Mol (unidad de medida de cantidad de sustancia)

m. Cantidad de una sustancia cuyo peso es el número de gramos expresado por su peso molecular.

El mol es la unidad básica de cantidad de sustancia (“número de sustancia”) en el Sistema Internacional de Unidades (SI), definida exactamente como 6,0221407610^23 partículas, como átomos, moléculas, iones o electrones. Su símbolo es el topo.

Esta definición se adoptó en noviembre de 2018, revisando su antigua definición basada en el número de átomos en 12 gramos de carbono-12 (12C) (el isótopo del carbono con una masa atómica relativa de 12 Mujer por definición).

El número Na (constante de Avogadre) se escogió de modo que la masa de un mol de un compuesto químico, en gramos, sea numéricamente igual (a todos los efectos prácticos) a la masa media de una molécula del compost , en unidades de masa atómica. Así, por ejemplo, la masa media de una molécula de agua es de unas 18.015 unidades de masa atómica; y una molécula de agua es de 6,0221407610^23 moléculas, cuya masa total es de unos 18,015 gramos.

El mol se utiliza ampliamente en química como una forma conveniente de expresar cantidades de reactivos y productos de reacciones químicas. Por ejemplo, la ecuación química 2H2 + O2 → 2H2O puede interpretarse como 2 moles de dihidrógeno (H2) y 1 mol de oxígeno (O2) reaccionan para formar 2 moles de agua (H2O).

El mol también puede utilizarse para representar el número de átomos, iones u otras entidades en una muestra determinada de una sustancia. La concentración de una disolución se expresa habitualmente por su molaridad, definida como la cantidad de sustancia disuelta por unidad de volumen de disolución, para la que la unidad que se utiliza normalmente son moles por litro (mol/l), comúnmente abreviado M.

El término molécula de gramo se utilizaba anteriormente para “mol de moléculas”.[3] y átomo gramo por “mol de tomos”. Así, por ejemplo, 1 mol de MgBr2 es 1 gramo-molécula de MgBr2 pero 3 gramo-átomos de MgBr2.

Historia del topo

La historia del topo se entrelaza con la de la masa molecular, la unidad de masa atómica, el número de Avogadro y los conceptos relacionados.

La primera tabla estándar de peso atómico (demasiado atómica) fue publicada por John Dalton (1766-1844) en 1805, basándose en un sistema en el que la masa atómica relativa del hidrógeno se definía como 1.

Estas masas atómicas relativas se basaban en las proporciones estequiométricas de la reacción química y los compuestos, lo que ayudó mucho a aceptarlos: un químico no necesitaba adherirse a la teoría atómica (hipótesis no demostrada en ese momento) para hacer un uso práctico. las tablas. Esto comportará cierta confusión entre las masas atómicas (promocionadas por los defensores de la teoría atómica) y los pesos equivalentes (promosados ​​por sus oponentes ya veces diferentes de las masas atómicas relativas por todo un factor), que durará gran parte del siglo XIX.

Jns Jacob Berzelius (1779-1848) fue decisivo para determinar a las masas atómicas relativas con una precisión creciente. También fue el primer químico que utilizó el oxígeno como estándar al que se refieren otras masas. El oxígeno es un estándar útil porque, a diferencia del hidrógeno, forma compuestos con la mayoría de otros elementos, especialmente metales. Sin embargo, opté por establecer la masa atómica de oxígeno a 100, lo que no era obvio.

Charles Fredric Gerhardt (1816-56), Henri Victor Regnault (1810-78) y Stanislao Cannizzaro (1826-1910) ampliaron los trabajos de Berzelius, resolviendo muchos de los problemas de la estequiometría desconocida de los compuestos y el uso de masas Atmics atrajo un gran consentimiento. en el Congreso de Karlsruhe (1860).

La convención había vuelto a definir la masa atómica del hidrógeno como 1, aunque al nivel de precisión de las medidas de la época (incertidumbres relativas en torno al 1%), esto era numéricamente equivalente al siguiente estándar de oxígeno = 16. Sin embargo, la conveniencia química de tener el oxígeno como estándar primario de masa atómica se ha hecho cada vez más evidente con los avances en química analítica y la necesidad de determinaciones de masa atómica cada vez más precisas.

El nombre mole es una traducción de 1897 de la unidad alemana Mol, acuñada por el químico Wilhelm Ostwald en 1894 a partir de la palabra alemana Molekl (molécula). Sin embargo, el concepto relacionado de demasiado equivalente estaba en uso al menos un siglo antes.

Origen etimológico de la palabra: deriva de molécula.

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