Topo

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Topo
Solución de hidróxido de sodio.jpg
1 litro de una solución acuosa que contiene 6 moles de hidróxido de sodio disuelto. El mol es una unidad de medida muy utilizada en química .
Información general
Sistema
Tamaño cantidad de sustancia
Símbolo mol
Epónimo molécula

El mol (ex grammomole , símbolo mol ) es la unidad de medida de la cantidad de sustancia . [1] Desde 1971 es una de las siete magnitudes físicas fundamentales del sistema internacional . [2]

A partir del 20 de mayo de 2019, mole se define como la cantidad de sustancia que contiene exactamente 6.02214076 × 10 23 [3] entidades fundamentales [4 ] [ 5] , siendo este el valor numérico de la constante de Avogadro cuando se expresa en mol -1 .

Esta definición se introdujo en noviembre de 2018 durante la 26a Conferencia General de Pesos y Medidas , reemplazando la antigua definición basada en el número de átomos contenidos en 12 gramos de carbono-12 ( 12 C, es decir, el isótopo de carbono con un número de masa 12). . De hecho, la redefinición del mol se decidió para independizar las unidades de medida (antes de vincular la definición de mol a la masa) y porque en el estado actual de las cosas es posible determinar el valor numérico de la masa. Constante de Avogadro con un nivel aceptable de incertidumbre. [3]

El número de partículas contenidas en un mol se conoce como número de Avogadro , en honor al químico y físico italiano Amedeo Avogadro .

El concepto de topo fue introducido por Wilhelm Ostwald en 1896 . [6]

Molar, cantidad química y masa molar

De la definición se deduce que una cantidad de sustancia es igual a un mol cuando contiene un número de partículas igual al valor numérico de la constante de Avogadro. Un mol de sustancia B contiene 6.02214076 × 10 23 partículas de B.

Normalmente, la sustancia B es una sustancia pura o una mezcla bien definida (el aire, por ejemplo, contiene 4 moléculas de nitrógeno y 1 molécula de oxígeno, en una primera aproximación). La "cantidad de sustancia B" se convierte en la "cantidad de B" cuando la sustancia se hace explícita (por ejemplo, "la cantidad de aire" o "la cantidad de oxígeno").

La cantidad de B es la relación entre el número de partículas consideradas y la constante N A de Avogadro:

n B = N ° B / N A

en el cual:

  • n se expresa en moles
  • N A en mol −1
  • N ° es un número adimensional.

La masa molar de una sustancia B (M B ) viene dada por la relación entre la masa y la cantidad de sustancia en un cuerpo.

Por ejemplo, la masa atómica del sodio es igual a 22,99 u; un mol de sodio, es decir, un número de átomos de sodio igual al valor numérico de la constante de Avogadro corresponde a 22,99 gramos de sustancia. La masa molar de sodio es 22,99 g / mol de Na .

De manera similar, en el caso del agua (H 2 O), la masa molecular es igual a 18.016 u; un mol de esta sustancia equivale a 18.016 gramos. La masa molar del agua es 18.016 g / mol H₂O .

En el caso del metano (CH 4 ), cuya masa molecular es 16,04, medio mol (por lo tanto, la mitad del valor numérico de la constante de moléculas de Avogadro) corresponde a 8,02 gramos.

Es conceptualmente incorrecto usar el término mol para indicar la masa molar : mientras que esta última es una cantidad intensiva que se mide en g / mol o kg / mol, numéricamente igual a la masa molecular o atómica , el mol es una unidad de medida. de una gran cantidad denominada "cantidad de sustancia" (o, a veces, de forma más apresurada y menos correcta, "número de moles"). La relación entre estas cantidades es:

donde n es la cantidad de sustancia , m es la masa de la muestra y M es su masa molar . La masa de la muestra en el SI se mide en kilogramos (kg) pero generalmente se utilizan submúltiplos (g). La masa molar, en cambio, se mide en g / mol (su valor numérico coincide con la masa molecular , que se mide en uma ): la cantidad de sustancia, por tanto, se calcula en moles (por eso hablamos de "número de lunares ").

A veces se prefiere aclarar el tipo de entidades elementales consideradas usando las denominaciones ahora obsoletas de átomo gramo (mol de un elemento) y grammomolécula (mol de un compuesto). [7] El grammole y la gramomolécula fueron eliminados en 1963 por la 13ª CGPM y reemplazados por la "masa de sustancia". Desde 1972, el mol ha sido parte del SI y en Italia el SI se ha convertido, por ley, en el único sistema oficial de unidades de medida. La IS está en efecto en casi todo el mundo.

En los países anglosajones , también se utilizan las definiciones de libbramolecule y libbramole , que son similares a las definiciones de gramomolécula y grammomole, excepto que la libra se conoce como la medida de masa.

Algunas aplicaciones del concepto de mole

El concepto de mol se usa a menudo en química , ya que nos permite comparar partículas de diferente masa. Además, al referirnos a los moles en lugar de al número de entidades, nos desconectamos del uso de números muy grandes .

El mol también se usa en las definiciones de otras unidades de medida; por ejemplo, la carga de un mol de electrones se llama constante de Faraday [8] , igual a 96 485 culombios , mientras que un mol de fotones se llama einstein .

El concepto de mol también se utiliza en las ecuaciones de estado de los gases ideales ; tenemos que un mol de moléculas de cualquier gas ideal , en condiciones normales (temperatura de 0 ° C y presión de 101 325 Pa = 1 atm ) ocupa un volumen de 22.414 L según la ley de Avogadro . Por tanto, es posible calcular el número de moléculas presentes en un volumen dado de gas y, por tanto, su masa.

Ejemplo: cálculos estequiométricos

En el siguiente ejemplo, los moles se utilizan para calcular la masa de CO 2 emitida cuando se quema 1 g de etano . La fórmula involucrada es:

Aquí, 3,5 moles de oxígeno reaccionan con 1 mol de etano para producir 2 moles de CO 2 y 3 moles de H 2 O. Tenga en cuenta que no es necesario equilibrar la cantidad de moléculas en ambos lados de la ecuación: de 4,5 moles de gas a 5 moles de gas. Esto se debe a que la masa o el número de átomos involucrados no cuenta para la cantidad de moléculas de gas, sino simplemente para el número de partículas individuales. En nuestro cálculo, en primer lugar es necesario calcular la cantidad de etano que se ha quemado. La masa de un mol de sustancia se define como igual a su masa atómica o molecular, multiplicada por la constante de Avogadro. La masa atómica del hidrógeno es igual a 1 u, mientras que la masa molar de H es igual a 1 g / mol H ; la masa atómica del carbono es igual a 12 u, su masa molar a 12 g / mol C ; por lo tanto, la masa molar de C 2 H 6 es: 2 × 12 + 6 × 1 = 30 g / mol C 2 H 6 . Un mol de etano pesa 30 g. La masa del etano quemado fue de 1 go 1/30 de mol. La masa molar de CO 2 (con masa atómica de carbono 12 u y oxígeno 16 u) es: 2 × 16 u + 12 u = 44 u, por lo tanto, un mol de dióxido de carbono tiene una masa de 44 g. Por la fórmula sabemos que:

También conocemos la masa de etano y dióxido de carbono, entonces:

  • 30 g de etano producen 2 × 44 g de dióxido de carbono.

Es necesario multiplicar la masa de dióxido de carbono por dos porque se producen dos moles. Por otro lado, también sabemos que solo se quemó 1/30 de un mol de etano. Es de nuevo:

  • 1/30 mol de etano produce 2 × 1/30 mol de dióxido de carbono.

Y finalmente:

  • 30 × 1/30 g de etano produce 44 × 2/30 g de dióxido de carbono = 2,93 g

El dia del mole

Icono de lupa mgx2.svg Día del topo .

El Día del Mole se celebra el 23 de octubre, entre las 6:02 am y las 6:02 pm. [9] El día y la hora se han elegido de modo que la fecha escrita en el formato de EE. UU. (Es decir: 6:02 10/23) coincida con los primeros dígitos del número de Avogadro (6,02 × 10 23 ). [9]

Nota

  1. ^ (ES) Libro de oro de la IUPAC, "mole"
  2. ^ (ES) Libro de oro de la IUPAC, "SÍ"
  3. ^ a b Roberto Marquardt, Juris Meija y Zoltán Mester, Definición del topo (Recomendación IUPAC 2017) ( XML ), en Química pura y aplicada , vol. 90, n. 1, 26 de enero de 2018, págs. 175-180, DOI : 10.1515 / pac-2017-0106 . Consultado el 14 de marzo de 2019 .
  4. ^ Las entidades químicas y físicas a las que se hace referencia en la definición de mol pueden ser átomos , moléculas , iones , radicales , electrones , fotones y otras partículas o agrupaciones específicas de estas entidades. Consulte también la lista de partículas .
  5. ^ (EN) BIPM - Resolución 1 de la 26ª CGPM , en www.bipm.org. Recuperado el 22 de marzo de 2019 (archivado desde el original el 4 de febrero de 2021) .
  6. Silvestroni , p. 157 .
  7. Silvestroni , p. 156 .
  8. ^ no confundir con la unidad de capacitancia eléctrica , el faradio
  9. ^ A b (ES) ¿Qué es el día del topo? , en Mysite . Consultado el 31 de marzo de 2021 .

Bibliografía

  • Paolo Silvestroni, Fundamentos de química , 10ª ed., CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8 .
  • Silvio Gori, Química Física , 1a ed., Padua, PICCIN, 1999.
  • IUPAC, IUPAP, ISO, "Green Book" , 1ª ed., Londres, Blackwell, 1993.

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