Química Básica El Mol y Numero de Avogadro.

EL MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO

En muchos problemas químicos se hace necesario considerar las cantidades de

sustancias en función del número de átomos, iones o moléculas presentes. Por

ejemplo, si comparamos las cantidades de calor que son liberadas en las distintas

reacciones químicas, nuestras comparaciones poseerán más sentida si medimos

los calores de reacciones en las que intervienen el mismo número de átomos,

moléculas o iones.

El átomo es una partícula increíblemente diminuta. Su masa es demasiado

pequeña para medirla en una balanza común, por ejemplo, la masa en gramos de

un átomo de carbono “promedio” (masa atómica 12.00 uma) es 2.00 x 10-23g , lo

cual es demasiado pequeño aún para la mejor balanza de laboratorio.

Entonces cómo podemos medir con cierta confianza estos átomos tan diminutos?

Al aumentar el número de átomos en una muestra hasta tener una cantidad

suficientemente grande para medir su peso en una balanza de laboratorio. El

problema es contar los átomos de nuestra muestra.

Considera por un momento la mercancía de un supermercado. Es frecuente

clasificar las manzanas y las naranjas por tamaño y después venderlas por peso,

no por pieza. El vendedor hace sus cálculos por peso. Para ello necesita conocer

la masa de una manzana “promedio” (235 g) y la masa “promedio” de una naranja

(186 g). Ahora supón que tiene un pedido de una escuela de la localidad por 275

manzanas y 350 naranjas. Le tomaría mucho tiempo contar y empacar esa orden.

El vendedor puede contar con rapidez si lo hace por peso; esto es,

275 manzanas 235 g__ = 6.46 x 104 g = 64.6 Kg

manzana

350 naranjas 186 g = 6.51 x 104 g = 65.1 Kg

naranja

Ahora puede pesar 64.6 Kg de manzanas y 65.1 Kg de naranjas y empacarlas sin

tener que contar una por una.

Los químicos también cuentan los átomos por su peso. Conocemos las

masas promedio de los átomos, así que podemos contar los átomos, definiendo

una unidad que represente un mayor numero de átomos. Los químicos han

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escogido la mol como una unidad para contar los átomos; justamente como una

docena = 12 objetos, una mol es igual a 6.022 x 1023 objetos.

Un mol se define como la cantidad de una sustancia que contiene el mismo

número de partículas elementales (átomos, moléculas, iones o unidades de iones)

que contienen 12 g de carbono-12.

El número representado por 1 mol (6.022 x 1023) se llama número de Avogadro,

en honor del físico Italiano Amadeo Avogadro (1776-1856).

La masa atómica (expresada en gramos) de 1 mol de cualquier elemento

contiene el mismo número de partículas (número de Avogadro) que hay

exactamente en 12 g de 12C.

A partir de la definición de mol, podemos decir que la masa atómica en gramos de

cualquier elemento contiene 1 mol de átomos, moléculas, iones o electrones

representa el número de Avogadro de estas partículas.

La masa atómica de un elemento, en gramos, contiene el número de Avogadro de

átomos y se define como la masa molar (o masa molecular) del elemento. Para

determinar la masa molar de un elemento se convierten las unidades de masa

atómica que aparecen en la Tabla periódica a gramos. Por ejemplo el azufre, tiene

una masa atómica de 32.07 uma, así que un mol de azufre tiene una masa

atómica de 32.07 g y contiene 6.022 x 1023 átomos de azufre.

Por definición un mol de 12C es 12 g de esta sustancia. ¿Qué peso de átomos

de magnesio contendrá el mismo número de átomos que los 12 g de carbono-12?.

Como el peso medio de los átomos de magnesio es de 24.31 u.m.a. como cada

átomo de magnesio pesa un poco más del doble que un átomo de carbono se

deduce que cada mol de magnesio pesará un poco más que el doble del peso de

un mol de 12C, es decir, 24.31 g exactamente. Esta cantidad, 24.31 g de magnesio

contiene el mismo número de átomos que 12 g de 12C y se denomina un mol de

magnesio.

El concepto de mol no se limita a los átomos. Podemos aplicarlo a sustancias

cuyas partículas elementales sean moléculas, iones o unidades de iones. Por

ejemplo, un mol de moléculas de oxígeno (O2) pesa 31.998, un mol de moléculas

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de ozono (O3) pesa 47.997 g. Cada uno tiene el mismo número de moléculas que

el de átomos existentes en un mol de carbono-12.

Para hallar el peso de un mol de Fluoruro de aluminio F3Al, la unidad más sencilla

de este compuesto consiste en un ión de aluminio (Al3+) y tres iones de flúor

(F-,F-,F-), el peso de esta unidad es 26.98 + 3 (18.998), es decir 83.974 u.m.a. El

peso de AlF3 que contenga el mismo número de unidades de AlF3 que el de

átomos existentes en 12 g de 12C es de 83.974 g. Esta cantidad es un mol de AlF3.

Mediante modernos métodos experimentales para contar átomos, iones y

moléculas se ha podido determinar que en un mol de una sustancia existen 6.028

x 1023partículas o unidades de fórmula, Este elevado número se denomina

número de Avogadro en memoria de Dalton que propuso que las moléculas más

sencillas de los compuestos podían muy bien ser triatómicas, tetraatómicas o aún

más complejas.

Como una ecuación indica la proporción en que se encuentran las moléculas

que intervienen en una reacción química. Una ecuación puede interpretarse

también en términos de moles de sustancias reaccionantes y productos. En el

caso de la reacción del hidrógeno y el oxígeno para formar agua, la ecuación

puede leerse: 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para formar

2 moles de agua. Y como los pesos de un mol de hidrógeno y un mol de oxígeno

pueden calcularse fácilmente a partir de los pesos atómicos, la relación ponderal

entre sustancias reaccionantes y productos puede obtenerse fácilmente:

2H2 + O2 ___ H2O

2 moles 1 mol 2 moles

4.02 g 32.00 g 36.02 g

Cuando se interprete una ecuación expresada en moles, la ecuación puede

también expresarse en función de fracciones de mol. Por ejemplo, la ecuación

anterior puede escribirse:

H2 + ½02 H2O

1 mol ½ mol 1 mol

2.01 g 16.00 g 18.01 g