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Cantidad de sustancia

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En química , la cantidad de sustancia (símbolo n ) en una muestra dada de materia se define como una razón ( n = N / N A ) entre el número de entidades elementales ( N ) y la constante de Avogadro ( N A ). Es una de las siete magnitudes básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI). La unidad de cantidad de sustancia en el SI es el mol (símbolo: mol ), una unidad básica . [ 1 ] Desde 2019, el mol se ha definido de tal manera que el valor de la constante de Avogadro N A es exactamente6,022 140 76 × 10 23  mol −1 , define una unidad macroscópica conveniente para su uso en química a escala de laboratorio. Las entidades elementales suelen ser moléculas , átomos , iones o pares de iones de un tipo específico. La sustancia particular muestreada puede especificarse usando un subíndice o entre paréntesis, por ejemplo, la cantidad de cloruro de sodio (NaCl) podría denotarse como n NaCl o n (NaCl) . A veces, la cantidad de sustancia se denomina cantidad química o, informalmente, como el " número de moles " en una muestra dada de materia. Este último término está desaconsejado por la IUPAC porque, para una sustancia X , el significado correcto de "número de moles" es n (X) /mol. La cantidad de sustancia en una muestra puede calcularse a partir de cantidades medidas, como la masa o el volumen , dada la masa molar de la sustancia o el volumen molar de un gas ideal a una temperatura y presión dadas .

Uso

Debido a la forma en que se definen el mol y el dalton , la masa en gramos de un mol de un compuesto químico es numéricamente muy cercana a la masa de una molécula o unidad de fórmula del compuesto en daltons. Por ejemplo, una sola molécula de agua tiene una masa de aproximadamente 18,0153  daltons en promedio, mientras que un mol de agua (que contiene6,022 140 76 × 10 23 moléculas de agua) tiene una masa de aproximadamente 18,0153  gramos en promedio. La masa molar de un isótopo en gramos por mol es aproximadamente igual al número másico . Antes de que el mol se redefiniera en 2019, esta igualdad era exacta por definición para el carbono-12 .

En química, debido a la ley de las proporciones múltiples , a menudo es más conveniente trabajar con cantidades de sustancias denominadas en moles, que con masas (gramos) o volúmenes (litros). Por ejemplo, el hecho químico "1  molécula de oxígeno ( O2 ) reaccionará con 2 moléculas dehidrógeno(H2 ) para formar 2 moléculas de agua (H₂O)" también se puede expresar como "1mol deO₂reaccionará con 2moles deH₂para formar 2". El mismo hecho químico, expresado en términos de masas, sería "32,0g de oxígeno (1mol deO₂)    2 ) reaccionará con aproximadamente 4,0 g de hidrógeno (2 moles deH2 ) para producir aproximadamente 36,0 g de agua (2 moles deH₂O)" (y las cifras dependerían de lacomposición isotópicade los reactivos). En términos de volumen, las cifras dependerían de la presión y la temperatura de losreactivosyproductos,aunque el volumen de un gas ideal es proporcional a la cantidad en moles o número de moléculas a temperatura y presión constantes. Por las mismas razones, las concentraciones de reactivos y productos en solución a menudo se especifican enmoles por litro, en lugar degramos por litro.

La cantidad de sustancia es también un concepto útil en termodinámica . Por ejemplo, la presión de una determinada cantidad de un gas noble en un recipiente de volumen dado, a una temperatura dada, está directamente relacionada con el número de moléculas del gas (a través de la ley de los gases ideales ), no con su masa.

Este sentido técnico del término «cantidad de sustancia» no debe confundirse con el sentido general de «cantidad» en inglés . Este último puede referirse a otras medidas, como la masa o el volumen, [ 2 ] en lugar del número de partículas. Existen propuestas para reemplazar «cantidad de sustancia» por términos más fácilmente distinguibles, como «enplethy» [ 3 ] y «stoichiometric amount» . [ 2 ]

La IUPAC recomienda que se utilice "cantidad de sustancia" en lugar de "número de moles", del mismo modo que la cantidad masa no debe denominarse "número de (kilo)gramos". [ 3 ]

Naturaleza de las partículas

Para evitar ambigüedad, la naturaleza de las partículas debe especificarse en cualquier medición de la cantidad de sustancia: así, una muestra de 1  mol de moléculas de oxígeno ( O2 ) tiene una masa de aproximadamente 32,00 g, mientras que una muestra de 1 molde átomosde oxígeno (O) tiene una masa de aproximadamente 16,00 g. [ 4 ] [ 5 ]

Cantidades derivadas

Cantidades molares (por mol)

Diagrama que compara los moles y las masas molares de muestras de hierro y oro que tienen masas iguales.

El cociente de alguna magnitud física extensa de una muestra homogénea por su cantidad de sustancia es una propiedad intensiva de la sustancia, generalmente denominada con el prefijo "molar" o el sufijo "por mol". [ 6 ] [ 7 ]

Por ejemplo, el cociente de la masa de una muestra por su cantidad de sustancia es su masa molar , para la cual se puede usar la unidad SI kilogramo por mol o gramo por mol. Esto es aproximadamente 18,015  g/mol para el agua y 55,845  g/mol para el hierro . De manera similar para el volumen, se obtiene el volumen molar , que es aproximadamente 18,069 mililitros por mol para el agua líquida y 7,092  mL/mol para el hierro a temperatura ambiente. A partir de la capacidad calorífica , se obtiene la capacidad calorífica molar , que es aproximadamente 75,385 J /( K ·mol) para el agua y aproximadamente 25,10 J/(K·mol) para el hierro.  

Masa molar y volumen molar

La masa molar (METRO{\displaystyle M}) de una sustancia es la relación de la masa (metro{\displaystyle m}) de una muestra de esa sustancia a su cantidad de sustancia (norte{\displaystyle n}):METRO=metro/norte{\displaystyle M=m/n}Para la mayoría de los fines prácticos, el valor numérico de la masa molar en gramos por mol es el mismo que el de la masa media de una molécula o unidad fórmula de la sustancia en daltons , ya que el mol se definió históricamente de tal manera que la constante de masa molar fuera exactamente 1  g/mol. Por lo tanto, dada la masa molecular o masa fórmula en daltons, el mismo valor en gramos proporciona una cantidad muy cercana a la masa de un mol de la sustancia. Por ejemplo, la masa molecular promedio del agua es de aproximadamente 18,015  Da y la masa molar del agua es de aproximadamente 18,015  g/mol. Esto permite determinar con precisión la cantidad en moles de una sustancia midiendo su masa y dividiéndola por la masa molar del compuesto.norte=metro/METRO{\displaystyle n=m/M}. [ 8 ] Por ejemplo, una masa de 100  g de agua corresponde a una cantidad de aproximadamente 5,5509  mol de agua.

La masa molar de una sustancia depende no solo de su fórmula molecular , sino también de la distribución de isótopos de cada elemento químico presente en ella. Por ejemplo, la masa molar del calcio-40 es39,962 590 98 (22)  g/mol , mientras que la masa molar del calcio-42 es41,958 618 01 (27)  g/mol , y de calcio con la mezcla isotópica normal es40,078(4)  g/mol .

Otros métodos para determinar la cantidad de sustancia incluyen el uso del volumen molar (Vmetro{\displaystyle V_{m}}) para gases ideales a una temperatura dadaT{\displaystyle T}y presiónPAG{\displaystyle P}(a través de la relaciónVmetro=V/norte=RT/PAG{\displaystyle V_{m}=V/n=RT/P}) o la medición de la carga eléctrica (utilizando las leyes de electrólisis de Faraday ). [ 8 ] Por ejemplo, el volumen molar de un gas ideal en condiciones estándar de 0 °C (273,15 K ) y 1 atm (101,325 kPa ) es de aproximadamente 22,414 L /mol, y 1 m 3 de un gas ideal en las mismas condiciones es de aproximadamente 44,615 mol de gas.       

Cantidad (molar) concentración (moles por litro)

Otra magnitud derivada importante es la concentración molar (do{\displaystyle c}) (también llamada cantidad de concentración de sustancia , [ 9 ] cantidad de concentración , o concentración de sustancia , [ 10 ] especialmente en química clínica ), definida como la cantidad en moles (norte{\displaystyle n}) de una sustancia específica (soluto en una solución o componente de una mezcla), dividido por el volumen (V{\displaystyle V}) de la solución o mezcla:do=norte/V{\displaystyle c=n/V}.

La unidad estándar del SI para esta cantidad es mol/ m³ , aunque se suelen usar unidades más prácticas, como mol por litro (mol/L, equivalente a mol/dm³ ) . Por ejemplo, la concentración de cloruro de sodio en el agua de mar suele ser de aproximadamente 0,599  mol/L.

El denominador es el volumen de la disolución, no del disolvente. Por ejemplo, un litro de vodka estándar contiene aproximadamente 0,40  L de etanol (315  g, 6,85  mol) y 0,60 L de agua. Por lo tanto, la concentración de etanol es (6,85  mol de etanol)/(1  L de vodka) = 6,85  mol/L, no (6,85  mol de etanol)/(0,60  L de agua), que sería 11,4  mol/L.

En química, es habitual leer la unidad "mol/L" como molar y denotarla con el símbolo "M" (ambos después del valor numérico). Así, por ejemplo, cada litro de una solución "0,5  molar" o "0,5  M" de urea ( CH4 N2 O) en agua contiene 0,5 moles de esa molécula. Por extensión, la concentración de cantidad también se denomina comúnmentemolaridadde la sustancia de interés en la solución. Sin embargo, a partir de mayo de 2007, estos términos y símbolos no están aprobados por la IUPAC. [ 11 ]

Esta cantidad no debe confundirse con la concentración másica , que es la masa de la sustancia de interés dividida por el volumen de la solución (aproximadamente 35  g/L para el cloruro de sodio en agua de mar).

Cantidad (molar) fracción (moles por mol)

Resulta confuso que la concentración molar también deba distinguirse de la fracción molar (también llamada fracción molar o fracción de cantidad ) de una sustancia en una mezcla (como una solución), que es el número de moles del compuesto en una muestra de la mezcla, dividido por el número total de moles de todos los componentes. Por ejemplo, si se disuelven 20  g de NaCl  en 100 g de agua, las cantidades de las dos sustancias en la solución serán (20  g)/(58,443  g/mol) = 0,34221  mol y (100  g)/(18,015  g/mol) = 5,5509  mol, respectivamente; y la fracción molar de NaCl será 0,34221/(0,34221 + 5,5509) = 0,05807 .

En una mezcla de gases, la presión parcial de cada componente es proporcional a su fracción molar.

Historia

Los alquimistas , y especialmente los primeros metalúrgicos , probablemente tenían alguna noción de la cantidad de sustancia, pero no se conservan registros de ninguna generalización de la idea más allá de un conjunto de recetas. En 1758, Mikhail Lomonosov cuestionó la idea de que la masa fuera la única medida de la cantidad de materia, [ 12 ] pero lo hizo únicamente en relación con sus teorías sobre la gravitación . El desarrollo del concepto de cantidad de sustancia coincidió con, y fue fundamental para, el nacimiento de la química moderna.

  • 1777 : Wenzel publica Lecciones sobre afinidad , en las que demuestra que las proporciones del "componente básico" y el "componente ácido" ( catión y anión en la terminología moderna) permanecen iguales durante las reacciones entre dos sales neutras . [ 13 ]
  • 1789 : Lavoisier publica el Tratado de Química Elemental , introduciendo el concepto de elemento químico y aclarando la ley de conservación de la masa para las reacciones químicas. [ 14 ]
  • 1792 : Richter publica el primer volumen de Estequiometría o el arte de medir los elementos químicos (la publicación de los volúmenes subsiguientes continúa hasta 1802). Se utiliza por primera vez el término « estequiometría ». Se publican las primeras tablas de pesos equivalentes para reacciones ácido-base . Richter también señala que, para un ácido dado, la masa equivalente del ácido es proporcional a la masa de oxígeno en la base. [ 13 ]
  • 1794 : La ley de proporciones definidas de Proust generaliza el concepto de pesos equivalentes a todo tipo de reacciones químicas, no solo a las reacciones ácido-base. [ 13 ]
  • 1805 : Dalton publica su primer artículo sobre la teoría atómica moderna , que incluye una "Tabla de los pesos relativos de las partículas últimas de los cuerpos gaseosos y otros". [ 15 ]
    El concepto de átomos planteó la cuestión de su peso. Si bien muchos se mostraron escépticos sobre la realidad de los átomos, los químicos pronto descubrieron que los pesos atómicos eran una herramienta invaluable para expresar relaciones estequiométricas.
  • 1808 : Publicación de Un nuevo sistema de filosofía química de Dalton , que contiene la primera tabla de pesos atómicos (basada en H = 1). [ 16 ]
  • 1809 : Ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación , que establece una relación entera entre los volúmenes de reactivos y productos en las reacciones químicas de los gases. [ 17 ]
  • 1811 : Avogadro plantea la hipótesis de que volúmenes iguales de diferentes gases (a la misma temperatura y presión) contienen el mismo número de partículas, ahora conocida como la ley de Avogadro . [ 18 ]
  • 1813/1814 : Berzelius publica la primera de varias tablas de pesos atómicos basadas en la escala de m (O) = 100. [ 13 ] [ 19 ] [ 20 ]
  • 1815 : Prout publica su hipótesis de que todos los pesos atómicos son múltiplos enteros del peso atómico del hidrógeno. [ 21 ] Posteriormente, la hipótesis se abandona debido al peso atómico observado del cloro (aproximadamente  35,5 en relación con el hidrógeno).
  • 1819 : Ley de Dulong-Petit que relaciona el peso atómico de un elemento sólido con su capacidad calorífica específica . [ 22 ]
  • 1819 : El trabajo de Mitscherlich sobre el isomorfismo cristalino permite aclarar muchas fórmulas químicas , resolviendo varias ambigüedades en el cálculo de pesos atómicos. [ 13 ]
  • 1834 : Clapeyron enuncia la ley de los gases ideales. [ 23 ]
    La ley de los gases ideales fue la primera en establecer numerosas relaciones entre el número de átomos o moléculas en un sistema y otras propiedades físicas del mismo, además de su masa. Sin embargo, esto no bastó para convencer a todos los científicos de la existencia de átomos y moléculas; muchos la consideraban simplemente una herramienta útil para el cálculo.
  • 1834 : Faraday enuncia sus leyes de electrólisis , en particular que "la acción de descomposición química de una corriente es constante para una cantidad constante de electricidad ". [ 24 ]
  • 1856 : Krönig deduce la ley de los gases ideales a partir de la teoría cinética . [ 25 ] Clausius publica una deducción independiente al año siguiente. [ 26 ]
  • 1860 : El Congreso de Karlsruhe debate la relación entre "moléculas físicas", "moléculas químicas" y átomos, sin llegar a un consenso. [ 27 ]
  • 1865 : Loschmidt realiza la primera estimación del tamaño de las moléculas de gas y, por lo tanto, del número de moléculas en un volumen dado de gas, ahora conocida como la constante de Loschmidt . [ 28 ]
  • 1886 : van't Hoff demuestra las similitudes de comportamiento entre las soluciones diluidas y los gases ideales.
  • 1886 : Eugen Goldstein observa haces de partículas discretas en descargas de gas, sentando las bases de la espectrometría de masas , una herramienta utilizada posteriormente para determinar las masas de átomos y moléculas.
  • 1887 : Arrhenius describe la disociación de un electrolito en solución, resolviendo uno de los problemas en el estudio de las propiedades coligativas. [ 29 ]
  • 1893 : Primer uso registrado del término mol para describir una unidad de cantidad de sustancia por Ostwald en un libro de texto universitario. [ 30 ]
  • 1897 : Primer uso registrado del término mole en inglés. [ 31 ]
  • A principios del siglo XX , el concepto de entidades atómicas y moleculares era generalmente aceptado, pero aún quedaban muchas preguntas por responder, sobre todo en lo referente al tamaño de los átomos y su número en una muestra determinada. El desarrollo simultáneo de la espectrometría de masas , a partir de 1886, respaldó el concepto de masa atómica y molecular y proporcionó una herramienta de medición relativa directa.
  • 1905 : El artículo de Einstein sobre el movimiento browniano disipa cualquier duda sobre la realidad física de los átomos y abre el camino para una determinación precisa de su masa. [ 32 ]
  • 1909 : Perrin acuña el nombre de constante de Avogadro y estima su valor. [ 33 ]
  • 1913 : Descubrimiento de isótopos de elementos no radiactivos por Soddy [ 34 ] y Thomson . [ 35 ]
  • 1914 : Richards recibe el Premio Nobel de Química por "sus determinaciones del peso atómico de un gran número de elementos". [ 36 ]
  • 1920 : Aston propone la regla de los números enteros , una versión actualizada de la hipótesis de Prout . [ 37 ]
  • 1921 : Soddy recibe el Premio Nobel de Química "por su trabajo sobre la química de las sustancias radiactivas y las investigaciones sobre isótopos". [ 38 ]
  • 1922 : Aston recibe el Premio Nobel de Química "por su descubrimiento de isótopos en un gran número de elementos no radiactivos y por su regla de los números enteros". [ 39 ]
  • 1926 : Perrin recibe el Premio Nobel de Física , en parte por su trabajo en la medición de la constante de Avogadro. [ 40 ]
  • 1959/1960 : Escala unificada de unidades de masa atómica basada en m ( 12 C ) = 12  u adoptada por la IUPAP y la IUPAC . [ 41 ]
  • 1968 : El Comité Internacional de Pesas y Medidas (CIPM) recomienda la inclusión del mol en el Sistema Internacional de Unidades (SI). [ 42 ]
  • 1972 : El mol es aprobado como la unidad base del SI para la cantidad de sustancia. [ 42 ]
  • 2019 : El mol se redefine en el SI como "la cantidad de sustancia de un sistema que contiene6.022 140 76 × 10 23 entidades elementales especificadas". [ 1 ]

Véase también

Referencias

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