El mol (símbolo mol ) es una unidad de medida , la unidad base en el Sistema Internacional de Unidades (SI) para la cantidad de sustancia , una cantidad proporcional al número de entidades elementales de una sustancia. Un mol contiene exactamente6.022 140 76 × 10 23 entidades elementales (aproximadamente 602 sextillones o 602 mil millones de veces un billón), que pueden ser átomos, moléculas, iones, pares de iones u otras partículas . 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 ) expresado en mol -1 . [1] El valor fue elegido sobre la base de 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 hizo que la masa de un mol de un compuesto expresado en gramos, numéricamente igual a la masa molecular promedio o masa fórmula del compuesto expresado en daltons . Con la revisión de 2019 del SI , la equivalencia numérica ahora es solo aproximada, pero puede asumirse para todos los fines prácticos.
El mol se utiliza ampliamente en química como una forma conveniente de expresar cantidades de reactivos y cantidades de productos de reacciones químicas . Por ejemplo, la ecuación química 2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O puede interpretarse como que por cada 2 moles de hidrógeno molecular (H 2 ) y 1 mol de oxígeno molecular (O 2 ) que reaccionan, se forman 2 moles de agua (H 2 O). La concentración de una solución se expresa comúnmente por su concentración molar , definida como la cantidad de sustancia disuelta por unidad de volumen de solución, para la cual la unidad que se usa típicamente es mol por litro (mol/L).
El número de entidades (símbolo N ) en una muestra de un mol es igual al número de Avogadro (símbolo N 0 ), una cantidad adimensional . [1] Históricamente, N 0 se aproxima al número de nucleones ( protones o neutrones ) en un gramo de materia ordinaria . La constante de Avogadro (símbolo N A = N 0 /mol ) tiene un multiplicador numérico dado por el número de Avogadro con la unidad recíproca mol (mol −1 ). [2] La relación n = N / N A es una medida de la cantidad de sustancia (con la unidad mol). [2] [3] [4]
Según la naturaleza de la sustancia, una entidad elemental puede ser un átomo , una molécula , un ion , un par de iones 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 cantidades iguales de sustancia, con un átomo de mercurio por cada molécula de agua, a pesar de que las dos cantidades tienen volúmenes y masas diferentes.
El mol corresponde a un recuento dado de entidades. [5] Por lo general, las entidades contadas son químicamente idénticas e individualmente distintas. Por ejemplo, una solución puede contener una cierta cantidad de moléculas disueltas que son más o menos independientes entre sí. Sin embargo, las entidades constituyentes de 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 una cierta cantidad de moles de dichas entidades. En otros casos, como el diamante , donde todo el cristal es esencialmente una sola molécula, el mol todavía se usa para expresar la cantidad de átomos unidos, en lugar de un recuento de moléculas. Por lo tanto, las convenciones químicas comunes se aplican a la definición de las entidades constituyentes de una sustancia; en otros casos, se pueden especificar definiciones exactas. La masa 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.
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, basada 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 ayudó en gran medida a su aceptación: no era necesario que un químico suscribiera la teoría atómica (una hipótesis no demostrada en ese momento) para hacer un uso práctico de las tablas. Esto conduciría a cierta confusión entre las masas atómicas (promocionadas por los defensores de la teoría atómica) y los pesos equivalentes (promocionados por sus oponentes y que a veces diferían de las masas atómicas relativas por un factor entero), que perduraría durante gran parte del siglo XIX.
Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) contribuyó decisivamente a la determinación de las masas atómicas relativas con una precisión cada vez mayor. También fue el primer químico que utilizó el oxígeno como patrón 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 metales . Sin embargo, decidió fijar la masa atómica del 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 y resolvieron muchos de los problemas de la estequiometría desconocida de los compuestos, y el uso de las masas atómicas atrajo un amplio consenso en la época 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 el oxígeno como el 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 ). [6] [7] [8] El concepto relacionado de masa equivalente había estado en uso al menos un siglo antes. [9]
Los avances en espectrometría de masas llevaron a la adopción del oxígeno-16 como sustancia estándar, en lugar del oxígeno natural. [10]
La definición de oxígeno-16 fue reemplazada por una basada en carbono-12 durante la década de 1960. La Oficina Internacional de Pesos 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". Por lo tanto, según esa definición, un mol de 12 C puro tenía una masa de exactamente 12 g . [11] [5] Las cuatro definiciones diferentes eran equivalentes con una diferencia de 1%.
Debido a 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 del 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. Debido a 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 abrumadora 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.
Como 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 . [12] En 2011 se perfeccionó la medición a6,022 140 78 (18) × 10 23 mol −1 . [13]
El mol fue designado como la séptima unidad base del SI en 1971 por la 14ª CGPM. [14]
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 ). [15] El término molécula-gramo se usaba anteriormente para significar un mol de moléculas, y átomo-gramo para un mol de átomos. [11] Por ejemplo, 1 mol de MgBr 2 es 1 molécula-gramo de MgBr 2 pero 3 átomos-gramo de MgBr 2 . [16] [17]
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 unidades básicas del SI en una fecha indeterminada.
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 significa que cada unidad del SI, incluido el mol, no se definiría en términos de ningún objeto físico, sino que se definiría mediante constantes físicas que son, por naturaleza, exactas. [3]
Estos cambios entraron oficialmente en vigor el 20 de mayo de 2019. Tras dichos cambios, "un mol" de una sustancia se redefinió como "exactamente6.022 140 76 × 10 23 entidades elementales" de esa sustancia. [18] [19]
Desde su adopción en el Sistema Internacional de Unidades en 1971, han surgido numerosas críticas al concepto del mol como unidad como el metro o el segundo :
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 definir el sistema. La cantidad de sustancia puede describirse como la masa dividida por las "proporciones definidas" de Proust, y contiene información que falta en la medición de la masa por sí sola. Como lo demuestra la ley de presiones parciales de Dalton (1803), ni siquiera es necesaria una medición de la masa para medir la cantidad de sustancia (aunque en la práctica es lo 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 la 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 . [24]
Al igual que los químicos, los ingenieros químicos utilizan ampliamente la unidad mol, pero diferentes múltiplos de unidad pueden ser más adecuados para el uso industrial. Por ejemplo, la unidad del SI para el 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 sigue siendo el mismo, como . Los ingenieros químicos alguna 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 referían al mol como el gramo-mol (notación g-mol ), entonces definido como el número de entidades en 12 g de 12 C, cuando trataban con datos de laboratorio. [25]
A finales del siglo XX, la práctica de la ingeniería química llegó a utilizar el kilomol (kmol), que era numéricamente idéntico al kilogramo-mol (hasta la revisión de 2019 del SI , 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 g/mol (as ) sin multiplicar por 1000 a menos que se utilizara la unidad básica del SI de mol/s, lo que de lo contrario requeriría convertir la masa molar a kg/mol.
Para evitar conversiones en unidades imperiales (o unidades tradicionales de EE. UU. ), 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 lb-mol es igual a453,592 37 g‑mol , [25] 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. [26] La unidad obsoleta einstein se define de diversas formas: como la energía en un mol de fotones y también simplemente como un mol de fotones.
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 agregándole un prefijo métrico que lo multiplique por una potencia de 10 :
Un femtomol equivale exactamente a 602.214.076 moléculas; no es posible calcular con exactitud cantidades de atomoles y menores. El yoctomol, que equivale aproximadamente a 0,6 moléculas individuales, apareció en revistas científicas el año en que se introdujo oficialmente el prefijo yocto-. [27]
El 23 de octubre, denominado 10/23 en los EE. UU., es reconocido por algunos como el Día del Mole . [28] Es una festividad 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 ( 06/02 ), el 22 de junio ( 6/22 ) o el 6 de febrero ( 06.02 ), una referencia a la parte 6.02 o 6.022 de la constante. [29] [30] [31]
Como el 6.02 corresponde al 6 de febrero, la Escuela ha adoptado la fecha como su "Día del Topo".
