prácticos, la magnitud de la masa molar es numéricamente la misma que la masa media de una molécula, expresada en daltons. Por ejemplo, la masa molar del agua es 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 son aproximadamente 5,551 mol de agua.

La masa molar de una sustancia depende no solo de su fórmula molecular, sino también de la distribución de isótopos de cada elemento químico presente en ella. Por ejemplo, la masa de un mol de calcio-40 es39,96259098 ± 0,00000022 gramos, mientras que la masa de un mol de calcio-42 es41,95861801 ± 0,00000027 gramos, y de un mol de calcio con la mezcla isotópica normal es40,078 ± 0,004 gramos.

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/m, aunque se utilizan unidades más prácticas, como 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.

Historia

La historia del mol está entrelazada con la de la masa molecular, las unidades de masa atómica y el número de Avogadro.

La primera tabla de peso atómico estándar (masa atómica) fue publicada por John Dalton (1766–1844) en 1805, basada en un sistema en el que la masa atómica relativa del hidrógeno se definía como 1. Estas masas atómicas relativas se basaban en la estequiométrica proporciones de reacción química y compuestos, un hecho que ayudó mucho a su aceptación: no era necesario que un químico suscribiera la teoría atómica (una hipótesis no probada en ese momento) para hacer un uso práctico de las tablas. Esto llevaría a cierta confusión entre masas atómicas (promovida por los defensores de la teoría atómica) y pesos equivalentes (promovido por sus oponentes y que a veces diferían de las masas atómicas relativas por un factor entero), que perduraría durante gran parte del siglo XIX.

Jöns Jacob Berzelius (1779–1848) jugó un papel decisivo en la determinación de las masas atómicas relativas con una precisión cada vez mayor. También fue el primer químico en utilizar el oxígeno como patrón al que se referían otras masas. El oxígeno es un estándar útil ya que, a diferencia del hidrógeno, forma compuestos con la mayoría de los demás elementos, especialmente los metales. Sin embargo, optó por fijar la masa atómica del oxígeno en 100, lo que no tuvo éxito.

Charles Frédéric Gerhardt (1816–56), Henri Victor Regnault (1810–78) y Stanislao Cannizzaro (1826–1910) ampliaron las obras de Berzelius y resolvieron muchos de los problemas de la estequiometría desconocida de los compuestos, y el uso de masas atómicas atrajo una gran atención. amplio consenso en la época del Congreso de Karlsruhe (1860). La convención había vuelto a definir la masa atómica del hidrógeno como 1, aunque al nivel de precisión de las mediciones en ese momento (incertidumbres relativas de alrededor del 1 %) esto era numéricamente equivalente al estándar posterior de oxígeno = 16. Sin embargo, la conveniencia química de tener oxígeno como el estándar primario de masa atómica se hizo cada vez más evidente con los avances en química analítica y la necesidad de determinaciones de masa atómica cada vez más precisas.

El nombre mol es una traducción de 1897 de la unidad alemana Mol, acuñada por el químico Wilhelm Ostwald en 1894 a partir de la palabra alemana Molekül (molécula). El concepto relacionado de masa equivalente había estado en uso al menos un siglo antes.

Estandarización

Los avances en la espectrometría de masas condujeron a la adopción del oxígeno-16 como sustancia estándar, en lugar del oxígeno natural.

La definición de oxígeno-16 fue reemplazada por una basada en carbono-12 durante la década de 1960. El mol fue definido por la Oficina Internacional de Pesos y Medidas como "la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kilogramos de carbono-12". Así, según esa definición, un mol de C puro tenía una masa de exactamente 12 g. Las cuatro definiciones diferentes eran equivalentes al 1%.

Base de escala	Base de escalarelativa a C = 12	Desviación relativade la escala C = 12
Masa atómica de hidrógeno = 1	1.00794(7)	−0,788 %
Masa atómica de oxígeno = 16	15.9994(3)	+0.00375%
Masa atómica relativa de O = 16	15.9949146221(15)	+0.0318%

Dado que la definición del gramo no estaba ligada matemáticamente a la del dalton, el número de moléculas por mol NA ₍ la constante de Avogadro) tuvo que determinarse experimentalmente. El valor experimental adoptado por CODATA en 2010 es N _A =(6,02214129 ± 0,00000027) × 10 mol. En 2011, la medición se refinó a(6,02214078 ± 0,00000018) × 10 mol.

El topo se convirtió en la séptima unidad base del SI en 1971 por la 14ª CGPM.

2019 redefinición de unidades base SI

En 2011, la 24ª reunión de la Conferencia General de Pesos y Medidas (CGPM) acordó un plan para una posible revisión de las definiciones de unidades base del SI en una fecha indeterminada.

El 16 de noviembre de 2018, luego de una reunión de científicos de más de 60 países en la CGPM en Versalles, Francia, todas las unidades básicas del SI se definieron en términos de constantes físicas. Esto significaba que cada unidad del SI, incluido el mol, no se definiría en términos de ningún objeto físico, sino que se definiría mediante constantes que son, en su naturaleza, exactas.

Dichos cambios entraron oficialmente en vigor el 20 de mayo de 2019. Tras dichos cambios, "un mol" de una sustancia se redefinió como que contiene "exactamente6.022 140 76 × 10 entidades elementales" de esa sustancia.

Crítica

Desde su adopción en el Sistema Internacional de Unidades en 1971, han surgido numerosas críticas al concepto del mol como una unidad como el metro o el segundo:

• El número de moléculas, electrones, etc. en una cantidad dada de material es una cantidad adimensional que se puede expresar simplemente como un número y, por lo tanto, no se puede asociar con una unidad base distinta.
• El mol oficial se basa en un concepto de sustancia continuo obsoleto (no completamente atomista) y lógicamente no puede aplicarse a electrones o iones disueltos ya que no hay sustancia de electrones o iones disueltos;
• El mol termodinámico SI es irrelevante para la química analítica y podría generar costos evitables para las economías avanzadas
• El mol no es una verdadera unidad métrica (es decir, de medida), sino una unidad paramétrica, y la cantidad de sustancia es una cantidad base paramétrica.
• el SI define números de entidades como cantidades de dimensión uno y, por lo tanto, ignora la distinción ontológica entre entidades y unidades de cantidades continuas

En química se sabe desde la ley de las proporciones definidas de Proust (1794) que el conocimiento de la masa de cada uno de los componentes de un sistema químico no es suficiente para definir el sistema. La cantidad de sustancia se puede describir como la masa dividida por las "proporciones definidas" de Proust, y contiene información que falta en la medición de la masa por sí sola. Como demuestra la ley de presiones parciales de Dalton (1803), ni siquiera es necesaria una medida de masa para medir la cantidad de sustancia (aunque en la práctica es habitual). Hay muchas relaciones físicas entre la cantidad de sustancia y otras cantidades físicas, siendo la más notable la ley de los gases ideales (donde la relación se demostró por primera vez en 1857). El término "mol" se utilizó por primera vez en un libro de texto que describe estas propiedades coligativas.

Unidades similares

Al igual que los químicos, los ingenieros químicos utilizan mucho la unidad mol, pero diferentes múltiplos de unidades pueden ser más adecuados para el uso industrial. Por ejemplo, la unidad SI para el volumen es el metro cúbico, una unidad mucho más grande que el litro de uso común en el laboratorio químico. Cuando la cantidad de sustancia también se expresa en kmol (1000 mol) en procesos a escala industrial, el valor numérico de la molaridad sigue siendo el mismo.

Por conveniencia para evitar conversiones en unidades imperiales (o estadounidenses), algunos ingenieros adoptaron la libra-mol (notación lb-mol o lbmol), que se define como el número de entidades en 12 lb de C. Una lb-mol es igual a453.59237 mol, cuyo valor es el mismo número de gramos en una libra avoirdupois internacional.

En el sistema métrico, los ingenieros químicos alguna vez usaron el kilogramo-mol (notación kg-mol), que se define como el número de entidades en 12 kg de C, y a menudo se refieren al mol como gramo-mol (notación g-mol).), cuando se trata de datos de laboratorio.

La práctica de la ingeniería química de finales del siglo XX llegó a utilizar el kilomol (kmol), que es numéricamente idéntico al kilogramo-mol, pero cuyo nombre y símbolo adoptan la convención SI para múltiplos estándar de unidades métricas; por lo tanto, kmol significa 1000 mol. Esto es equivalente al uso de kg en lugar de g. El uso de kmol no es solo por "conveniencia de magnitud", sino que también hace que las ecuaciones utilizadas para modelar sistemas de ingeniería química sean coherentes. Por ejemplo, la conversión de un caudal de kg/s a kmol/s solo requiere la masa molecular sin el factor 1000, a menos que se use la unidad SI básica de mol/s.

La iluminación de invernaderos y cámaras de crecimiento para plantas a veces se expresa en micromoles por metro cuadrado por segundo, donde 1 mol de fotones =6,02 × 10 fotones.

Múltiplos

Al igual que otras unidades del SI, el mol se puede modificar añadiendo un prefijo que lo multiplique por una potencia de 10.

Yoctomol

Un yoctomol (ymol) es una septillones de un mol (10 moles). es igual a0.602 214 076 entidades elementales. Si bien el sistema de prefijos métricos implica la existencia de esta unidad, en la práctica sería más conveniente expresar simplemente cantidades tan pequeñas de sustancia indicando directamente el número de entidades elementales.

Zeptomol

Un zeptomol (zmol) es una sextillonésima parte de un mol (10 moles). es igual a602.214 076 entidades elementales.

átomo

Un attomol (amol) es la trillonésima parte de un mol (10 moles). Es igual a 602.214.076 entidades elementales.

Femtomol

Un femtomol (fmol) es la milmillonésima parte de un mol (10 moles). Es igual a 602.214.076 entidades elementales.

Picomol

Un picomol (pmol) es una billonésima parte de un mol (10 moles). Es igual a 602.214.076.000 entidades elementales.

Nanomol

Un nanomol (nmol) es la mil millonésima parte de un mol (10 moles). Es igual a 602.214.076.000.000 o6.022 140 76 × 10 entidades elementales.

Micromol

Un micromol (μmol) es una millonésima parte de un mol (10 moles). Es igual a 602.214.076.000.000.000 o6.022 140 76 × 10 entidades elementales, el número aproximado de cargas elementales en0,096 485 culombios.

Milimoles

Un milimol (mmol) es una milésima parte de un mol (0,001 mol o10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales, el número aproximado de átomos en 1/5 de gramo de mercurio.

Centimolo

Un centimole (cmol) es una centésima parte de un mol (0,01 mol o10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales, un poco más que el número de átomos en un gramo de rutenio metálico.

Decimol

Un decimol (dmol) es la décima parte de un mol (0,1 mol o10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales, algo más que el número de átomos en un gramo de boro y algo menos que el número de átomos en un gramo de berilio.

Decamol

Un decamol (damol) son diez moles (10 mol o10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales, el número aproximado de moléculas en un vaso de agua de 180 ml.

Hectomol

Un hectomol (hmol) son cien moles (100 mol o10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales.

Kilomol

Un kilomol (kmol) son mil moles (1000 mol o10 moles). es igual a6,022 140 76 × 10 entidades elementales, el número aproximado de moléculas en una tina de agua de 18 litros (4,755 galones estadounidenses).

Megamol

Un megamol (Mmol) es un millón de moles (10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales, el número aproximado de moléculas de agua en un estanque de 18 metros cúbicos.

Gigamol

Un gigamol (Gmol) es mil millones de moles (10 moles). es igual a6,022 140 76 × 10 entidades elementales, el número aproximado de moléculas de agua en un lago de 18.000 metros cúbicos.

Teramol

Un teramol (Tmol) es un billón de moles (10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales, el número aproximado de moléculas de agua en el embalse de Blithfield en Staffordshire, Reino Unido, cuando está lleno al máximo de su capacidad.

Petamole

Un petamol (Pmol) es un cuatrillón de moles (10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales, un poco menos que el número de moléculas de agua en Crater Lake, Oregon, el lago más profundo de los Estados Unidos.

Examol

Un examenol (Emol) es un quintillón de moles (10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales, un poco menos que el número de moléculas de agua en el lago Tanganica, el lago más grande de África y el tercero más grande del mundo por volumen.

Zettamole

Un zettamol (Zmol) es un sextillón de moles (10 moles). es igual a6.022 140 76 × 10 entidades elementales, un poco menos que el número de moléculas de agua en el Océano Ártico.

Yottamole

Un yottamol (Ymol) es un septillón de moles (10 moles). es igual a6,022 140 76 × 10 entidades elementales, aproximadamente 13,5 veces el número de moléculas de agua en todos los océanos de la Tierra.

Día del Mol

El 23 de octubre, denominado 23/10 en los EE. UU., es reconocido por algunos como el Día del Topo. Es una fiesta informal en honor a la unidad entre los químicos. La fecha se deriva del número de Avogadro, que es aproximadamente6.022 × 10. Comienza a las 6:02 am y termina a las 6:02 pm Alternativamente, algunos químicos celebran el 2 de junio (02/06), el 22 de junio (22/6) o el 6 de febrero (02/06), una referencia a la parte 6.02 o 6.022 de la constante