¿Por qué es tan importante el mol?

El mol, tal como se ha dicho más arriba, es una de las unidades fundamentales del Sistema Internacional de Unidades (S.I.) y es, probablemente, la unidad más característica de la Química. Y es tan útil porque permite “contar” átomos o moléculas determinando la masa de sustancia.

Esto es básico porque las sustancias reaccionan en unas proporciones dadas.

Por ejemplo, dos moléculas de hidrógeno (gas) reaccionan con una de oxígeno (gas) para dar una molécula de agua:

Siempre que queramos obtener agua por reacción entre el hidrógeno y el oxígeno deberemos tomar ambos gases en la proporción de doble cantidad de moléculas de hidrógeno que de oxígeno. ¿Pero como “contar” las moléculas”?... usando el concepto de mol:

Un mol de hidrógeno, contiene el mismo número de moléculas de H2 que tiene un mol de O2: 6,02.10 23. Por tanto, para que reaccionen en proporción 2 :1 tendremos que coger 2 moles de H2 y 1 mol de O2 . O lo que es lo mismo 4,0 g de H2 y 32,0 g de O2 que se combinarán para dar 2 moles de H2O (36,0 g)

Ejemplo 1

¿Cuántos moles son:

Solución:

Ejemplo 2.

Necesitamos tener:

¿Cuántos gramos deberemos pesar de cada sustancia?

Solución:

1

su masa es 55,85 g

su masa es 17,00 g

su masa es 18,00 g

que contiene 6,02.10 23 moléculas de amoniaco

que contiene 6,02.10 23 átomos de hierro

que contiene 6,02.10 23 moléculas de agua

es la cantidad de hierro

es la cantidad de amoniaco

es la cantidad de agua

1mol de (moléculas) de amoniaco

1mol de (átomos) de hierro

1mol de (moléculas)

de agua

Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene 6,02.1023 unidades elementales.

Cuando se usa el mol las unidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser átomos, moléculas, iones…

El mol es la unidad de cantidad de materia del Sistema Internacional de Unidades (S.I.)

La masa de un mol en gramos es igual al valor de la masa atómica o molecular.

Comparemos ahora las masas de un átomo de C y uno de H:

Masa de 1 átomo de C : 12 u

Masa de 1 átomo de H: 1 u

Observa que un átomo de H tiene una masa 12 veces inferior a uno de C.

Si ahora tomamos 6,02.1023 átomos de C y el mismo número de átomos de H, resultará que éstos tendrán una masa 12 veces menor:

Masa de 6,02.1023 átomos de C: 12,0 g

Masa de 6,02.1023 átomos de H: 1,0 g

Si repetimos este razonamiento para otros átomos llegaríamos a idénticas conclusiones:

Masa de 6,02.1023 átomos de O: 16,0 g

Masa de 6,02.1023 átomos de N: 14,0 g

Y lo mismo pasaría si extendemos el razonamiento a moléculas:

Masa de 6,02.1023 moléculas de H2O : 18,0 g

Masa de 6,02.1023 moléculas de CO2 : 44,0 g

El número 6,02. 10 23 es muy importante en química. Recibe el nombre de Número o Constante de Avogadro (NA)

Es el número de átomos de C que hay que reunir para que su masa sea igual a 12,0 g (el valor de la masa atómica en gramos). Por tanto:

Masa de 1 átomo de C: 12,0 u

Masa de 6,02.1023 átomos de C: 12,0 g

Amedeo Avogadro.

Italia (1776-1785)

Josef Loschmidt

Austria (1821-1895)

El primero que calculó el número de moléculas en 1 cm3 de gas (2,6.1019)

Jean Perrin

Francia (1870 -1942)

El primero en utilizar el término “Número de Avogadro” (1909)

+

+

2 H2O

O2

2 H2