Biologia

mol
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Para otros usos de este término, véase Mol (desambiguación).
mol |
Estándar: | Unidades básicas del Sistema Internacional |
Magnitud: | Cantidad de sustancia |
Símbolo: | mol |
Expresada en: | 1 mol = |
Cantidad: | 6,022 141 79 (30) × 1023 |
El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad desustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos decarbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates,[1] aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades.
El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante queno depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)[2] y equivale a:
[2] |

[editar] Aclaraciones
Dado que un mol de moléculas H2 equivale a 2 gramos de hidrógeno, un mol de átomos H será entonces un gramo de este elemento. O sea que en un gramo de hidrógeno hay 6,02214179 (30) × 1023 átomos.
Para evitar ambigüedades, en el caso desustancias macroelementales conviene por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ejemplo: "un mol de moléculas de nitrógeno" (N2) equivale a 28 g de nitrógeno. O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se refiere.
El mol se puede aplicar a las partículas, incluyendo los fotones, cuya masa es nula. En este caso, no cabeestablecer comparaciones basadas en la masa.
En los compuestos iónicos también puede utilizarse el concepto de mol, aun cuando no están formados por moléculas discretas. En ese caso el mol equivale al término fórmula-gramo. Por ejemplo: 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene NA iones Na+ y NA iones Cl–, donde NA es el número de Avogadro.
Por ejemplo para el caso de la molécula de agua
* Se sabe queen una molécula de H2O hay 2 átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.
* Se puede calcular su Mr(H2O) = 2 × Ar(H) + Ar(O) = 2 × 1 + 16 = 18, o sea Mr(H2O) = 18 uma.
* Se calcula la masa molecular absoluta = 18 × 1,66 × 10-24g = 2,99 × 10-23g.
* Se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).
* En un mol de agua hay6,02214179 (30) × 1023 moléculas de H2O, a la vez que:
* En un mol de agua hay 2 × 6,02214179 (30) × 1023 átomos de H (o sea 2 moles de átomos de hidrógeno) y 6,02214179 (30) × 1023 átomos de O (o sea 1 mol de átomos de oxígeno).
[editar] Equivalencias
* 1 mol es equivalente a 6,02214179 (30) × 1023 unidades elementales.
* La masa de un mol de sustancia, llamada masa molar, esequivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos.
* 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y 1 atm de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm).
* El número de moles (de átomos o de moléculas, según se trate de un elemento o un compuesto) presentes en una cantidad desustancia de masa m, es n = m/M, donde M es la masa atómica o molecular, según sea el caso.
[editar] Véase también
* Estequiometría
* Masa molar
* Número de Avogadro
* Unidad de masa atómica
* Volumen molar
* Constante universal de los gases ideales
[editar] Referencias
1. ↑ Se busca una magnitud para la unidad mol
2. ↑ a b CODATA (2006): Avogadro constant,...