Química/Concepto de mol

De Wikilibros, la colección de libros de texto de contenido libre.
Saltar a: navegación, buscar

En primer lugar, es conveniente distinguir entre los conceptos de masa y peso.


La masa se refiere a la cantidad de materia contenida en un cuerpo. Se mide en kilogramos (kg).

El peso es el resultado de la atracción gravitacional sobre la masa de un cuerpo. Se mide en Newton(N).


Tomemos como referencia el kilogramo. Un kilogramo de plomo y un kilogramo de algodón tienen la misma masa y, por lo tanto, marcan el mismo peso (¡aunque presenten distinto volumen!) en una balanza de dos platillos o una báscula (colocada en el vacío).

En el planeta Tierra, tanto el fiel de la balanza como el indicador de la báscula marcarían 1 kilogramo. Pero en la Luna, donde la atracción gravitacional es aproximadamente un sexto de la terrestre, el peso indicado por la báscula sería aproximadamente "0,166 kg", mientras que la balanza seguiría indicando 1 kg. Los cuerpos no han perdido masa, sólo están sujetos a una atracción gravitacional menor.

Hay que hacer notar que una balanza de dos platillos daría el mismo resultado en la Tierra y en la Luna, porque funciona por comparación de masas (equilibramos la masa a determinar con pequeñas masas conocidas), mientras que una báscula de resorte daría números diferentes en la Tierra y en la Luna. Esto es porque el resorte de la báscula ha sido calibrado para indicar pesos, sujeto a la atracción gravitacional del planeta en que se encuentre. Dado que, ordinariamente, hacemos todos nuestros experimentos en el planeta Tierra, tendemos a usar masa y peso indistíntamente. Dicho uso es permisible, siempre que mantengamos en mente la diferencia entre masa y peso.


El mol es una unidad de cantidad de materia. Un mol representa la cantidad de masa contenida en 6,022 \times 10^{23} moléculas de sustancia. El número 6,022 \times 10^{23} es conocido como el número de Avogadro. El mol es una unidad algo peculiar, porque "no pesa lo mismo" en cada caso. Al estar basada en un conteo de átomos o moléculas, la cantidad de masa total dependerá de cuánta masa tenga cada unidad material.

Así, un mol de hidrógeno molecular (H_2) tiene 2 gramos de masa, mientras que un mol de agua (H_2O) contiene 18 gramos de masa. Un mol "pesa" diferente dependiendo de la sustancia de que estemos hablando. La utilidad de este concepto de mol radica en que cuando consideramos reacciones químicas, las relaciones de masa de las sustancias reaccionantes quedan reducidas a números enteros que corresponden a la fórmula mínima. Por ejemplo, podemos decir que 4 gramos de hidrógeno gaseoso reaccionan con 32 gramos de oxígeno gaseoso para formar 36 gramos de agua, esto es, reaccionan en una relación de 4:32 ó 1:8, lo cual no concuerda muy bien con la fórmula molecular del agua (H_2O). Si utilizamos "moles", podemos decir que 2 "moles" de hidrógeno reaccionan con 1 "mol" de oxígeno para formar un "mol" de agua. Esto concuerda mejor con la fórmula molecular del agua, y se justifica mediante medidas volumétricas realizadas a lo largo de la reacción entre ambos gases.

En el laboratorio o en la industria no se trabaja con símbolos o números, se trabaja con sustancias concretas, que se palpan. Para facilitar las tareas de investigación sobre algún elemento químico los científicos utilizan siempre gran cantidad de átomos.

Vamos a tratar de explicar qué es un mol.

Para ello, tenemos que remontarnos a finales del siglo XVIII, cuando los científicos (como Lavoisier, Proust, Dalton, etc.) trataron de sistematizar el estudio de las reacciones químicas, basándose en los pesos de los reaccionantes y de los productos del proceso, consiguiendo unos resultados muy aceptables. Sin embargo, al operar con gases la manipulación es más fácil si medimos volúmenes; pero ahora los cálculos son incongruentes, como constató el francés J.L. Gay-Lussac.

Por ejemplo, si se mantiene constante la temperatura de medida...

1 volumen de oxígeno + 2 volúmenes de hidrógeno producen 2 volúmenes de vapor de agua
1 volumen de nitrógeno + 3 volúmenes de hidrógeno producen 2 volúmenes de amoníaco

El peso de sustancias -a lo largo del proceso- se mantiene constante, pero vemos que no sucede igual con el volumen de reactivos y de producto.

Para explicar este hecho, el italiano Avogadro, en 1811, postuló que en volúmenes iguales de gases diferentes hay siempre el mismo número de partículas materiales, si están medidos a igual presión y temperatura.

O sea, que hay el mismo número de partículas en un litro de oxígeno, de cloro, o de butano, siempre que midamos a la misma presión y temperatura.
Pero, para que se cumpla la constancia de la masa ello obliga a que las partículas de los gases elementales (simples) en realidad sean agregados de unidades atómicas (átomos), generalmente dos: es decir, que son biatómicas.

Veamos un caso concreto: Supongamos que se va a sintetizar amoníaco mediante el método Haber-Bosch, es decir, combinando directamente hidrógeno gaseoso con gas nitrógeno. Si se toma un matraz de cada gas, para seguir el postulado de Avogadro podríamos presentar un esquema como éste:

Matraces con H y N.png



donde observaremos que ambos matraces contienen igual número de partículas.

El problema radica en que la reacción consume 3 volúmenes de nitrógeno por cada uno de hidrógeno, y NO se producen 4 volúmenes de amoníaco, sino ¡solamente dos!. Además, se conoce la composición del amoníaco, que contiene 14 pesos de nitrógeno, por cada 3 pesos de hidrógeno, una proporción 3:1, por lo que su fórmula empírica es NH_3, y el esquema del proceso debería ser éste:

REACCION N+H.png



Si hacemos el recuento de partículas, vemos que no coincide en los productos respecto de los reactivos. Por eso, Avogadro pensó en la posibilidad de partículas diatómicas, dando un paso más en la dirección que marcó Dalton al suponer el concepto de "átomo" como constituyente último de la materia.

Gases diatómicos.png



En un principio, la idea de molécula como agregación de átomos no fue bien acogida por los científicos contemporáneos, pero estudios posteriores, en el campo de la termodinámica, dieron la razón a Avogadro, porque los hechos experimentales permitieron establecer que podemos considerar a la materia como formada por una cierta cantidad de "bolas".

Por ejemplo, si despreciamos el volumen propio de la "bola" ó molécula, el volumen ocupado por un gas depende únicamente del número de partículas contenidas (a cada temperatura y presión concretas). Esta circunstancia se expresa matemáticamente mediante la fórmula de Boyle y Mariotte...
P.V = R.T

en la que P, V y T representan la presión, el volumen y la temperatura absoluta, y R es un número constante, hallado experimentalmente.

Si tomamos un volumen V de oxígeno (a una presión y temperatura concretas), siempre contendrá las mismas moléculas, y pesará lo mismo. Se acordó usar un volumen que pesase 32 gramos, en condiciones de 1 atm de presión y 0 ºC (273 K), y se le llamó volumen molar del oxígeno.
De igual modo, se llamó MOL (del latín moles, que significa montón(!), a un peso (en gramos) de cualquier sustancia, que coincidiese con su peso atómico o molecular. Hay que advertir que se puede hallar el peso (masa) de los átomos o moléculas, pero no con una balanza, sino por métodos electromagnéticos (como el espectrógrafo de masas ideado por Aston).

Podemos presentar unos datos experimentales como los siguientes:

SUSTANCIA Volumen de 1 mol (0 ºC - 1 atm)
Hierro 7,1 ml
Caliza 34,1 ml
Agua 18,0 ml
Oxígeno 22,39 ml
Hidrógeno 22,43 ml
Nitrógeno 22,40 ml
Amoníaco 22,09 ml

De acuerdo con lo que precede, el volumen molar de los gases es prácticamente idéntico (en condiciones iguales y concretas).

Ahora podemos aplicar los datos experimentales a la ecuación de Boyle, lo que nos dá un valor de 0,082 \frac{atm L}{mol K} para la constante R, cuando las unidades son atmósfera, litros y K. Si en vez de usar un mol de gas se ponen 2, 3,...n, se obtienen volúmenes dobles, triples, etc, lo que permite escribir dicha ecuación como:

P.V = n.R.T
siendo n = número de moles de gas, introducidos en el recipiente


Por otra parte, el número de partículas contenidas en un mol de sustancia (el llamado número de Avogadro) se puede conocer por diversos métodos (mecánicos, radiactivos, eléctricos) y resulta ser una cantidad de 6,022\,141\,29 \times 10^{23} (¡unos seiscientosdosmil trescientos trillones!) de unidades.
En la actualidad, en los cálculos químicos la palabra MOL representa tanto un peso de sustancia (distinto en cada caso) como un número de unidades. ¡Incluso podríamos hablar de "un mol de caramelos"!.
Podemos preguntarnos: ¿Y por qué elegir exactamente 32 gramos de oxígeno?.

Cuando se logró obtener el peso (masa) de los átomos, se encontró que su magnitud es del orden de 10^{-18} gramos, lo cual hace imposible su uso a nivel de experiencias prácticas en laboratorios normales. Entonces se pensó usar una unidad relativa, que se llamó unidad de masa atómica, u(antes u.m.a.), dalton, que se correspondía con 1,66 \times 10^{-27} kilogramos, que es casi exactamente la doceava parte (1/12) de la masa del isótopo 12 del átomo de carbono.

Y de nuevo, diremos: ¿Por qué la u tiene ese valor?

Hagamos unos cálculos numéricos: Si usamos un mol de átomos de azufre, su peso relativo (en u) sería 6,022\,141\,29 \times 10^{23} (\acute{a}tomos) \times 32 \frac{u}{\acute{a}tomo} que es dato experimental). El resultado es 1,927\,08 \times 10^{25} \frac{u}{mol}. Si queremos hallar el peso en kg, tendremos que multiplicar este número por el valor 1,66 \times 10^{-27}\frac{kg}{u}, obteniendose 0,031\,98\,kg, prácticamente 32 gramos.

¡El "truco" ha estado en elegir un valor de la "u" que, al multiplicarse por el número de Avogadro, dé "1"!


De este modo se puede hablar de un "peso" atómico/molecular "relativo", que es el peso en daltons de un átomo ó molécula, y el "peso" atómico/molecular "real", que es el "peso" en gramos de un mol de átomos o de moléculas.


Esta nueva unidad que estamos definiendo hace que para las diferentes sustancias un mol de una no tenga la misma masa en gramos o kilogramos que para otra sustancia((karen puertas))

Pregunta: Si 18 gramos de agua contienen 6,022 \times 10^{23} moléculas ¿cuántos gramos pesa una sola molécula de agua?


Volver a Tabla de Contenido