Número
de Avogadro y concepto de mol.
En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico
no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula,
sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues,
mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo múltiplo
de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de
materia que sean ya manejables en un laboratorio.
Así, de un elemento se puede tomar una
cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico
(átomo-gramo). Ejemplo:
el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno
equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
De forma similar, se define la molécula-gramo
de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su
peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2)
es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo
de hidrógeno.
Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos
de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente.
Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o
del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces
que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uam».
De todo
esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo
de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas,
respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N.
El valor de N, determinado
experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce
como número
de Avogadro:
N
= 6,023 x 10 23
Esto
condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos
de molécula-gramo y de átomo-gramo: el
mol.
Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades
fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones,
etc.).
También puede definirse como:
Mol es la cantidad de materia que contiene un número
de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.
Este concepto de rnol es mucho más amplio, y
lo importante es que hace referencia a un número determinado de partículas
o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo que nos
referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos
(200 cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de
cigarrillos (6,023 x 1023 huevos, 6,023 x 1023
cigarrillos, etc.).
La
masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa
sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina
Masa molar y se mide en g/mol.
Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y
sustituirlos por el de mol. Insistir en la necesidad de considerar el actual concepto de mol como número de
entidades fundamentales.
Hay que puntualizar que en los compuestos
iónicos no existen verdaderas moléculas, sino multitud de iones
individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la fórmula NaCl no
representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto
hay igual número de iones Na+ que de iones Cl -. El término mol no sería
apropiado en este caso, pero para soslayar este problema la partícula
unitaria se entendería aquí en el sentido de «fragmento que contiene el
número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula». Por eso, el
mol de NaCl contendrá N iones Na+ y N iones Cl -. En este caso, en lugar de
peso molecular sería más correcto hablar de peso
fórmula.
Volumen
molar
Es
el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia, ya se encuentre en
estado sólido, líquido o gaseoso y bajo cualesquiera condiciones de
presión y temperatura.
Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier
sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si
atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de
Avogadro se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número
de moléculas- ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de
presión y temperatura sean las mismas. Este volumen resulta ser de 22,4 l
cuando el gas se encuentra en condiciones
normales (o C.N.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC).
Este valor es lo que se conoce como volumen
molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente
volumen molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso
particular de volumen molar). En condiciones estandar (1 atmosfera y 25
ºC) el volumen molar es un poco mayor, 24,4 l
Volumen
molar normal de un gas =
22,4 l
Volumen
molar estandar de un gas
= 24,4 l
Este valor de 22,4 l, calculado
experimentalmente, no es completamente exacto, aunque los valores
verdaderos están muy próximos a él (así, el del dióxido de azufre es
21,9 l y el del amoniaco, 22,1 l). La razón de estas fluctuaciones es
debido a las correcciones que hay que realizar al estudiar los gases como
gases reales y no ideales.
El concepto de volumen molar es muy útil, Pues Permite calcular el
Peso molecular, de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso,
hallando cuánto pesan 22,4 l de dicho gas en condiciones normales.
Peso
equivalente y equivalente gramo
Otra unidad de cantidad de materia que el químico
también utiliza es la de peso equivalente y su expresión en gramos, el
equivalente-gramo. Estas unidades, aunque son mucho menos frecuentes que
las anteriores, aparecen a veces en los cálculos químicos, sobre todo en
la expresión de la concentración de disoluciones.
Se han dado diversas definiciones, pero todas resultan algo ambiguas.
Como cuando más se emplea es en las reacciones ácido-base y en las redox,
puede definirse como:
El
equivalente-gramo de una sustancia es la cantidad en gramos de la
misma que cede o acepta un mol de protones (en las reacciones ácido-base)
o que gana o pierde un mol de electrones (en las reacciones redox).
El peso
equivalente será el peso molecular (o atómico, según los casos)
dividido por un número n que dependerá del
tipo de reacción de que se trate: en reacciones ácido-base, n es
el número de H+ o de OH - puestos en juego; en
una reacción redox, n es el número de electrones que se ganan o
se pierden.
