El Mol

El contenido que sigue es la sustancia de la conferencia 8. En esta conferencia cubrimos el mol y el número de Avagadro, así como los cálculos para la masa molar y las conversiones utilizando moles.

El MOL (mol) es una unidad de medida que es la cantidad de una sustancia pura que contiene el mismo número de unidades químicas (átomos, moléculas, etc.) como hay átomos en exactamente 12 gramos de carbono-12 (es decir, 6,022 X 1023).

Así que el mol es el título usado para la cantidad 6,022 x 1023 de la misma manera que la palabra «docena» se usa para la cantidad 12.

Así que si tuvieras un mol de donuts tendrías 6,022 x 1023 donuts y un serio dolor de estómago.

Usamos el mol para representar la cantidad de sustancias en química porque el número de átomos y moléculas en cada sustancia es muy grande. El valor dado 6,022 x 1023 se llama número de Avagadro por el científico que encontró el número de átomos en 12 gramos de carbono 12. ¿Por qué utilizar 12 gramos? Es la masa atómica teórica del isótopo Carbono-12 (6 protones y 6 neutrones). Esto significa que la masa atómica o peso atómico (12 gramos) del carbono es igual a exactamente 1 mol de carbono.

Usando el carbono como referencia, los pesos atómicos que se ven en la tabla periódica también son iguales a un mol de esas sustancias:

El litio, por ejemplo, tiene una masa atómica de 6,941 gramos y esto es igual a un mol de litio. Por eso indicamos las masas atómicas y moleculares en unidades de gramos por mol o g/mol.

¿Qué podemos hacer con los moles? Utilizamos la unidad para hacer cálculos basados en ecuaciones químicas equilibradas. Usamos la estequiometría (forma elegante de decir proporción de moles en una ecuación) para hacer predicciones sobre la cantidad de producto que se hará o de reactivo que se necesitará si conocemos una cantidad de moles en una reacción.

Moles de una sustancia y el peso molecular

La masa molar o el peso molecular (términos intercambiables mientras estemos en la Tierra) de una sustancia es el total de todas las masas individuales de los elementos que contiene. Para usar nuestro viejo amigo el agua como ejemplo:

Un mol de Agua está compuesto por 1 mol de Oxígeno y dos moles de Hidrógeno. La masa de oxígeno equivalente a un mol de oxígeno es de 15,998 gramos y la masa de un mol de hidrógeno es de 1,008 g. Si sumamos las cantidades en gramos de cada elemento en la molécula de agua = 15,998g/mol + 2(1,008g/mol) obtenemos la masa molar del agua = 18,014g/mol.

Así que si tuviéramos exactamente 18,014g de agua tendríamos 1 mol de agua.

Práctica: Mol y masa molar

Relaciones entre moles

La razón por la que el mol es tan importante es porque usamos el mol como unidad para la mayoría de las relaciones en química. Las reacciones se equilibran basándose en el número de moles de cada elemento en la reacción, las concentraciones de las soluciones se describen muy a menudo en términos de moles por litro o moles por kg de disolvente y ya hemos visto que las moléculas o átomos de un elemento se reportan como moles de la sustancia en lugar de la cuenta individual de sus partículas.

Empecemos la discusión de las relaciones con la relación entre el mol y la UMA.

Una UMA es 1/12 de la masa de un átomo de Carbono-12 que según la tabla periódica pesa ~12g. Esto significa que 1 AMU ≈ 1g ¿verdad? y por tanto el Carbono tiene una masa de 12amu, ¿correcto? Pero espera, esto no puede ser la masa de un solo átomo de carbono ¿verdad? Son muy, muy pequeños. Y así es, la masa mostrada en la tabla periódica es en realidad la masa de 6,022 x 1023 átomos de carbono o un mol de átomos de carbono. Así que en realidad, 1 UMA = 1,66 x 10-24g y mientras un átomo de carbono pesa 12 UMA, la masa mostrada en la tabla periódica es

12 átomos x 1,66 x 10-24g x 6.022 x 1023 átomos/ mol= 12 g/mol

Así que un solo átomo de carbono pesa 12 amu mientras que un mol de átomos de carbono pesa 12,01g/mol.

Cálculos de moles

Hay una plétora de cálculos que se pueden realizar utilizando la unidad de moles como intermedio. Voy a repasar algunos de ellos ahora y luego verás a medida que avancemos en los temas posteriores que los moles son esenciales para esos cálculos también.

Cálculos típicos de moles:

1) Cálculo del Peso Molecular o Masa Molar de un compuesto

La masa molar de un compuesto también llamado a menudo el peso molecular mientras que en la Tierra, es simplemente la suma de todas las masas de los elementos individuales en el compuesto. Se utiliza la tabla periódica como referencia para estas masas y se suman:

Por ejemplo, si queremos sumar la masa molar del Sulfato de Aluminio Al2(SO4)3 , necesitamos determinar el número y la masa de cada elemento en el compuesto. Para el sulfato de aluminio los totales son 2 Al, 3 S y 12 O. Así que aquí está la matemática usando las masas atómicas dadas en la tabla periódica:

2(26.98 g/mol) + 3( 32.07 g/mol) + 12(16.00 g/mol) = 342.17 g/mol

2) Conversión de gramos a moles o de moles a gramos

Una vez que se conoce la masa molar de un compuesto, se puede utilizar esa masa para determinar la cantidad de moles en una cantidad de gramos de la sustancia o, a la inversa, se puede calcular el número de gramos en una cantidad de moles de la sustancia.

Aquí hay algunos ejemplos:

¿Cuántos moles hay en 55,4g de sulfato de aluminio?

El cálculo se establece como una conversión con la masa molar del sulfato de aluminio como factor de conversión:

55.4g Al2(SO4)3 x 1 mol Al2(SO4)3/342,17 g Al2(SO4)3 = 0,162 mol Al2(SO4)3

O bien, ¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 hay en 6.34 moles de Al2(SO4)3?

6,34 mol de Al2(SO4)3 x 342,17g de Al2(SO4)3/ 1 mol de Al2(SO4)3 = 2,17 x 103 Al2(SO4)3

3) Conversión a moléculas o átomos

Además de ser una unidad para la masa molar, el mol es también la puerta de entrada entre la masa de una sustancia y sus átomos o moléculas.

Por ejemplo, si nos preguntan cuántas moléculas de Al2(SO4)3 hay en los 55,4 g de Al2(SO4)3 anteriores, simplemente tenemos que calcular primero el número de moles como antes y luego utilizar el número de Avagadro para convertir los moles en moléculas:

0.162 mol de Al2(SO4)3 x 6,022 x 1023 moléculas de Al2(SO4)3/ 1 mol de Al2(SO4)3 =

Además, si continuamos el problema y preguntamos ¿cuántos átomos de aluminio hay en los 55,4 g de Al2(SO4)3?

Pues eso es una simple continuación. Sólo tenemos que multiplicar por el número de átomos de Aluminio en el compuesto:

9,76 x 1022 Moléculas Al2(SO4)3 x 2 átomos Al/ 1 molécula Al2(SO4)3 = 1,95 x 1023 átomos de Al

Practiquemos un poco más: