MOL Y NUMERO DE AVOGADRO

El mol  es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes fisicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia  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 atomos 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 aunque normalmente 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.

El número de unidades elementales –atomos, moleculas,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 numero de Avogadro (N_A)^3 y equivale a:

                           

Dado el tamaño extremadamente 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 Loschmit, 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 y decidieron 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 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 el número 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 numero de Avogadro.

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 6,02214129 (30) × 10²³átomos.

Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias 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 cabe establecer 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 N_A iones Na⁺ y N_A iones Cl^–, donde N_A 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 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 hay 6,02214129 (30) × 10²³ moléculas de H₂O, a la vez que:

• En un mol de agua hay 2 × 6,02214129 (30) × 10²³ átomos de H (o sea 2 moles de átomos de hidrógeno) y 6,02214129 (30) × 10²³ átomos de O (o sea 1 mol de átomos de oxígeno).

Como se ha dicho, una cierta cantidad de sustancia expresada en moles se refiere al número de partículas (átomos, moléculas) que la componen, y no a su magnitud. Así como una docena de uvas contiene la misma cantidad de frutas que una docena de sandías, un mol de átomos de hidrógeno tiene la misma cantidad de átomos que un mol de átomos de plomo, sin importar la diferencia de tamaño y peso entre ellos.

NUMERO DE AVOGADRO

En quimica y en fisica , la constante de Avogadro  es el número de entidades elementales  que hay en un mol, el número de átomos de carbono contenidos en 12 gramos de carbono-12.Originalmente se llamó número de Avogadro.
En 2006, la CODATA recomendó este valor de:

Donde (30) se refiere a la incertidumbre  estándar de la constante, concretamente al valor 0.000 000 30×10²³ mol⁻¹. La constante de Avogadro debe su nombre al científico italiano de principios del siglo XIX Amedeo Avogadro, quien, en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas  es proporcional al número de atomos, o moleculas, independientemente de la naturaleza del gas.El físico francés Jean Perrin  propuso en 1909 nombrar la constante en honor de Avogadro. Perrin ganaría en 1926 Premio Novel de Fisica, en gran parte por su trabajo en la determinación de la constante de Avogadro mediante varios métodos diferentes.

El valor de la constante de Avogadro fue indicado en primer lugar por Johann Josef Loschmith que, en 1865, estimó el diámetro medio de las moléculas en el aire por un método equivalente a calcular el número de partículas en un volumen determinado de gas.⁷ Este último valor, la densidad numerica de partículas en un gas ideal, que ahora se llama en su honor constante de Loschmith, es aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro. La conexión con Loschmidt es la raíz del símbolo L que a veces se utiliza para la constante de Avogadro, y la literatura en lengua germana puede referirse a ambas constantes con el mismo nombre, distinguiéndolas solamente por las unidades de medida.