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Mol (unidad)

El mol (símbolo mol ) es una unidad de medida , la unidad base en el Sistema Internacional de Unidades (SI) para la cantidad de sustancia . Un mol es un agregado de exactamente ...

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El mol (símbolo mol ) es una unidad de medida , la unidad base en el Sistema Internacional de Unidades (SI) para la cantidad de sustancia . Un mol es un agregado de exactamente6,022 140 76 × 10 23 entidades elementales [ 1 ] que pueden ser átomos , moléculas , iones , pares iónicos u otras partículas . Este número de entidades es igual a 602 214 076 000 000 000 000 000, aproximadamente 602 sextillones o 602 mil millones multiplicados por un billón. El número de partículas en un mol es el número de Avogadro (símbolo N 0 ) y el valor numérico de la constante de Avogadro (símbolo N A ) tiene unidades de mol −1 . [ 1 ] La relación entre el mol, el número de Avogadro y la constante de Avogadro se puede expresar en la siguiente ecuación: [ 1 ]1 mol=norte0norteA=6.02214076×1023norteA{\displaystyle 1{\text{ mol}}={\frac {N_{0}}{N_{\text{A}}}}={\frac {6.02214076\times 10^{23}}{N_{\text{A}}}}}El valor actual del mol en el SI se basa en la definición histórica del mol como la cantidad de sustancia que corresponde al número de átomos en 12 gramos de 12 C , [ 1 ] lo que hacía que la masa molar de un compuesto en gramos por mol fuera numéricamente igual a la masa molecular promedio o masa fórmula del compuesto expresada en daltons . Con la revisión del SI de 2019 , la equivalencia numérica ahora es solo aproximada, pero aún puede asumirse con alta precisión. 

Conceptualmente, el mol es similar al concepto de docena u otra agrupación conveniente que se usa para hablar de colecciones de objetos idénticos. Dado que los objetos a escala de laboratorio contienen una gran cantidad de átomos diminutos, el número de entidades en la agrupación debe ser enorme para que sea útil para el trabajo.

El mol se utiliza ampliamente en química como una forma práctica de expresar las cantidades de reactivos y productos de las reacciones químicas . Por ejemplo, la ecuación química 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O se puede interpretar como que por cada 2  moles de hidrógeno molecular (H₂ ) y 1  mol de oxígeno molecular (O₂ ) que reaccionan, se forman 2  moles de agua (H₂O ) . La concentración de una disolución se expresa comúnmente mediante su concentración molar , definida como la cantidad de sustancia disuelta por unidad de volumen de disolución, cuya unidad típica es el mol por litro (mol/L).

Conceptos

Como un conjunto

Conceptualmente, un mol es similar a palabras como "par" o "docena". Estas palabras describen un conjunto de objetos idénticos, es decir, una colección o agregado de los objetos en sí, no los números 2 o 12. El aspecto inusual y complejo de un mol es que el número de objetos en el conjunto, dado por el número de Avogadro, es difícil de comprender. Para ser útil como unidad, el mol debe describir la cantidad en una muestra que contiene un número de átomos (u otras entidades elementales) que se pueden manipular en un laboratorio de química común. Los átomos son tan pequeños que se necesitan no solo billones, sino billones de billones de átomos para crear un agregado lo suficientemente grande como para trabajar con él. [ 2 ]

Relación con la constante de Avogadro

El número de entidades (símbolo N ) en una muestra de un mol es igual al número de Avogadro (símbolo N₀ ), una magnitud adimensional . [ 1 ] La constante de Avogadro (símbolo N A ) se obtiene multiplicando el número de Avogadro por el recíproco mol (mol⁻¹ ) , es decir, N A = N₀ / mol . [ 3 ] La relación n = N / N A es una medida de la cantidad de sustancia (con la unidad mol ). [ 3 ] [ 4 ] La constante de Avogadro se determinó mediante la medición del número de 28 átomos de Si en una muestra monocristalina. [ 5 ]

Naturaleza de las entidades

Según la naturaleza de la sustancia, una entidad elemental puede ser un átomo, una molécula, un ion, un par iónico o una partícula subatómica como un protón . Por ejemplo, 10  moles de agua (un compuesto químico ) y 10  moles de mercurio (un elemento químico ) contienen la misma cantidad de partículas de cada sustancia, con un átomo de mercurio por cada molécula de agua, a pesar de que ambas cantidades tienen volúmenes y masas diferentes.

El mol es una cantidad que corresponde a un número determinado (un número de Avogadro) de entidades elementales. [ 6 ] Generalmente, las entidades contadas son químicamente idénticas e individualmente distintas. Por ejemplo, una solución puede contener un cierto número de moléculas disueltas que son más o menos independientes entre sí. Sin embargo, las entidades constituyentes en un sólido están fijas y unidas en una disposición reticular, pero pueden separarse sin perder su identidad química. Por lo tanto, el sólido está compuesto por un cierto número de moles de dichas entidades. En otros casos, como el diamante , donde todo el cristal es esencialmente una sola molécula, el mol se sigue utilizando para expresar el número de átomos unidos entre sí, en lugar de un número de moléculas. Así, se aplican las convenciones químicas comunes a la definición de las entidades constituyentes de una sustancia; en otros casos, se pueden especificar definiciones exactas. La masa molar 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.

Unidades similares

Al igual que los químicos, los ingenieros químicos utilizan ampliamente la unidad mol, pero diferentes múltiplos de unidades pueden ser más adecuados para uso industrial. Por ejemplo, la unidad del SI para volumen es el metro cúbico, una unidad mucho mayor que el litro comúnmente utilizado 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 permanece igual, ya quekmolmetro3=1000 mol1000 L=molL{\textstyle {\frac {\text{kmol}}{{\text{m}}^{3}}}={\frac {1000{\text{ mol}}}{1000{\text{ L}}}}={\frac {\text{mol}}{\text{L}}}}Los ingenieros químicos utilizaban antiguamente el kilogramo-mol (notación kg-mol ), que se define como el número de entidades en 12  kg de 12 C, y a menudo se referían al mol como gramo-mol (notación g-mol ), definido entonces como el número de entidades en 12  g de 12 C, cuando trabajaban con datos de laboratorio. [ 7 ]

A finales del siglo XX, la práctica de la ingeniería química comenzó a utilizar el kilomol (kmol), que era numéricamente idéntico al kilogramo-mol (hasta la revisión del SI de 2019 , que redefinió el mol fijando el valor de la constante de Avogadro, haciéndolo casi equivalente, pero ya no exactamente igual, al gramo-mol), pero cuyo nombre y símbolo adoptan la convención del 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 dividir por la masa molar en kg/kmol (que es equivalente a g/mol, comokgkmol=1000 gramo1000 mol=gramomol{\textstyle {\frac {\text{kg}}{\text{kmol}}}={\frac {1000{\text{ g}}}{1000{\text{ mol}}}}={\frac {\text{g}}{\text{mol}}}}) sin multiplicar por 1000 a menos que se utilizara la unidad básica del SI de mol/s, lo que de otro modo requeriría convertir la masa molar a kg/mol.

Para mayor comodidad y para evitar conversiones en unidades imperiales (o unidades consuetudinarias estadounidenses ), algunos ingenieros adoptaron la libra-mol (notación lb-mol o lbmol ), que se define como el número de entidades en 12 lb de 12 C. Una libra-mol es igual a 453,592 37  g ‑ mol , [ 7 ] que es el mismo valor numérico que el número de gramos en una libra avoirdupois internacional .

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 23 fotones. [ 8 ] La unidad obsoleta einstein se define de diversas maneras como la energía en un mol de fotones y también simplemente como un mol de fotones.

Unidades derivadas y múltiplos del 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 del SI, el mol también puede modificarse añadiéndole un prefijo métrico que lo multiplica por una potencia de 10 :

Un femtomol es exactamente602 214 076 moléculas; el attomol y cantidades menores no corresponden a un número entero de entidades. El yoctomol, equivalente a aproximadamente 0,6 de una molécula individual, apareció en revistas científicas el año en que se implementó oficialmente el prefijo yocto-. [ 9 ]

Historia

Avogadro , quien inspiró la constante de Avogadro

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

La primera tabla de pesos atómicos estándar fue publicada por John Dalton (1766-1844) en 1805, basándose 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 las reacciones químicas y los compuestos, un hecho que facilitó enormemente su aceptación; no era necesario que un químico se adhiriera a la teoría atómica (que no era universalmente aceptada en aquel entonces) para utilizar las tablas en la práctica. Esto daría lugar a cierta confusión entre las masas atómicas (promovidas por los defensores de la teoría atómica) y los pesos equivalentes (promovidos por sus detractores y que a veces diferían de las masas atómicas relativas por un factor entero), confusión que perduraría durante gran parte del siglo XIX.

Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) desempeñó un papel fundamental en la determinación de las masas atómicas relativas con una precisión cada vez mayor. Fue también el primer químico en utilizar el oxígeno como patrón de referencia para otras masas. El oxígeno es un patrón útil, ya que, a diferencia del hidrógeno, forma compuestos con la mayoría de los demás elementos, especialmente con los metales . Sin embargo, optó por fijar la masa atómica del oxígeno en 100, lo cual no se popularizó. [ 10 ]

Charles Frédéric Gerhardt (1816–56), Henri Victor Regnault (1810–78) y Stanislao Cannizzaro (1826–1910) ampliaron los trabajos de Berzelius, resolviendo muchos de los problemas de estequiometría desconocida de los compuestos, y el uso de masas atómicas atrajo un amplio consenso para 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 de entonces —incertidumbres relativas de alrededor del 1%— esto era numéricamente equivalente al estándar posterior de oxígeno = 16. Sin embargo, la conveniencia química de tener el oxígeno como estándar primario de masa atómica se hizo cada vez más evidente con los avances en la 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 ). [ 11 ] [ 12 ] [ 13 ] El concepto relacionado de masa equivalente se había utilizado al menos un siglo antes. [ 14 ]

En química, se sabe desde la ley de 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 definirlo. La cantidad de sustancia se puede describir como la masa dividida por las "proporciones definidas" de Proust, y contiene información que no se obtiene con la simple medición de la masa. Como demostró la ley de presiones parciales de Dalton (1803), la medición de la masa ni siquiera es necesaria para medir la cantidad de sustancia (aunque en la práctica es habitual). Existen muchas relaciones físicas entre la cantidad de sustancia y otras magnitudes físicas, siendo la más notable la ley de los gases ideales (donde esta relación se demostró por primera vez en 1857). El término "mol" se utilizó por primera vez en un libro de texto que describía estas propiedades coligativas . [ 15 ]

Normalización

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

La definición de oxígeno-16 fue reemplazada por una basada en el carbono-12 durante la década de 1960. La Oficina Internacional de Pesas y Medidas definió el mol 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 12 C puro tenía una masa de exactamente 12 g . [ 17 ] [ 6 ] Las cuatro definiciones diferentes eran equivalentes con una precisión del 1 %. 

Dado 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 de 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. Dado que la masa de un nucleón (es decir, un protón o neutrón ) es aproximadamente 1 dalton y los nucleones en el núcleo de un átomo constituyen la inmensa 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 matemáticamente ligada a la del dalton, el número de moléculas por mol N A (la constante de Avogadro) tuvo que determinarse experimentalmente. El valor experimental adoptado por CODATA en 2010 es N A =6,022 141 29 (27) × 10 23  mol −1 . [ 18 ] En 2011 la medición se refinó a6,022 140 78 (18) × 10 23  mol −1 . [ 19 ]

El mol fue incorporado como la séptima unidad base del SI en 1971 por la 14.ª CGPM. [ 20 ]

Revisión de 2019 del SI

Antes de la revisión del SI de 2019 , el mol se definía como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 gramos de carbono-12 (el isótopo más común del carbono ). [ 21 ] El término gramo-molécula se usaba anteriormente para referirse a un mol de moléculas, y gramo-átomo para un mol de átomos. [ 17 ] Por ejemplo, 1 mol de MgBr₂ es 1 gramo-molécula de MgBr₂ pero 3 gramo -átomos de MgBr₂ . [ 22 ] [ 23 ]    

En 2011, la 24ª reunión de la Conferencia General de Pesas y Medidas (CGPM) acordó un plan para una posible revisión de las definiciones de las unidades básicas del SI en una fecha aún por determinar.

El 16 de noviembre de 2018, tras una reunión de científicos de más de 60 países en la CGPM de Versalles, Francia, todas las unidades básicas del SI se definieron en términos de constantes físicas. Esto significó que cada unidad del SI, incluido el mol, no se definiría en términos de objetos físicos, sino mediante constantes físicas que, por su naturaleza, son exactas. [ 4 ]

Dichos cambios entraron oficialmente en vigor el 20 de mayo de 2019. Tras estos cambios, "un mol" de una sustancia se redefinió como contener "exactamente6,022 140 76 × 10 23 entidades elementales" de esa sustancia. [ 24 ] [ 25 ]

Crítica

Desde su incorporación al Sistema Internacional de Unidades en 1971, han surgido críticas al concepto del mol como unidad, al igual que el metro o el segundo :

  • El número de moléculas, etc., en una cantidad dada de material es una cantidad fija adimensional que puede expresarse simplemente como un número, sin requerir una unidad base distinta; [ 6 ] [ 26 ]
  • El mol termodinámico del SI es irrelevante para la química analítica y podría causar costos evitables a las economías avanzadas [ 27 ].
  • El mol no es una unidad métrica verdadera (es decir, una unidad de medida), sino que es una unidad paramétrica , y la cantidad de sustancia es una cantidad base paramétrica [ 28 ].
  • El SI define los números de entidades como cantidades de dimensión uno, y por lo tanto ignora la distinción ontológica entre entidades y unidades de cantidades continuas [ 29 ].
  • El término mol se usa a menudo de forma indistinta e inconsistente en fuentes en línea para referirse tanto a una unidad como a una cantidad sin el uso apropiado de la cantidad de sustancia, lo que causa confusión a los estudiantes de química principiantes. [ 30 ]

Día del topo

El 23 de octubre, denominado 10/23 en EE. UU., es reconocido por algunos como el Día del Mol. Es una festividad informal en honor a esta unidad entre los químicos. La fecha se deriva del número de Avogadro, que es aproximadamente6,022 × 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 el 6  de febrero ( 06.02 ), en referencia a la parte 6,02 o 6,022 de la constante. [ 31 ] [ 32 ]

Véase también

Referencias

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  4. 1 2 "Sobre la revisión del Sistema Internacional de Unidades – Unión Internacional de Química Pura y Aplicada" . Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. 16 de noviembre de 2018. Consultado el 1 de marzo de 2021 .
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  12. ↑ Algunas fuentes sitúan la fecha del primer uso en inglés en 1902. Merriam-Webster propone (Archivado el 2 de noviembre de 2011 en Wayback Machine) una etimología de Molekulärgewicht ( peso molecular ).
  13. ↑ Ostwald, Wilhelm (1893). Hand- und Hilfsbuch zur Ausführung Physiko-Chemischer Messungen [ Manual y libro auxiliar para la realización de mediciones físico-químicas ] . Leipzig, Alemania: Wilhelm Engelmann. pag. 119. De la pág. 119: "Nennen wir allgemein das Gewicht in Grammen, welches dem Molekulargewicht eines gegebenen Stoffes numerisch gleich ist, ein Mol, so..." (Si llamamos en general al peso en gramos, que es numéricamente igual al peso molecular de una sustancia determinada, un "mol", entonces...)
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