El mol es la cantidad de una sustancia determinada por su peso molecular en gramos.
En el Sistema Internacional de Unidades (SI), el mol es la unidad fundamental de cantidad de sustancia, representando exactamente 6.02214076×10^23 partículas como átomos, moléculas o iones.
Esta definición reemplazó a la anterior basada en el número de átomos en 12 gramos de carbono-12 (12C).
Definición de 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 6.02214076×10^23 partículas, por ejemplo, átomos, moléculas, iones o electrones. Su símbolo es mol.
Esta definición fue adoptada en noviembre de 2018, revisando su antigua definición basada en el número de átomos en 12 gramos de carbono-12 (12C) (el isótopo de carbono con masa atómica relativa 12 Da por definición).
El número Na (la constante Avogadro) se eligió de manera 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 compuesto, 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 6.02214076×10^23 moléculas, cuya masa total es de unos 18.015 gramos.
El mol es ampliamente utilizado 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 que 2 mol de dihidrógeno (H2) y 1 mol de oxígeno (O2) reaccionan para formar 2 mol de agua (H2O).
El mool también puede utilizarse para representar el número de átomos, iones u otras entidades en una muestra dada de una sustancia. La concentración de una solución se expresa comúnmente por su molaridad, definida como la cantidad de sustancia disuelta por unidad de volumen de solución, para la cual la unidad típicamente utilizada es moles por litro (mol/l), comúnmente abreviada M.
El término gram-molécula se utilizaba anteriormente para "mol de moléculas",[3] y gram-atom para "mol de átomos". Así, por ejemplo, 1 mol de MgBr2 es 1 gramo-molécula de MgBr2 pero 3 gramos-átomos de MgBr2.
Historia del mol
La historia del mol está entrelazada con la de la masa molecular, la unidad de masa atómica, el número de Avogadro y los conceptos relacionados.
La primera tabla de peso atómico estándar (masa atómica) fue publicada por John Dalton (1766-1844) en 1805, basada 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, un hecho que ayudó enormemente a su aceptación: No era necesario que un químico se adhiriera a la teoría atómica (una hipótesis no probada en ese momento) para hacer un uso práctico de las tablas. Esto llevaría a cierta confusión entre las masas atómicas (promovidas por los partidarios de la teoría atómica) y los pesos equivalentes (promovidos por sus oponentes y que a veces diferían de las masas atómicas relativas por un factor entero), lo que duraría durante gran parte del siglo XIX.
Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) fue decisivo en la determinación de las masas atómicas relativas con una precisión cada vez mayor. También fue el primer químico en utilizar el oxígeno como el estándar al que se referían otras masas. El oxígeno es un estándar útil, ya que, a diferencia del hidrógeno, forma compuestos con la mayoría de los demás elementos, especialmente los metales. Sin embargo, optó por fijar la masa atómica de oxígeno en 100, lo que no se hizo evidente.
Charles Frédéric Gerhardt (1816-56), Henri Victor Regnault (1810-78) y Stanislao Cannizzaro (1826-1910) ampliaron las obras de Berzelius, resolviendo muchos de los problemas de la estequiometría desconocida de los compuestos, y el uso de masas atómicas atrajo un gran consenso 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 mediciones en ese momento (incertidumbres relativas de alrededor del 1%), esto era numéricamente equivalente al estándar posterior de oxígeno = 16. Sin embargo, la conveniencia química de tener el oxígeno como estándar de masa atómica primaria se hizo cada vez más evidente con los avances en la química analítica y la necesidad de determinaciones de masa atómica cada vez más precisas.
El nombre mol es una traducción de 1897 de la unidad alemana Mol, acuñada por el químico Wilhelm Ostwald en 1894 a partir de la palabra alemana Molekül (molécula). Sin embargo, el concepto relacionado de masa equivalente había estado en uso al menos un siglo antes.
Origen etimológico de mol: proviene de molécula.
Segundo diccionario: mol
adj. ant. Mole, muelle, delicado, blando.
♦ Acepción anticuada.2º artículo
Origen de la palabra: (Abreviación de molécula.)
m. Fís. y Quím. Molécula gramo: cantidad de una substancia cuyo peso es el número de gramos expresado por su peso molecular.
• « Las fuerzas intermoleculares no son covalentes y dan lugar a energías de enlace de unos pocos kcal/mol o menos, es decir, son generalmente mucho más débiles que las fuerzas de enlace químico (covalentes). No obstante, las fuerzas intermoleculares son la causa de una amplia gama de fenómenos físicos, químicos y biológicos. »
• « El número de entidades por mol se conoce como la constante de Avogadro, y se determina empíricamente que es aproximadamente 6.022 × 10 a la 23 mol -1. »
• « El mol es una unidad de medida que denota una cantidad de sustancia (también llamada cantidad química). La mol se define como la cantidad de átomos encontrados exactamente en 0.012 kilogramos (o 12 gramos) de carbono 12, donde los átomos de carbono 12 están libres, en reposo y en su estado fundamental . »
