El Mol
Puesto de manera simple, el mol representa un número. Tal como el término 'docena' se refiere al número 12, el mol representa el número 6.02 x 1023 (Si está confundido por la forma de este número consulte la lección sobre lanotación científica.)
¡Este si que es un número alto! Mientras que una docena de huevos puede convertirse en una rica tortilla de huevos, un mol de huevos puede llenar todos los océanos de la tierra más de 30 millones de veces. Reflexione sobre esto, le tomaría a 10 billones de gallinas poniendo 10 huevos por día más de 10 billones de años poner un mol de huevos. Por consiguiente, ¿por qué usaríamos para empezar un número tan alto? Ciertamente, la tienda local de donuts no va a 'super-aumentar' la docena de donuts al darle un
mole de estas golosinas.
El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y
moléculas. Los átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol.
Historia del Mol
Comúnmente nos referimos al número de objetos en un mol, o sea, el número 6.02 x 1023, como el número de Avogrado. Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contienen un número igual de
moléculas. Alrededor de 50 años después, un científico italiano llamado Stanislao Cannizzaro usó la
hipótesis de Avogradro para desarrollar un grupo de
pesos átomicos para los
elementos conocidos, comparando las
masas de igual volumen de gas. Sobre la
base de este
trabajo, un profesor de secundaria austríaco llamado Josef Loschmidt, calculó el tamaño de una molécula en cierto volumen de aire, en 1865, y eso desarrolló un estimado para el número de moléculas en un volumen dado de aire. A pesar de que estas antiguas estimaciones habían sido definidas desde entonces, ellas indujeron al concepto del mol - a saber, la
teoría de que en una masa definida de un elemento (su peso atómico), hay un número preciso de átomos - el número de Avogrado.
Masa Molar
Una muestra de cualquier elemento con una
masa igual al
peso atómico de ese elemento (en gramos) contiene precisamente un mol de átomos (6.02 x 10
23 átomos). Por ejemplo, el helio tiene un
peso atómico de 4.00. Por consiguiente, 4.00 gramos de helio contienen un mol de átomos de helio. También se puede trabajar con fracciones (o múltiplos) de los moles:
Ejemplos de la Relación Mol/Peso Usando el Helio
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Mol del Helio
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Átomos del Helio
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Gramos del Helio
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1/4
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1.505 x 1023
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1 g
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1/2
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3.01 x 1023
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2 g
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1
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6.02 x 1023
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4 g
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2
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1.204 x 1024
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8 g
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10
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6.02 x 1024
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40 g
|
Otros
pesos átomicos están enumerados en la
tabla periódica. Para cada
elemento enumerado, que mide una cantidad del elemento igual a su
peso atómico en gramos, se producirá 6.02 x 10
23 átomos de ese elemento.
El
peso atómico de un
elemento identifica la
masa de un mol de ese elemento Y el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.
Cada átomo de hidrógeno consiste de un
protón rodeado de un
electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al
pesode un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma
masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos
moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas.
