En química , la cantidad de sustancia (símbolo n ) en una muestra determinada 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 o iones de un tipo específico. La sustancia particular de la muestra se puede especificar usando un subíndice, por ejemplo, la cantidad de cloruro de sodio (NaCl) se indicaría 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 definió como la cantidad de sustancia en 12 gramos del isótopo carbono-12 . Como 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 del compuesto, en daltons , y la masa molar de un isótopo en gramos por mol. es igual al número másico. 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 , suele ser mucho más conveniente 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 se puede expresar 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 producir 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 temperatura de los reactivos y productos . Para 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 determinada cantidad de un gas noble en un recipiente de un volumen determinado, a una temperatura determinada, 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 “amount” en el idioma inglés . Este último puede referirse a otras medidas como masa o 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", del mismo modo que la cantidad de masa no debe denominarse "número de kilogramos". [4]
Naturaleza de las partículas
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Para evitar ambigüedades, la naturaleza de las partículas debe especificarse en cualquier medición de la cantidad de sustancia: así, una muestra de 1 mol de moléculas de oxígeno ( O 2) tiene una masa de unos 32 gramos, mientras que una muestra de 1 mol de átomos de oxígeno ( O ) tiene una masa de unos 16 gramos. [5] [6]
El cociente de alguna cantidad física extensa de una muestra homogénea por su cantidad de sustancia es una propiedad intensiva de la sustancia, normalmente 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 lo cual se puede utilizar 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 17,962 mililitros por mol para agua líquida y 7,092 ml/mol para 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 que hay en la muestra. Para la mayoría de los propósitos prácticos, el valor numérico de la masa molar expresada con la unidad gramo por mol es el mismo que el de la masa media de una molécula de la sustancia expresada con la unidad dalton , ya que el mol se definió históricamente de manera que el molar La constante de masa fue exactamente 1 g/mol. Esto permite determinar con precisión la cantidad en moles de una sustancia midiendo la masa. Dada la masa molecular 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. [8] Otros métodos incluyen el uso del volumen molar o la medición de la carga eléctrica . [8]
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 equivalen aproximadamente a 5,551 moles de agua. [8]
La masa molar de una sustancia depende no 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 .
Concentración molar
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
La fracción molar o fracción molar de una sustancia en una mezcla (como una solución) es la cantidad de moles del compuesto en una muestra de la mezcla, dividida por la cantidad 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 moles, 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.
Cantidad concentración (moles por litro)
Otra cantidad derivada importante es la cantidad de concentración de sustancia [9] (también llamada concentración de cantidad , o concentración de sustancia en química clínica ; [10] que se define como la cantidad de una sustancia específica en una muestra de una solución (o alguna otra mezcla). ), dividido por el volumen de la muestra.
La unidad SI de esta cantidad es el mol (de la sustancia) por litro (de la solución). Así, por ejemplo, la cantidad de 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 mol) y 0,60 L de agua. Por lo tanto, la cantidad de concentración de etanol es (6,85 mol de etanol)/(1 L de vodka) = 6,85 mol/L, no (6,85 mol de etanol)/(0,60 L de agua), que sería 11,4 mol/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 de urea "0,5 molar" o "0,5 M" ( CH 4norte 2O ) en agua contiene 0,5 moles de esa molécula. Por extensión, la cantidad concentración 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 másica , que es la masa de la sustancia de interés dividida por el volumen de la solución (aproximadamente 35 g/L para el cloruro de sodio en el agua del océano).
Fracción de cantidad (moles por mol)
De manera confusa, la cantidad, concentración o "molaridad" también debe distinguirse de la "fracción molar", que debe ser el número de moles (moléculas) de la sustancia de interés dividido por el número total de moles (moléculas) en la muestra de solución. . Esta cantidad se llama más propiamente fracción de cantidad .
Historia
Los alquimistas , y especialmente los primeros metalúrgicos , probablemente tenían alguna noción de cantidad de sustancia, pero no se conservan registros 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 sólo 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 del "componente ácido" ( catión y anión en la terminología moderna) permanecen iguales durante las reacciones entre dos sales neutras . [13]
1792 : Richter publica el primer volumen de Estequiometría o el arte de medir los elementos químicos (la publicación de los 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. Si bien muchos se mostraron escépticos sobre la realidad de los átomos, los químicos rápidamente 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). [dieciséis]
1811 : Avogadro plantea la hipótesis de que volúmenes iguales de diferentes gases (a la misma temperatura y presión) contienen igual número 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 abandonó posteriormente dado el peso atómico observado del cloro (aprox. 35,5 en relación con el hidrógeno).
1834 : Clapeyron enuncia la ley de los gases ideales. [23]
La ley de los gases ideales fue la primera en descubrirse de muchas relaciones entre el número de átomos o moléculas en un sistema y otras propiedades físicas del sistema, además de su masa. Sin embargo, esto no fue suficiente para convencer a todos los científicos de la existencia de átomos y moléculas; muchos lo consideraron simplemente una herramienta útil para el cálculo.
1834 : Faraday expone 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 tanto, del número de moléculas en un volumen dado de gas, ahora conocida como constante de Loschmidt . [28]
1886 : van't Hoff demuestra las similitudes de comportamiento entre soluciones diluidas y gases ideales.
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 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 quedaban muchas preguntas, entre ellas el tamaño de los átomos y su número en una muestra determinada. El desarrollo simultáneo de la espectrometría de masas , a partir de 1886, apoyó 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 las últimas dudas sobre la realidad física de los átomos y abre el camino para una determinación precisa de su masa. [32]
1921 : Soddy recibe el Premio Nobel de Química "por sus trabajos 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 unidades de masa atómica basada en m ( 12 C) = 12 u adoptada por la IUPAP y la IUPAC . [41]
1972 : Se aprueba el mol como unidad base del SI de 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]
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