MOL

Acá lo tenés:

Pero no es el que nos interesa a nosotros. Además el del rugby se escribe maul, y el nuestro mol.

La historia del mol es un tanto complicada, de modo que vamos a ir directo a los bifes. El mol es una medida -súmamente práctica- de cantidad de materia. Y es igual a un conjunto de un número de Avogadro (6,022 x 10²³) de partículas.

1 mol de moléculas de agua es un conjunto de 6,022 x 10²³ moléculas de agua.

1 mol de átomos de carbono es un conjunto de 6,022 x 10²³ átomos de carbono.

1 mol de pelotitas de tenis es un conjunto de 6,022 x 10²³ pelotitas de tenis.

Obviamentem el último ejemplo está traído de los pelos, el concepto de mol se utiliza para partículas pequeñas.

El número de avogadro, N_A, es enorme. Te lo escribo por única vez con todas sus cifras significativas aceptadas hasta ahora y en notación decimal:

N_A = 602 214 076 000 000 000 000 000

O sea, 0,6 cuatrillones. Es imposible hacerse una idea cabal de semejante cantidad. Te recomiendo este ejercicio que ayuda a pensarlo.

Y su definición es ésta: se trata del número de átomos del isótopo carbono-12 que hay en 12 gramos. El isótopo carbono 12 es el que en su núcleo posee 6 protones y 6 neutrones, y es el mayoritario en la naturaleza.

Número de moles, (n). Es la cantidad de moléculas, o de átomos, o de cualquier cosa expresada en moles. Por ejemplo si tenés una colección de 6,022 x 10²² (ojo, mirá el exponente) de moléculas de glucosa, entones tenés una cantidad n...

n = 0,1 moles

de moléculas de glucosa.

Moles y masa. Tenés que recordar el concepto de masa molecular relativa, MR. O sea, la masa de una molécula comparada con la masa de un átomo de hidrógeno (o, mejor aún, la doceava parte del átomo de carbono-12).

Una de las virtudes prácticas del concepto de mol es el que relaciona las cantidades molares con las masa de las colecciones. La masa de un mol de una molécula cualquiera es igual a la masa molecular relativa expresada en gramos. Por ejemplo:

La masa de 1 mol de C-12 es 12 gramos exactos.

La masa de 1 mol de H₂ es 2 gramos, más o menos.

La masa de 1 mol de H₂O es 18 gramos, más o menos.

La masa de 1 mol de C₆H₁₂O₆ (glucosa) es 180 gramos, más o menos.

La masa molar, M, es la masa de por cada mol de una sustancia. Y se expresa en gramos por (sobre) mol. Por ejemplo: la masa molar del agua es 18 g/mol, o lo que es lo mismo, 18 g mol^-1.

Fijate que para averiguar la masa de 1 mol de cualquier sustancia basta con sumar las masas molares de todos los átomos que la componen. Por ejemplo el caso de la glucosa hacemos:

6 . 12 + 12 . 1 + 6 . 16 = 180

(La masa molar de cada átomo elemental lo encontrás en la Tabla Periódica. M_C = 12 g mol^-1, M_H = 1 g mol^-1, M_O = 16 g mol^-1, y se corresponde con el número de nucleones, o sea, protones o neutrones, que hay en el núcleo de los átomos).

Usos prácticos:

Las reacciones químicas ocurren entre relaciones numéricas sencillas de moles de los reactivos. La estequiometría se basa en relaciones entre moléculas y por lo tanto, entre moles.

Las soluciones (con las que habitualmente se preparan los reactivos químicos), suelen considearse en moles de sustancia por litro de solución. La unidad de concentración más utilizada es la concentración molar: un mol de cualquier cosa en un litro de solvente es una concentración 1 molar, 1M.

Los gases ideales se comportan (varían su volumen, presión y temperatura) en relación no a su masa sino a su cantidad molar, n. De ahí que la ecuación de estado de los gases ideales se refiere a n y no a m. (P V = n R T). Lo mismo para los calores específicos de los gases (calor específico molar). Independientemente del gas que se trate, en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT: 1 atm, 0 °C) un mol de ese gas ocupa un volumen de 22,4 L (volumen molar).

Hay más, pero con esto tenés suficiente.

CHISMES IMPORTANTES

• El verdadero héroe de esta hitoria fue Amadeo Avogadro, que nació el 9 de junio de 1776, en Turín, Italia. 

• ¿Qué es la fracción molar?
• ¿El mol es una unidad de masa?