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Topo
Unidad de sistemaUnidad base SI
Unidad deCantidad de sustancia
Símbolomol
Conversiones
1 mol en ...... es igual a ...
   Unidades base SI   1000 mmol

El mol (símbolo: mol ) es la unidad de medida para la cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de Unidades (SI). Se define exactamente como6.022 140 76 × 10 23 partículas, que pueden ser átomos , moléculas , iones o electrones . [1]

La definición se adoptó en noviembre de 2018 como una de las siete unidades básicas del SI , [1] revisando la definición anterior que especificaba un mol como la cantidad de sustancia en 12 gramos de carbono-12 ( 12 C), un isótopo del carbono .

El número 6.022 140 76 × 10 23 (el número de Avogadro ) se eligió de modo que la masa de un mol de un compuesto químico en gramos sea ​​numéricamente igual, para la mayoría de los propósitos prácticos, a la masa promedio de una molécula del compuesto en daltons . Así, por ejemplo, un mol de agua contiene6.022 140 76 × 10 23 moléculas, cuya masa total es de aproximadamente 18.015 gramos y la masa media de una molécula de agua es de aproximadamente 18.015 daltons.

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 2H 2 + O 2 → 2H 2 O se puede interpretar en el sentido de que por cada 2 mol de dihidrógeno (H 2 ) y 1 mol de dioxígeno (O 2 ) que reaccionan, 2 mol de agua (H 2 O) formulario. El mol también se puede usar para medir la cantidad de átomos, iones, electrones u otras entidades. La concentración de una solución se expresa comúnmente por su molaridad., definida como la cantidad de sustancia disuelta en mol (es) por unidad de volumen de solución, para la cual la unidad que se usa típicamente es moles por litro (mol / l), comúnmente abreviado M.

El término molécula gramo (g mol) se usaba anteriormente para "mol de moléculas", [2] y átomo gramo (átomo g) para "mol de átomos". Por ejemplo, 1 mol de MgBr 2 es 1 molécula gramo de MgBr 2 pero 3 átomos gramo de MgBr 2 . [3] [4]

Conceptos [ editar ]

Naturaleza de las partículas [ editar ]

El mol es esencialmente un recuento de partículas. [5] 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 fijadas y unidas en una disposición reticular, aunque pueden separarse sin perder su identidad química. Por tanto, el sólido está compuesto por 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 entre sí, en lugar de un recuento de múltiples 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 1 mol de una sustancia es igual a su masa atómica o molecular relativa en gramos.

Masa molar [ editar ]

La masa molar de una sustancia es la masa de 1 mol de esa sustancia, en múltiplos de gramo . La cantidad de sustancia es el número de moles en la muestra. Para la mayoría de los propósitos prácticos, la magnitud de la masa molar es numéricamente la misma que la de la masa media de una molécula, expresada en dalton . Por ejemplo, la masa molar del agua es 18,015 g / mol. [6] Otros métodos incluyen el uso del volumen molar o la medición de la carga eléctrica . [6]

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. [6]

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 de un mol de calcio-40 es39,96259098 ± 0,00000022 gramos , mientras que la masa de un mol de calcio-42 es41,95861801 ± 0,00000027 gramos , y de un mol de calcio con la mezcla isotópica normal es40,078 ± 0,004 gramos .

Concentración molar [ editar ]

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 / m 3 , aunque se utilizan unidades más prácticas, como mol por litro (mol / L).

Fracción molar [ editar ]

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 [ editar ]

Avogadro, quien inspiró la constante de Avogadro

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

La primera tabla de peso atómico estándar (masa atómica) 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 la estequiométrica proporciones de reacciones químicas y compuestos, un hecho que ayudó mucho a su aceptación: no era necesario que un químico se suscribiera a la teoría atómica (una hipótesis no probada en ese momento) para hacer un uso práctico de las tablas. Esto conduciría a cierta confusión entre masas atómicas (promovida por los defensores de la teoría atómica) y pesos equivalentes. (promovida por sus oponentes y que a veces se diferenciaba de las masas atómicas relativas por un factor entero), que duraría gran parte del siglo XIX.

Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) fue fundamental en la determinación de masas atómicas relativas con una precisión cada vez mayor. También fue el primer químico en usar oxígeno como estándar al que se referían otras masas. El oxígeno es un estándar 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 de oxígeno en 100, lo que no tuvo éxito.

Charles Frédéric Gerhardt (1816-1856), Henri Victor Regnault (1810-1878) y Stanislao Cannizzaro (1826-1910) ampliaron los trabajos de Berzelius, resolviendo muchos de los problemas de estequiometría desconocida de compuestos, y el uso de masas atómicas atrajo a una gran consenso en el momento del Congreso de Karlsruhe(1860). La convención había vuelto a definir la masa atómica del hidrógeno como 1, aunque en el 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 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 mole es una traducción de 1897 de la unidad alemana Mol , acuñada por el químico Wilhelm Ostwald en 1894 de la palabra alemana Molekül ( molécula ). [7] [8] [9] El concepto relacionado de masa equivalente se había utilizado al menos un siglo antes. [10]

Estandarización [ editar ]

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

La definición de oxígeno-16.004 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 12 C puro tenía una masa de exactamente 12  g . [2] [5] Las cuatro definiciones diferentes eran equivalentes dentro del 1%.

Base de escalaBase de escala
relativa a 12 C = 12		Desviación relativa
de la escala 12 C = 12
Masa atómica de hidrógeno = 11.00794 (7)−0,788%
Masa atómica de oxígeno = 1615.9994 (3)+ 0,00375%
Masa atómica relativa de 16 O = 1615.9949146221 (15)+ 0.0318%

Dado que la definición del gramo no estaba vinculada matemáticamente 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 =(6.02214129 ± 0.00000027) × 10 23  mol -1 . [11] En 2011, la medición se perfeccionó para(6.02214078 ± 0.00000018) × 10 23  mol -1 . [12]

El topo se convirtió en la séptima unidad base del SI en 1971 por la 14ª CGPM. [13]

Redefinición de las unidades base del SI en 2019 [ editar ]

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 unidad 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 base 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 definirían mediante constantes que son, por naturaleza, exactas. [1]

Dichos cambios entraron en vigor oficialmente el 20 de mayo de 2019. Tras dichos cambios, "un mol" de una sustancia se redefinió como que contiene "exactamente 6.022 140 76 × 10 23 entidades elementales "de esa sustancia. [14] [15]

Crítica [ editar ]

Desde su adopción en el Sistema Internacional de Unidades en 1971, han surgido numerosas críticas al concepto del topo como una unidad como el metro o el segundo :

  • el número de moléculas, electrones, etc. en una cantidad dada de material es una cantidad adimensional que puede expresarse simplemente como un número y, por lo tanto, no puede asociarse con una unidad base distinta; [5] [16] [17]
  • el mol oficial se basa en un concepto de sustancia continuo obsoleto (no completamente atomista) y, lógicamente, no puede aplicarse a electrones o iones disueltos ya que no hay sustancia electrónica o de iones disueltos; [17]
  • la mole termodinámica SI es irrelevante para la química analítica y podría causar costos evitables a las economías avanzadas; [18]
  • el mol no es una verdadera unidad métrica (es decir, de medición), sino que es una unidad paramétrica , y la cantidad de sustancia es una cantidad base paramétrica ; [19]
  • el SI define números de entidades como cantidades de dimensión uno y, por lo tanto, ignora la distinción ontológica entre entidades y unidades de cantidades continuas . [20]

En química, se sabe desde la ley de Proust de proporciones definidas (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 masa dividida por las "proporciones definidas" de Proust, y contiene información que falta en la medición de la masa sola. Como demuestra la ley de las presiones parciales de Dalton (1803), una medida de 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 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 . [ cita requerida ]

Unidades similares [ editar ]

Al igual que los químicos, los ingenieros químicos utilizan el mol unitario de forma extensiva, pero diferentes múltiplos de unidades pueden ser más adecuados para el uso industrial. Por ejemplo, la unidad SI para volumen es el metro cúbico, una unidad mucho más grande 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.

Por conveniencia para evitar conversiones en el sistema imperial (o unidades estadounidenses habituales ), 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.Un lb-mol es igual a453,59237 mol , [21] cuyo valor es el mismo que el número de gramos en una libra internacional avoirdupois .

En el sistema métrico, los ingenieros químicos una vez usaron el kilogramo-mol (notación kg-mol ), que se define como el número de entidades en 12 kg de 12 C, y a menudo se refiere al mol como el gramo-mol (notación g- mol ), cuando se trata de datos de laboratorio. [21]

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, por lo que 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 / sa kmol / s solo requiere la masa molecular sin el factor 1000, a menos que se utilice la unidad básica del SI 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 × 10 23 fotones. [22]

Día del topo [ editar ]

El 23 de octubre, denotado el 23/10 en los EE. UU., Es reconocido por algunos como el Día Mole . [23] Es una fiesta informal en honor a la unidad entre los químicos. La fecha se deriva del número de Avogadro, que es aproximadamente6.022 × 10 23 . Comienza a las 6:02 am y termina a las 6:02 pm Alternativamente, algunos químicos celebran el 2 de junio ( 02/06 ), el 22 de junio ( 22/6 ) o el 6 de febrero ( 02/06 ), una referencia a la parte 6.02 o 6.022 de la constante. [24] [25] [26]

Ver también [ editar ]

  • Einstein (unidad)
  • Tabla elemento-reactivo-producto
  • Faraday (unidad)
  • Fracción  molar: la proporción de un constituyente con respecto a la cantidad total de todos los constituyentes en una mezcla, expresada en mol / mol.
  • Dalton (unidad)  : unidad estándar de masa para objetos de escala atómica
  • Masa molecular
  • Masa molar

Notas y referencias [ editar ]

  1. ^ a b c "Sobre la revisión del Sistema Internacional de Unidades - Unión Internacional de Química Pura y Aplicada" . IUPAC | Unión Internacional de Química Pura y Aplicada . 16 de noviembre de 2018 . Consultado el 1 de marzo de 2021 .
  2. ^ a b Oficina internacional de pesos y medidas (2006), El sistema internacional de unidades (SI) (PDF) (8ª ed.), págs. 114-15, ISBN  92-822-2213-6, archivado (PDF) desde el original el 14 de agosto de 2017
  3. ^ Wang, Yuxing; Bouquet, Frédéric; Sheikin, Ilya; Toulemonde, Pierre12; Revaz, Bernard; Eisterer, Michael; Weber, Harald W .; Obstaculizador, Joerg; Junod, Alain; et al. (2003). "Calor específico de MgB 2 después de la irradiación". Revista de física: materia condensada . 15 (6): 883–893. arXiv : cond-mat / 0208169 . Código bibliográfico : 2003JPCM ... 15..883W . doi : 10.1088 / 0953-8984 / 15/6/315 . S2CID 16981008 . 
  4. ^ Lortz, R .; Wang, Y .; Abe, S .; Meingast, C .; Paderno, Yu .; Filippov, V .; Junod, A .; et al. (2005). "Calor específico, susceptibilidad magnética, resistividad y expansión térmica del superconductor ZrB 12 ". Phys. Rev. B . 72 (2): 024547. arXiv : cond-mat / 0502193 . Código Bibliográfico : 2005PhRvB..72b4547L . doi : 10.1103 / PhysRevB.72.024547 . S2CID 38571250 . 
  5. ↑ a b c de Bièvre, Paul; Peiser, H. Steffen (1992). " ' Peso atómico': el nombre, su historia, definición y unidades" (PDF) . Química pura y aplicada . 64 (10): 1535–43. doi : 10.1351 / pac199264101535 .
  6. ^ a b c Oficina internacional de pesos y medidas . " Descubriendo el topo Archivado el 29 de agosto de 2008 en la Wayback Machine ". Consultado el 25 de septiembre de 2008.
  7. ↑ Helm, Georg (1897). "Los principios de la química matemática: la energética de los fenómenos químicos" . transl. por Livingston, J .; Morgan, R. Nueva York: Wiley: 6 . Cite journal requiere |journal=( ayuda )
  8. ^ Algunas fuentes sitúan la fecha de primer uso en inglés como 1902. Merriam-Webster propone Archivado 2011-11-02 en Wayback Machine una etimología de Molekulärgewicht ( peso molecular ).
  9. ^ 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.Desde p. 119: "Nennen wir allgemein das Gewicht en Grammen, welches dem Molekulargewicht eines gegebenen Stoffes numerisch gleich ist, ein Mol, entonces ..." (Si llamamos en general el peso en gramos, que es numéricamente igual al peso molecular de un sustancia dada, un "mol", entonces ...)
  10. ^ mole, n. 8 , Oxford English Dictionary , revisión preliminar de diciembre de 2008
  11. ^ physics.nist.gov/ Archivado el 29 de junio de 2015 en lasconstantes físicas fundamentales de Wayback Machine : constante de Avogadro
  12. ^ Andreas, Birk; et al. (2011). "Determinación de la constante de Avogadro contando los átomos en un cristal de 28 Si". Cartas de revisión física . 106 (3): 30801. arXiv : 1010.2317 . Código Bibliográfico : 2011PhRvL.106c0801A . doi : 10.1103 / PhysRevLett.106.030801 . PMID 21405263 . S2CID 18291648 .  
  13. ^ "BIPM - Resolución 3 de la 14ª CGPM" . www.bipm.org . Archivado desde el original el 9 de octubre de 2017 . Consultado el 1 de mayo de 2018 .
  14. ^ Informe CIPM de la 106a reunión Archivado 2018-01-27 en Wayback Machine Consultado el 7 de abril de 2018
  15. ^ "Redefiniendo el topo" . NIST . NIST. 2018-10-23 . Consultado el 24 de octubre de 2018 .
  16. ^ Giunta, CJ (2015) "El topo y la cantidad de sustancia en la química y la educación: más allá de las definiciones oficiales" J. Chem. Educ. 92 : 1593-1597.
  17. ↑ a b Schmidt-Rohr, K. (2020). "Análisis de las dos definiciones de la Mole que están en uso simultáneo, y sus consecuencias sorprendentes” J. Chem Educ.. 97 :. 597-602 http://dx.doi.org/10.1021/acs.jchemed.9b00467
  18. ^ Precio, Gary (2010). "Fallos del sistema de medición global. Parte 1: el caso de la química". Acreditación y aseguramiento de la calidad . 15 (7): 421–427. doi : 10.1007 / s00769-010-0655-z . S2CID 95388009 . 
  19. ^ Johansson, Ingvar (2010). "El pensamiento metrológico necesita las nociones de cantidades, unidades y dimensiones paramétricas " . Metrologia . 47 (3): 219–230. Código bibliográfico : 2010Metro..47..219J . doi : 10.1088 / 0026-1394 / 47/3/012 .
  20. ^ Cooper, G .; Humphry, S. (2010). "La distinción ontológica entre unidades y entidades". Síntesis . 187 (2): 393–401. doi : 10.1007 / s11229-010-9832-1 . S2CID 46532636 . 
  21. ↑ a b Himmelblau, David (1996). Principios básicos y cálculos en ingeniería química (6 ed.). págs. 17-20. ISBN 978-0-13-305798-0.
  22. ^ "Conversión de radiación de iluminación" . Archivado desde el original el 11 de marzo de 2016 . Consultado el 10 de marzo de 2016 .
  23. ^ Historia de la Fundación Nacional del Día del Mole, Inc. Archivado el 23 de octubre de 2010 en la Wayback Machine .
  24. ^ ¡ Feliz día del topo! Archivado el 29 de julio de 2014 en la Wayback Machine , Mary Bigelow. Blog de SciLinks, Asociación Nacional de Profesores de Ciencias. 17 de octubre de 2013.
  25. ^ ¿Qué es el día del topo? - Fecha y cómo celebrar . Archivado el 30 de julio de 2014 en Wikiwix, Anne Marie Helmenstine. About.com.
  26. ^ La Escuela Perse (7 Feb, 2013), La Escuela Perse celebra moles de la variedad química , Cambridge red, archivado desde el original, el 11/02/2015 , recuperado 11 Feb, el año 2015 , Como 6,02 corresponde a 6 de febrero de la Escuela ha adoptado la fecha como su 'Día Mole'.

Enlaces externos [ editar ]

  • ChemTeam: El origen de la palabra 'Mole' en Wayback Machine (archivado el 22 de diciembre de 2007)