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¿Qué es el Mol? Concepto químico

Resumen: Medir una magnitud consiste en compararla con una unidad patrón de referencia. La masa de los cuerpos se mide en kilogramos en el Sistema Internacional.
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Autor: Pedro Pérez
Concepto de mol
Medir una magnitud consiste en compararla con una unidad patrón de referencia. La masa de los cuerpos se mide en kilogramos en el Sistema Internacional.
Para medir la masa de los átomos no se utiliza el kilogramo patrón, sino la unidad de masa atómica, u.m.a.
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La u.m.a. es la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12.
Así, cada átomo contendrá n veces dicho patrón de referencia. Por tanto, la masa de los átomos se expresa en uma y es su masa atómica.
¿A cuántos gramos equivale una unidad de masa atómica?
Demostraremos que la masa de una u.m.a. es el inverso del número de Avogadro expresado en gramos.
Para ello debemos definir antes el concepto de mol.
Un mol es la unidad de cantidad de materia( S.I ) que contiene tantas entidades elementales como partículas(átomos) hay en 0,012kg de carbono-12.
O bien, un mol es el número de Avogadro de partículas consideradas(átomos, moléculas, electrones, estrellas, etc.).

El número de Avogadro es una constante cuyo valor numérico es igual a 6,023x10^23 mol(-1)
Para comprender la relación entre la u.m.a. y su valor en gramos estableceremos el siguiente comparación.
Tenemos una caja de naranjas cuya masa es de 20 kg y contiene 80 naranjas idénticas.
Cada naranja tendrá una masa de (20/80)kg, es decir, 0,25 kg o 250 gramos.
Ahora supongamos que cada naranja contiene 10 gajos iguales, entonces, cada gajo tendrá una masa de (250 g/10), es decir, 25 gramos.
Con este sencillo ejemplo hemos demostrado que cada gajo tiene una masa de 25 gramos.
Razonaremos de idéntica forma para hallar la masa de una u.m.a.
12 gramos de carbono contienen 6,023E23(número de Avogadro, Na) átomos de carbono.
Por tanto, cada átomo de carbono tendrá una masa de (12/Na) gramos.
Cómo cada átomo de carbono, contiene 12 uma, a cada uma le corresponde una masa de ((12/Na)/12), o (1/Na) gramos.
Es decir, 1 u.m.a. = (1/Na) gramos = 1,66E-24 g = 1,66E-27 kg.

Así, el número de Avogadro de unidades de masa atómica equivalen a 1 gramo de masa, es decir, 1 gramo = 6,023E23 u.m.a.
Concepto de átomo-gramo.
Es frecuente encontrar en bibliografía la siguiente definición: " Es el peso atómico(masa atómica) expresado en gramos".
Para comprender este concepto veamos el siguiente ejemplo.
La masa atómica del azufre,S, es igual a 32 uma, por tanto, un átomo-gramo o mol de azufre tendrá una masa de 32 gramos.
En efecto, si multiplicamos numerador y denominador por el número de Avogadro,
32 uma/at S
32 uma x Na / at S x Na
Por definición, uma x Na, es decir el número de Avogadro de uma es igual a 1 gramo.
at S x Na, o número de Avogadro de átomos de azufre es un mol o átomo-gramo(at-g).
Así la expresión anterior se transforma en:
32 uma x Na / at S x Na = 32 g/mol = 32 g/at-g
Es decir, un mol o átomo gramo de azufre coincide numéricamente con su masa atómica, pero expresada en gramos.
Esto significa que el número de Avogadro de átomos de azufre tienen una masa de 32 gramos y esto constituye un átomo-gramo o mol.
Otra forma de razonarlo sería,
32 uma/at S x (1/Na)g/uma x Na at S/ mol S = 32 g/mol S

Concepto de molécula-gramo o mol.
Es frecuente encontrar en bibliografía la siguiente definición: " Es el peso molecular(masa molecular) expresado en gramos".
Por analogía con el caso anterior, y tomando la molécula de agua, cuya masa molecular es 18 uma/molécula:
18 uma/molécula x (1/Na) g/uma x Na molecula/mol = 18 g/mol
Una molécula-gramo o mol de agua contiene el número de Avogrado de moléculas de agua y tiene una masa de 18 gramos.

Nota: las masas atómicas que figuran en la Tabla Periódica de los elementos se han calculado teniendo en cuenta la abundancia relativa de los isótopos( átomos de un mismo elemento con igual número atómico- número de protones- y distinto número de neutrones) en la naturaleza.

EJEMPLO Nº 1.
Tenemos una muestra de glucosa pura,(C6H12O6), cuya masa es de 18,0 gramos. Halla:
a)El nº de moles
b)El nº de moléculas de glucosa
c)El nº de átomos de carbono
d)El nº de átomos de oxígeno
e)El nº de átomos de hidrógeno
f)La masa de una molécula de glucosa.
Datos de masas atómicas: C=12,0; H=1,0; O=16,0
SOLUCIÓN
a) La masa molecular será igual a 6x12,0 + 12x1,0 + 6x16,0 = 180,0 uma
y la masa molar, MM, será igual a 180 gramos por mol.
nº de moles = masa/masa molar = 18,0 g / 180,0 g/mol = 0,1 mol
b) 0,1 mol x 6,023E23 moléculas/mol = 6,023E22 moléculas de glucosa.
c) 6,023E22 moléculas de glucosa x 6 átomos de carbono/molécula = 3,61E23 át.C.
d) 6,023E22 moléculas de glucosa x 6 átomos de oxígeno/molécula = 3,61E23 át.O.
e)6,023E22 moléculas de glucosa x 12 átomos de hidrógeno/molécula = 7,22E23 át.H.
f) 180 uma/molécula x (1/6,023E23) g/uma = 2,99E-22 gramos/molécula.

LA REACCIÓN QUÍMICA.
Una reacción química consiste en la ruptura de enlaces químicos entre los átomos de partida y la formación de nuevos enlaces que originan nuevas sustancias químicas, con liberación o absorción de energía. A las sustancias de partida se les llama REACTIVOS y a las formadas, PRODUCTOS.
En toda reacción química la masa se conserva, es decir , permanece constante. La masa de los reactivos ha de ser igual a la masa de los productos.

EJEMPLO Nº2.
La formación de la molécula de agua doble número de partículas de hidrógeno que de oxígeno:
2 H2 + O2 ==== 2 H2O
Se observa que 2 moles de hidrógeno, 4 gramos, reaccionan con 1 mol de oxígeno, 32 gramos, para dar 2 moles de agua, 36 gramos. O bien:
2 H2 + O2 ==== 2 H2O
Constante: 1 g + 8 g === 9 g
Si ponemos en contacto, 2 gramos de hidrógeno con 10 gramos de oxígeno, habría dos soluciones, y una de ellas sin sentido:
Reacción: 2 H2 + O2 ==== 2 H2O
Constante: 1 g + 8 g === 9 g
Solución A: 2 g A + ? === ?
Solución B: ? + 10 g B == ?

Los cálculos realizados son sencillos: 1/8 = 2/x ; x= 16 g O2
1/8 = x/10; x = 1,25 g H2

Reacción: 2 H2 + O2 ========= 2 H2O
Constante: 1 g + 8 g ====== 9 g
Solución A: 2 g + 16 g ====== 18 g
Solución B: 1,25 g H2 + 10 g O2 == 11,25 g H2O
Exceso: 0,75 g H2 + 0 == ---

La solución A carece de sentido ya que para consumir los 2 gramos de hidrógeno necesitariamos 16 gramos de oxígeno, y sólo hay 10 gramos.
La solución B es la correcta.
Se observa que resta sin reaccionar 0,75 gramos de hidrógeno y se agota por completo el oxígeno.
El REACTIVO LIMITANTE es aquél que se gasta totalmente y el REACTIVO EN EXCESO es aquél que no se agota, es decir sobra.
Así, la composición inicial era: 2 g de hidrógeno + 10 g de oxígeno.
La composición final es : 11,25 g de agua + 0,75 g de oxígeno.
En ambos casos la masa total es de 12 gramos, ha permanecido invariable.

EJEMPLO Nº3.
La composición centesimal de un compuesto AB es: 20% de A y 80% de B. Si hacemos reaccionar 8 gramos de A con 40 gramos de B, ¿ cuál será la composición final?

Reacción: A + B ========= AB
Constante: 20g A + 80g B ==== 100g AB
Solución 1: 8g A + ? === ?
Solución 2: ? + 40g B === ?

Realizando los cálculos:
20/80 = 8/x ; x=32 g B
20/80=x/40 ; x=10 g A

Reacción: A + B ========== AB
Constante:20g A + 80g B ==== 100g AB
Solución 1: 8g B + 32g B === 40g AB
Solución 2: 10g A + 40g B === 60g AB
Exceso: 0g + 8 g B === ---

La solución 2 carece de sentido, ya que para consumir los 40 gramos de B serían necesarios 10 g de A, y en el problema sólo hay 8 g de A.
La solución 1 es la correcta. El reactivo limitante es A y el reactivo en exceso es B.
La composición final será: 40 gramos de AB y 8 gramos de B.

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