Mol



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El mol (símbolo mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado como átomos de C12 hay en 12 gramos de C12.

El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA) y equivale a 6,02214179 × 1023 unidades elementales por mol.

Conocimientos adicionales recomendados

Tabla de contenidos

Historia

Dado el tamaño extremadamente pequeño de las unidades fundamentales, y su número inmensamente grande, es imposible contar individualmente las partículas de una muestra. Esto llevó a desarrollar métodos para determinar estas cantidades de manera rápida y sencilla.

Si tuviésemos que crear una unidad de cantidad de sustancia hoy en día, seguramente se utilizaría la "Tera-partícula" (1012 partículas) o algo similar. Sin embargo, dado que el mol se ha definido hace ya tiempo y en otro contexto de investigación, se han utilizado diferentes métodos. El primer acercamiento fue el de Joseph Loschmidt, intentando contabilizar el número de moléculas en un centímetro cúbico de sustancias gaseosas bajo condiciones normales de presión y temperatura.

Los químicos del siglo XIX usaron como referencia un método basado en el peso y decidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de átomos o moléculas. Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo, definieron los términos átomo-gramo, molécula-gramo, fórmula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el mol.

Más adelante el mol queda determinado como el número de moléculas H2 existentes en dos gramos de hidrógeno, lo que da el peculiar número de 6,022 × 1023 al que se conoce como número de Avogadro.

Aclaraciones

Dado que un mol de moléculas H2 equivalen a 2 gramos de hidrógeno, un mol de átomos H será entonces un gramo de este elemento. O sea que en un gramo de hidrógeno hay 6,022 × 1023 átomos.

Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macroelementales conviene por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ejemplo: "un mol de moléculas de nitrógeno" equivale a 28 g de nitrógeno. O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se refiere.

En los compuestos iónicos también puede utilizarse el concepto de mol, aun cuando no están formados por moléculas discretas. En ese caso el mol equivale al término fórmula-gramo. Por ejemplo: 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene NA iones Na+ y NA iones Cl, donde NA es el número de Avogadro.

Equivalencias

  • 1 mol es equivalente a 6,022 × 1023 moléculas de la misma sustancia
  • 1 mol es equivalente a la masa atómica en gramos.
  • 1 mol es equivalente al peso molecular de un compuesto determinado.
  • 1 mol es equivalente a 22,4 L de un compuesto gaseoso en condiciones normales de temperatura y presión (0ºC y 1 atm de presión). Tiene que ver con la ley de los gases ideales

Véase también

 
Este articulo se basa en el articulo Mol publicado en la enciclopedia libre de Wikipedia. El contenido está disponible bajo los términos de la Licencia de GNU Free Documentation License. Véase también en Wikipedia para obtener una lista de autores.
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