La cantidad de sustancia: el mol

Desde el siglo XVIII se sabe que los elementos químicos se combinan de diferentes maneras originando gran variedad de compuestos y que lo hacen en una proporción definida en cada uno de ellos, como se refleja en las fórmulas de las moléculas:

Las fórmulas químicas representan el número de átomos que se unen entre sí para formar una determinada molécula.

Por ejemplo, la fórmula para el agua es H₂O, lo que significa que cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Si los átomos tuvieran el tamaño suficiente como para manipularlos con la mano, no tendríamos más que coger dos átomos de hidrógeno y enlazarlos a uno de oxígeno para obtener una molécula de agua. Sin embargo, esto es sencillamente imposible: ni podemos ver los átomos a simple vista, ni existen aparatos tan sofisticados y precisos como para maniobrar con ellos uno a uno.

La idea del átomo-gramo y la molécula-gramo

Pensemos de nuevo en el agua, formada por dos átomos de hidrógeno más uno de oxígeno. Si tuviéramos cuatro átomos de hidrógeno y dos de oxígeno, podríamos formar dos moléculas de agua; con seis hidrógenos y cuatro oxígenos, obtendríamos tres de agua… Manteniendo la misma proporción, podríamos escoger una cifra lo suficientemente grande como para obtener una cantidad de átomos o moléculas tal que sea apreciable y manejable. Es por ello que necesitamos definir una unidad de medida proporcional al número de átomos o moléculas y que, a su vez, se pueda relacionar con alguna magnitud fácilmente medible en el laboratorio.

Así, surgió la idea de emplear ciertas cantidades en gramos para cada átomo o molécula, denominadas átomo-gramo o molécula-gramo, respectivamente:

Un átomo-gramo es la cantidad de un elemento, expresada en gramos, que coincide numéricamente con su masa atómica relativa.

Una molécula-gramo es la cantidad de un compuesto, expresada en gramos, que coincide numéricamente con su masa molecular.

Siguiendo con el ejemplo del agua: un átomo-gramo de oxígeno es igual a 15’999 g, dos átomos-gramos de hidrógeno equivalen a 2’016 g, y una molécula-gramo de agua es, en consecuencia, 18’015 g, es decir, la suma de los anteriores valores. Evidentemente, los valores de un átomo-gramo o molécula-gramo varían para cada elemento o compuesto, pero tienen la enorme ventaja de representar siempre el mismo número de átomos o moléculas, por lo que representan cantidades que guardan entre sí las mismas relaciones que la de los elementos y compuestos a los que hacen referencia (un átomo-gramo de oxígeno se combina con dos átomos-gramos de hidrógeno en cada molécula-gramo de agua).

El número de Avogadro

Un átomo-gramo (o molécula-gramo) representa una masa N veces más grande que la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) al que se refiere:

Por lo que N no es otra cosa que el número de átomos o moléculas contenidos en un átomo-gramo o en una molécula-gramo, respectivamente. Este número se conoce en la actualidad como constante de Avogadro, quien, en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una determinada presión y temperatura) es proporcional al número de átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas.

El valor del número o constante de Avogadro, N_A, determinado experimentalmente, es:

Así, tanto un átomo-gramo como una molécula-gramo, de la sustancia que sea, contienen siempre el número de Avogadro de átomos o moléculas. Estos términos de átomo-gramo y molécula-gramo fueron reemplazados, con el tiempo, por una nueva unidad de cantidad de sustancia: el mol.

La definición de mol

Desde la XIV Conferencia General de Pesas y Medidas, celebrada en 1971, se adoptó el mol como unidad de cantidad de sustancia, considerándose esta una de las siete magnitudes fundamentales del Sistema Internacional.

Se define mol (n) como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0’012 kilogramos carbono-12.

Cuando se emplea el mol, las entidades elementales deben especificarse y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupaciones específicas de tales partículas.

En consecuencia:

Se define masa molar, M, a la masa de un mol de átomos o de moléculas de una sustancia. Se mide en g/mol y su valor numérico coincide con el de la masa atómica o la masa molecular expresada en unidades de masa atómica.

De modo que, conociendo la masa m de una sustancia, se puede calcular el número de moles n mediante la siguiente expresión:

El volumen molar

Es el volumen ocupado por un mol de sustancia, sea cual sea el estado de agregación en el que se encuentre, a la presión y temperatura consideradas.

Cuando las sustancias se encuentran en estado gaseoso, según el principio de Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones de presión y temperatura, siempre el mismo volumen. Experimentalmente se comprueba que este volumen es 22’4 L, cuando el gas se encuentra idealmente en condiciones normales de presión y temperatura, esto es, a 1 atm y 0º C:

Anuncio publicitario