Cantidad de sustancia

Relación entre el número de partículas en una muestra y la constante de Avogadro

En química , la cantidad de sustancia (símbolo n ) en una muestra dada de materia se define como una relación ( n = N / N _A ) entre el número de entidades elementales ( N ) y la constante de Avogadro ( N _A ). Las entidades suelen ser moléculas , átomos , iones o pares de iones de un tipo específico. La sustancia particular muestreada se puede especificar utilizando un subíndice, por ejemplo, la cantidad de cloruro de sodio (NaCl) se denotaría como n _NaCl . La unidad de cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de Unidades es el mol (símbolo: mol), una unidad base . ^[1] Desde 2019, el valor de la constante de Avogadro N _A se define como exactamente6.022 140 76 × 10 ²³  mol ⁻¹ . A veces, la cantidad de sustancia se denomina cantidad química o, informalmente, " número de moles " en una muestra determinada de materia.

Uso

Históricamente, el mol se definía como la cantidad de sustancia en 12 gramos del isótopo carbono-12 . En consecuencia, la masa de un mol de un compuesto químico , en gramos , es numéricamente igual (para todos los efectos prácticos) a la masa de una molécula o unidad de fórmula del compuesto, en daltons , y la masa molar de un isótopo en gramos por mol es aproximadamente igual al número másico (históricamente exacto para el carbono-12 con una masa molar de 12 g/mol). Por ejemplo, una molécula de agua tiene una masa de aproximadamente 18,015 daltons en promedio, mientras que un mol de agua (que contiene6.022 140 76 × 10 ²³ moléculas de agua) tiene una masa total de aproximadamente 18,015 gramos.

En química, debido a la ley de proporciones múltiples , a menudo resulta mucho más cómodo trabajar con cantidades de sustancias (es decir, número de moles o de moléculas) que con masas (gramos) o volúmenes (litros). Por ejemplo, el hecho químico "1 molécula de oxígeno ( O
₂) reaccionará con 2 moléculas de hidrógeno ( H
₂) para formar 2 moléculas de agua ( H ₂ O )" también puede enunciarse como "1 mol de O ₂ reaccionará con 2 moles de H ₂ para formar 2 moles de agua". El mismo hecho químico, expresado en términos de masas, sería "32 g (1 mol) de oxígeno reaccionarán con aproximadamente 4,0304 g (2 moles de H
₂) hidrógeno para formar aproximadamente 36,0304 g (2 moles) de agua" (y los números dependerían de la composición isotópica de los reactivos). En términos de volumen, los números dependerían de la presión y la temperatura de los reactivos y productos . Por las mismas razones, las concentraciones de reactivos y productos en solución a menudo se especifican en moles por litro, en lugar de gramos por litro.

La cantidad de sustancia también es un concepto conveniente en termodinámica . Por ejemplo, la presión de una cierta cantidad de un gas noble en un recipiente de un volumen dado, a una temperatura dada, está directamente relacionada con el número de moléculas del gas (a través de la ley de los gases ideales ), no con su masa.

Este sentido técnico del término "cantidad de sustancia" no debe confundirse con el sentido general de "cantidad" en el idioma inglés . Este último puede referirse a otras medidas como la masa o el volumen, ^[2] en lugar del número de partículas. Hay propuestas para reemplazar "cantidad de sustancia" con términos más fácilmente distinguibles, como enpletismo ^[3] y cantidad estequiométrica . ^[2]

La IUPAC recomienda que se utilice "cantidad de sustancia" en lugar de "número de moles", así como la cantidad masa no debería llamarse "número de kilogramos". ^[4]

Naturaleza de las partículas

Para evitar ambigüedades, en cualquier medición de la cantidad de sustancia se debe especificar la naturaleza de las partículas: así, una muestra de 1 mol de moléculas de oxígeno ( O
₂) tiene una masa de aproximadamente 32 gramos, mientras que una muestra de 1 mol de átomos de oxígeno ( O ) tiene una masa de aproximadamente 16 gramos. ^{[5] [6]}

Cantidades derivadas

Cantidades molares (por mol)

Diagrama que compara moles y masas molares de muestras de hierro y oro que tienen masas iguales.

El cociente de alguna cantidad física extensiva de una muestra homogénea por su cantidad de sustancia es una propiedad intensiva de la sustancia, usualmente denominada con el prefijo "molar" o el sufijo "por mol". ^[7]

Por ejemplo, el cociente de la masa de una muestra por su cantidad de sustancia es su masa molar , para la cual se puede usar la unidad SI kilogramo por mol o gramo por mol. Esto es aproximadamente 18,015 g/mol para el agua y 55,845 g/mol para el hierro . De manera similar, para el volumen, se obtiene el volumen molar , que es aproximadamente 18,069 mililitros por mol para el agua líquida y 7,092 mL/mol para el hierro a temperatura ambiente. A partir de la capacidad calorífica , se obtiene la capacidad calorífica molar , que es aproximadamente 75,385  J /( K ⋅mol) para el agua y aproximadamente 25,10 J/(K⋅mol) para el hierro.

Masa molar

La masa molar ( ) de una sustancia es la relación entre la masa ( ) de una muestra de esa sustancia y su cantidad de sustancia ( ): . La cantidad de sustancia se expresa como el número de moles en la muestra. Para la mayoría de los propósitos prácticos, el valor numérico de la masa molar en gramos por mol es el mismo que el de la masa media de una molécula o unidad de fórmula de la sustancia en daltons , ya que el mol se definía históricamente de modo que la constante de masa molar era exactamente 1 g/mol. Por lo tanto, dada la masa molecular o la masa de fórmula en daltons, el mismo número en gramos da una cantidad muy cercana a un mol de la sustancia. Por ejemplo, la masa molecular promedio del agua es de aproximadamente 18,015 Da y la masa molar del agua es de aproximadamente 18,015 g/mol. Esto permite una determinación precisa de la cantidad en moles de una sustancia midiendo su masa y dividiéndola por la masa molar del compuesto: . ^[8] Por ejemplo, 100 g de agua equivalen aproximadamente a 5,551 moles de agua. Otros métodos para determinar la cantidad de sustancia incluyen el uso del volumen molar o la medición de la carga eléctrica . ^[8] ${\displaystyle M}$ ${\displaystyle m}$ ${\displaystyle n}$ ${\displaystyle M=m/n}$ ${\displaystyle n=m/M}$

La masa molar de una sustancia no depende sólo de su fórmula molecular , sino también de la distribución de isótopos de cada elemento químico presente en ella. Por ejemplo, la masa molar del calcio-40 es39,962 590 98 (22) g/mol , mientras que la masa molar del calcio-42 es41.958 618 01 (27) g/mol , y de calcio con la mezcla isotópica normal es40,078(4) g/mol .

Cantidad (molar) concentración (moles por litro)

Otra magnitud derivada importante es la concentración molar ( ) (también llamada concentración de cantidad de sustancia , ^[9] concentración de cantidad , o concentración de sustancia , ^[10] especialmente en química clínica ), definida como la cantidad en moles ( ) de una sustancia específica (soluto en una solución o componente de una mezcla), dividida por el volumen ( ) de la solución o mezcla: . ${\displaystyle c}$ ${\displaystyle n}$ ${\displaystyle V}$ ${\displaystyle c=n/V}$

^{La unidad estándar del SI para} esta cantidad es mol/ m3 , aunque se utilizan comúnmente unidades más prácticas, como mol por litro (mol/L, equivalente a mol/dm3 ⁾ . Por ejemplo, la concentración de cloruro de sodio en el agua del océano suele ser de aproximadamente 0,599 mol/L.

El denominador es el volumen de la solución, no del disolvente. Así, por ejemplo, un litro de vodka estándar contiene aproximadamente 0,40 L de etanol (315 g, 6,85 moles) y 0,60 L de agua. La concentración de etanol es, por tanto, (6,85 moles de etanol)/(1 L de vodka) = 6,85 moles/L, no (6,85 moles de etanol)/(0,60 L de agua), que sería 11,4 moles/L.

En química, se acostumbra leer la unidad "mol/L" como molar y denotarla con el símbolo "M" (ambos después del valor numérico). Así, por ejemplo, cada litro de una solución "0,5 molar" o "0,5 M" de urea ( CH
₄norte
₂O ) en agua contiene 0,5 moles de esa molécula. Por extensión, la concentración de la cantidad también se denomina comúnmente molaridad de la sustancia de interés en la solución. Sin embargo, a partir de mayo de 2007, la IUPAC no tolera estos términos y símbolos. ^[11]

Esta cantidad no debe confundirse con la concentración de masa , que es la masa de la sustancia de interés dividida por el volumen de la solución (aproximadamente 35 g/L de cloruro de sodio en el agua del océano).

Cantidad (molar) fracción (moles por mol)

De manera confusa, la concentración de cantidad (molar) también debe distinguirse de la fracción molar (también llamada fracción molar o fracción de cantidad ) de una sustancia en una mezcla (como una solución), que 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 fracción molar.

Historia

Los alquimistas , y especialmente los primeros metalúrgicos , probablemente tenían alguna noción de cantidad de sustancia, pero no existen registros supervivientes de ninguna generalización de la idea más allá de un conjunto de recetas. En 1758, Mikhail Lomonosov cuestionó la idea de que la masa fuera la única medida de la cantidad de materia, ^[12] pero lo hizo solo en relación con sus teorías sobre la gravitación . El desarrollo del concepto de cantidad de sustancia coincidió con el nacimiento de la química moderna y fue vital para él.

• 1777 : Wenzel publica Lecciones sobre afinidad , en las que demuestra que las proporciones del "componente base" y el "componente ácido" ( catión y anión en la terminología moderna) permanecen iguales durante las reacciones entre dos sales neutras . ^[13]
• 1789 : Lavoisier publica el Tratado de química elemental , introduciendo el concepto de elemento químico y aclarando la Ley de conservación de la masa para las reacciones químicas. ^[14]
• 1792 : Richter publica el primer volumen de Estequiometría o el arte de medir los elementos químicos (la publicación de volúmenes posteriores continúa hasta 1802). Se utiliza por primera vez el término " estequiometría ". Se publican las primeras tablas de pesos equivalentes para reacciones ácido-base . Richter también señala que, para un ácido dado, la masa equivalente del ácido es proporcional a la masa de oxígeno en la base. ^[13]
• 1794 : La Ley de proporciones definidas de Proust generaliza el concepto de pesos equivalentes a todos los tipos de reacciones químicas, no simplemente a las reacciones ácido-base. ^[13]
• 1805 : Dalton publica su primer artículo sobre la teoría atómica moderna , incluida una "Tabla de los pesos relativos de las partículas finales de cuerpos gaseosos y otros". ^[15]

  El concepto de átomos planteó la cuestión de su peso. Aunque muchos se mostraban escépticos respecto de la realidad de los átomos, los químicos pronto descubrieron que los pesos atómicos eran una herramienta invaluable para expresar relaciones estequiométricas.

• 1808 : Publicación de Un nuevo sistema de filosofía química de Dalton , que contiene la primera tabla de pesos atómicos (basada en H = 1). ^[16]
• 1809 : Ley de combinación de volúmenes de Gay-Lussac , que establece una relación entera entre los volúmenes de reactivos y productos en las reacciones químicas de los gases. ^[17]
• 1811 : Avogadro plantea la hipótesis de que volúmenes iguales de diferentes gases (a la misma temperatura y presión) contienen cantidades iguales de partículas, ahora conocida como ley de Avogadro . ^[18]
• 1813/1814 : Berzelius publica la primera de varias tablas de pesos atómicos basadas en la escala de m (O) = 100. ^{[13] [19] [20]}
• 1815 : Prout publica su hipótesis de que todos los pesos atómicos son múltiplos enteros del peso atómico del hidrógeno. ^[21] La hipótesis se abandona más tarde dado el peso atómico observado del cloro (aproximadamente 35,5 en relación con el hidrógeno).
• 1819 : Ley de Dulong-Petit que relaciona el peso atómico de un elemento sólido con su capacidad calorífica específica . ^[22]
• 1819 : El trabajo de Mitscherlich sobre el isomorfismo cristalino permite aclarar muchas fórmulas químicas y resuelve varias ambigüedades en el cálculo de los pesos atómicos. ^[13]
• 1834 : Clapeyron enuncia la ley de los gases ideales. ^[23]

  La ley de los gases ideales fue la primera en descubrir muchas relaciones entre el número de átomos o moléculas de un sistema y otras propiedades físicas del sistema, aparte de su masa. Sin embargo, esto no fue suficiente para convencer a todos los científicos de la existencia de átomos y moléculas, muchos la consideraron simplemente una herramienta útil para el cálculo.

• 1834 : Faraday enuncia sus Leyes de la electrólisis , en particular que "la acción de descomposición química de una corriente es constante para una cantidad constante de electricidad ". ^[24]
• 1856 : Krönig deriva la ley de los gases ideales a partir de la teoría cinética . ^[25] Clausius publica una derivación independiente al año siguiente. ^[26]
• 1860 : El Congreso de Karlsruhe debate la relación entre «moléculas físicas», «moléculas químicas» y átomos, sin llegar a un consenso. ^[27]
• 1865 : Loschmidt hace la primera estimación del tamaño de las moléculas de gas y, por lo tanto, del número de moléculas en un volumen dado de gas, ahora conocida como la constante de Loschmidt . ^[28]
• 1886 : van't Hoff demuestra las similitudes en el comportamiento entre soluciones diluidas y gases ideales.
• 1886 : Eugen Goldstein observa rayos de partículas discretas en descargas de gas, sentando las bases de la espectrometría de masas , una herramienta utilizada posteriormente para establecer las masas de átomos y moléculas.
• 1887 : Arrhenius describe la disociación del electrolito en solución, resolviendo uno de los problemas en el estudio de las propiedades coligativas. ^[29]
• 1893 : Ostwald utilizó por primera vez registrado el término mol para describir una unidad de cantidad de sustancia en un libro de texto universitario. ^[30]
• 1897 : Primer uso registrado del término mole en inglés. ^[31]
• A principios del siglo XX , el concepto de entidades atómicas y moleculares era generalmente aceptado, pero aún quedaban muchas preguntas por responder, en particular el tamaño de los átomos y su número en una muestra dada. El desarrollo simultáneo de la espectrometría de masas , a partir de 1886, respaldó el concepto de masa atómica y molecular y proporcionó una herramienta de medición relativa directa.
• 1905 : El artículo de Einstein sobre el movimiento browniano disipa cualquier última duda sobre la realidad física de los átomos y abre el camino para una determinación precisa de su masa. ^[32]
• 1909 : Perrin acuña el nombre de constante de Avogadro y estima su valor. ^[33]
• 1913 : Descubrimiento de isótopos de elementos no radiactivos por Soddy ^[34] y Thomson . ^[35]
• 1914 : Richards recibe el Premio Nobel de Química por "sus determinaciones del peso atómico de un gran número de elementos". ^[36]
• 1920 : Aston propone la regla de los números enteros , una versión actualizada de la hipótesis de Prout . ^[37]
• 1921 : Soddy recibe el Premio Nobel de Química "por su trabajo sobre la química de las sustancias radiactivas y sus investigaciones sobre los isótopos". ^[38]
• 1922 : Aston recibe el Premio Nobel de Química "por su descubrimiento de isótopos en un gran número de elementos no radiactivos y por su regla de los números enteros". ^[39]
• 1926 : Perrin recibe el Premio Nobel de Física , en parte por su trabajo en la medición de la constante de Avogadro. ^[40]
• 1959/1960 : Escala unificada de unidad de masa atómica basada en m ( ¹² C) = 12 u adoptada por la IUPAP y la IUPAC . ^[41]
• 1968 : El Comité Internacional de Pesas y Medidas (CIPM) recomienda la inclusión del mol en el Sistema Internacional de Unidades (SI) . ^[42]
• 1972 : Se aprueba el mol como unidad base del SI para la cantidad de sustancia. ^[42]
• 2019 : El mol se redefine en el SI como "la cantidad de sustancia de un sistema que contiene6.022 140 76 × 10 ²³ entidades elementales especificadas". ^[1]

Véase también

• Sistema Internacional de Cantidades
• Cantidad de materia

Referencias

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2. Giunta, Carmen J. (2016). "¿Qué hay en un nombre? Cantidad de sustancia, cantidad química y cantidad estequiométrica". Revista de educación química . 93 (4): 583–86. Código Bibliográfico :2016JChEd..93..583G. doi : 10.1021/acs.jchemed.5b00690 .
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