Mol numero de avogadro

mol
Para otros usos de este término, véase Mol (desambiguación).
Mol
Estándar
Unidades básicas del Sistema Internacional
Magnitud
Cantidad de sustancia
Símbolo
mol
Equivalencias
1 mol:
Cantidad:
6,022 141 29 (30) × 1023
El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales delSistema Internacional de Unidades.
Dadacualquier sustancia (elemento o compuesto químico) 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, comoátomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates,1 aunquenormalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir del 2011 la definición se base directamente en el número de Avogadro (de modo similar a como se define el metro a partir de la velocidad de la luz).2
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 que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)3 y equivale a:
3

Ejemplo gráfico de la conversión de moles.
Índice
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1 Historia
2 Aclaraciones
3 Equivalencias
4 Véase también
5 Referencias
6 Enlaces externos
Historia[editar]
Dado el tamañoextremadamente pequeño de las unidades fundamentales, y su número inmensamente grande, es imposible contar individualmente las partículas de una muestra. Esto llevó a desarrollar métodos para determinar estas cantidades de manera rápida y sencilla.
Si tuviésemos que crear una unidad de cantidad de sustancia hoy en día, seguramente se utilizaría la "Tera-partícula" (1012 partículas) o algo similar. Sin embargo,dado que el mol se ha definido hace ya tiempo y en otro contexto de investigación, se han utilizado diferentes métodos. El primer acercamiento fue el de Joseph Loschmidt, intentando contabilizar el número de moléculas en un centímetro cúbico de sustancias gaseosas bajo condiciones normales de presión y temperatura.
Los químicos del siglo XIX usaron como referencia un método basado en el peso ydecidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de átomos o moléculas. Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo, definieron los términos equivalente, átomo-gramo, molécula-gramo, fórmula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el mol.
Más adelante el mol queda determinado como elnúmero de moléculas H2 existentes en dos gramos de hidrógeno, lo que da el peculiar número de 6,022 141 29 (30) × 1023 al que se conoce como número de Avogadro.
Aclaraciones[editar]
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.
Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macroelementales conviene por lo tantoindicar, 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 cabe establecer comparaciones basadas en la masa.
En loscompuestos 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 que en una molécula de H2O hay 2 átomos de hidrógeno y un átomo...