Mol (unidad)

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El mol, de símbolo mol, es la unidad de cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de Unidades (SI). La cantidad cantidad de sustancia es una medida de cuántas entidades elementales de una determinada sustancia hay en un objeto o muestra. Se define que el topo contiene exactamente 6,02214076×1023 entidades elementales. 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, 10 moles de agua (un compuesto químico) y 10 moles de mercurio (un elemento químico) contienen cantidades iguales de sustancia y el mercurio contiene exactamente un átomo por cada molécula de agua, a pesar de que los dos tienen diferentes volúmenes y diferentes. masas.

El número de entidades elementales en un mol se conoce como número de Avogadro, que es el número aproximado de nucleones (protones o neutrones) en un gramo de materia ordinaria. La definición anterior de mol era el número de entidades elementales igual al de 12 gramos de carbono-12, el isótopo más común del carbono.

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 2H2 + O2 → 2H2O puede ser interpretado en el sentido de que por cada 2 mol de dihidrógeno (H2) y 1 mol de dióxido de oxígeno (O2) que reaccionan, 2 mol de agua (H2) forma sub>O). La concentración de una solución se expresa comúnmente por su concentración molar, definida como la cantidad de sustancia disuelta por unidad de volumen de solución, para la cual la unidad típicamente utilizada es moles por litro (mol/L).

El término molécula gramo se usaba anteriormente para "mol de moléculas", y átomo gramo para "mol de átomos&# 34;. Por ejemplo, 1 mol de MgBr2 es 1 molécula gramo de MgBr2 pero 3 átomos gramo de MgBr2.

Conceptos

Naturaleza de las partículas

El mol corresponde a un recuento dado 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 el número de átomos unidos, en lugar de un recuento de 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. La masa de una sustancia es igual a su masa atómica (o molecular) relativa multiplicada por la constante de masa molar, que es casi exactamente 1 g/mol.

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 da como el número de moles 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. 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 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 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

Avogadro, que inspiró la constante de Avogadro

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

La primera tabla de peso atómico estándar 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 las proporciones estequiométricas de reacciones químicas 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) fue fundamental 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 patrón 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 (1816-1856), Henri Victor Regnault (1810-1878) y Stanislao Cannizzaro (1826-1910) ampliaron Berzelius' trabajos, resolviendo muchos de los problemas de estequiometría desconocida de compuestos, y el uso de masas atómicas atrajo un gran consenso en el momento 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 mole 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". Por lo tanto, según esa definición, un mol de 12C puro tenía una masa de exactamente 12 g. Las cuatro definiciones diferentes eran equivalentes al 1%.

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

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, esta definición del mol 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, esta definición también implicaba que la masa de un mol de una sustancia era aproximadamente equivalente al número de nucleones en un átomo o molécula de esa sustancia.

Dado que la definición del gramo no estaba ligada matemáticamente a la del dalton, se tuvo que determinar el número de moléculas por mol NA (la constante de Avogadro) experimentalmente. El valor experimental adoptado por CODATA en 2010 es NA = 6.02214129(27)×1023 mol−1 . En 2011, la medida se refinó a 6,02214078(18)× 1023 mol−1.

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

2019 redefinición de unidades base SI

En 2011, la 24.ª 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, después 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 por constantes físicas que son, en su naturaleza, exactas.

Estos cambios entraron oficialmente en vigor el 20 de mayo de 2019. Tras dichos cambios, "one mole" de una sustancia se redefinió como que contiene "exactamente 6.02214076×1023 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:

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 "topo" 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 comodidad para evitar conversiones en unidades imperiales (o unidades tradicionales de EE. UU.), algunos ingenieros adoptaron la libra-mol (notación lb-mol o lbmol< /i>), que se define como el número de entidades en 12 lb de 12C. Una lb-mol es igual a 453,59237 mol, cuyo valor es el mismo que el 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 < sup>12C, y a menudo se refiere al mol como el 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. unidades, 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" pero 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 = 6,02×1023 fotones. Un mol de fotones a veces se denomina einstein.

Unidades derivadas y múltiplos SI

La única unidad derivada del SI con un nombre especial derivado del mol es el katal, definido como un mol por segundo de actividad catalítica. Al igual que otras unidades SI, el mol también se puede modificar agregando un prefijo métrico que lo multiplique por una potencia de 10:

Múltiples SI de topo (mol)
Submultiples Múltiples
Valor Símbolo Nombre Valor Símbolo Nombre
10−1mol dmol decimocuarto 101mol damol decamole
10−2mol cmol centimole 102mol hmol hectomole
10−3mol mmol Millimole 103mol kmol kilomole
10−6mol μmol micromole 106mol Mmol megamole
10−9mol nmol nanomole 109mol Gmol gigamole
10−12mol pmol picomole 1012mol Tmol teramole
10−15mol fmol femtomole 1015mol Pmol petamole
10−18mol amol attomole 1018mol Emol examen
10,21 - 21mol zmol zeptomole 1021mol Zmol zettamole
10−24−mol ymol yoctomole 1024mol Ymol Yottamole
10−27mol rmol rontomole 1027mol Rmol ronnamole
10−30mol qmol quectomole 1030mol Qmol quettamole

Un fmol es exactamente 602 214 076 moléculas; attomole y cantidades más pequeñas no se pueden realizar exactamente. El yoctomol, equivalente a alrededor de 0,6 de una molécula individual, apareció en revistas científicas en el año en que se implementó oficialmente el prefijo yocto-.

Día del Topo

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 aproximadamente 6.022×1023. Comienza a las 6:02 a. m. y termina a las 6:02 p. m. Alternativamente, algunos químicos celebran el 2 de junio (06/02), el 22 de junio (6/ 22), o 6 de febrero (06.02), una referencia a la parte 6.02 o 6.022 de la constante.