Cantidad de sustancia - Amount of substance

En química , la cantidad de sustancia en una muestra dada de la materia se define como el número de partículas a escala atómica discretos en que dividida por la constante de Avogadro N A . En una visión verdaderamente atomista, la cantidad de sustancia es simplemente el número de partículas que constituyen la sustancia. Las partículas o entidades pueden ser moléculas , átomos , iones , electrones u otros, según el contexto. El valor de la constante de Avogadro N A se ha definido como6.022 140 76 × 10 23  mol -1 . En la visión verdaderamente atomista, 1 mol =6.022 140 76 × 10 23 partículas ( el número de Avogadro ) y, por lo tanto, la constante de conversión es simplemente N A = 1. La cantidad de sustancia a veces se denomina cantidad química .

El mol (símbolo: mol) es una unidad de cantidad de sustancia en el Sistema Internacional de Unidades , definido (desde 2019) al fijar la constante de Avogadro en el valor dado. Históricamente, el mol se definió como la cantidad de sustancia en 12 gramos del isótopo carbono-12. Como consecuencia, la masa de un mol de un compuesto químico , en gramos , es numéricamente igual (para todos los propósitos prácticos) a la masa de una molécula del compuesto, en daltons , y la masa molar de un isótopo en gramos por mol. es igual al número de masa. Por ejemplo, una molécula de agua tiene una masa de aproximadamente 18.015 daltons en promedio, mientras que un mol de agua (que contiene6.022 140 76 × 10 23 moléculas de agua) tiene una masa total de aproximadamente 18.015 gramos.

En química, debido a la ley de las proporciones múltiples , a menudo es mucho más conveniente trabajar con cantidades de sustancias (es decir, número de moles o de moléculas) que con masas (gramos) o volúmenes (litros). Por ejemplo, el hecho químico "1 molécula de oxígeno ( O
2) reaccionará con 2 moléculas de hidrógeno ( H
2) para hacer 2 moléculas de agua ( H
2O ) "también se puede expresar como" 1 mol de O
2reaccionará con 2 moles de H
2para formar 2 moles de agua ". El mismo hecho químico, expresado en términos de masas, sería" 32 g (1 mol) de oxígeno reaccionarán con aproximadamente 4.0304 g (2 moles de H
2) hidrógeno para producir aproximadamente 36.0304 g (2 moles) de agua "(y los números dependerían de la composición isotópica de los reactivos). En términos de volumen, los números dependerían de la presión y temperatura de los reactivos y productos. Por las mismas razones, las concentraciones de reactivos y productos en solución a menudo se especifican en moles por litro, en lugar de gramos por litro.

La cantidad de sustancia también es un concepto conveniente en termodinámica . Por ejemplo, la presión de una cierta cantidad de un gas noble en un recipiente de un volumen dado, a una temperatura dada, está directamente relacionada con el número de moléculas en el 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 el idioma inglés . Este último puede referirse a otras medidas como masa o volumen, más que al número de partículas. Hay propuestas para reemplazar "cantidad de sustancia" con términos más fáciles de distinguir, como enpletía y cantidad estequiométrica .

La IUPAC recomienda que se utilice "cantidad de sustancia" en lugar de "número de moles", así como la cantidad masa no debería llamarse "número de kilogramos".

Naturaleza de las partículas

Para evitar ambigüedad, la naturaleza de las partículas debe especificarse en cualquier medida de la cantidad de sustancia: así, 1 mol de moléculas de oxígeno ( O
2) es de unos 32 gramos, mientras que 1 mol de átomos de oxígeno ( O ) equivale a unos 16 gramos.

Cantidades derivadas

Cantidades molares (por mol)

El cociente de una gran cantidad física de una muestra homogénea por su cantidad de sustancia es una propiedad intensiva de la sustancia, generalmente nombrada por el prefijo molar .

Por ejemplo, la relación entre la masa de una muestra y su cantidad de sustancia es la masa molar , cuya unidad SI es kilogramos (o, más habitualmente, gramos) por mol; que es aproximadamente 18.015 g / mol para agua y 55.845 g / mol para hierro . A partir del volumen, se obtiene el volumen molar , que es aproximadamente 17,962 mililitros / mol para agua líquida y 7,092 ml / mol para hierro a temperatura ambiente. 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.

Cantidad de concentración (moles por litro)

Otra cantidad derivada importante es la cantidad de concentración de sustancia (también llamada concentración de cantidad , o concentración de sustancia en química clínica ; que se define como la cantidad de una sustancia específica en una muestra de una solución (o alguna otra mezcla), dividida por el volumen de la muestra.

La unidad SI de esta cantidad es el mol (de la sustancia) por litro (de la solución). Así, por ejemplo, la cantidad de concentración de cloruro de sodio en el agua del océano es típicamente de aproximadamente 0,599 mol / L.

El denominador es el volumen de la solución, no del solvente. Así, 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 tanto, la concentración de cantidad 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, se acostumbra leer la unidad "mol / L" como molar , y denotarla con el símbolo "M" (ambos siguiendo el valor numérico). Así, por ejemplo, cada litro de una solución de urea "0,5 molar" o "0,5 M" ( CH
4norte
2O ) en agua contiene 0,5 moles de esa molécula. Por extensión, la cantidad de concentración también se denomina comúnmente molaridad de la sustancia de interés en la solución. Sin embargo, a partir de mayo de 2007, la IUPAC no aprueba estos términos y símbolos.

Esta cantidad no debe confundirse con la concentración de masa , 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 el agua del océano).

Fracción de cantidad (moles por mol)

De manera confusa, la cantidad de concentración, o "molaridad", también debe distinguirse de la "concentración molar", que debe ser el número de moles (moléculas) de la sustancia de interés dividido por el número total de moles (moléculas) en la muestra de solución. . Esta cantidad se llama más propiamente fracción de cantidad .

Historia

Los alquimistas , y especialmente los primeros metalúrgicos , probablemente tenían alguna noción de cantidad de sustancia, pero no hay registros sobrevivientes de ninguna generalización de la idea más allá de un conjunto de recetas. En 1758, Mikhail Lomonosov cuestionó la idea de que la masa era la única medida de la cantidad de materia, pero lo hizo solo en relación con sus teorías sobre la gravitación . El desarrollo del concepto de cantidad de sustancia fue coincidente y vital para el nacimiento de la química moderna.

  • 1777 : Wenzel publica Lessons on Affinity , en el que demuestra que las proporciones del "componente base" y el "componente ácido" ( catión y anión en la terminología moderna) permanecen iguales durante las reacciones entre dos sales neutras .
  • 1789 : Lavoisier publica el Tratado de Química Elemental , introduciendo el concepto de elemento químico y aclarando la Ley de conservación de la masa para reacciones químicas.
  • 1792 : Richter publica el primer volumen de Estequiometría o el arte de medir los elementos químicos (la publicación de los volúmenes posteriores continúa hasta 1802). El término " estequiometría " se utiliza por primera vez. 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.
  • 1794 : La ley de Proust de proporciones definidas generaliza el concepto de pesos equivalentes a todos los tipos de reacciones químicas, no simplemente a las reacciones ácido-base.
  • 1805 : Dalton publica su primer artículo sobre la teoría atómica moderna , que incluye una "Tabla de los pesos relativos de las partículas últimas de cuerpos gaseosos y otros".
    El concepto de átomos planteó la cuestión de su peso. Si bien muchos se mostraron escépticos sobre la realidad de los átomos, los químicos rápidamente 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).
  • 1809 : Ley de combinación de volúmenes de Gay-Lussac , que establece una relación entera entre los volúmenes de reactivos y productos en las reacciones químicas de los gases.
  • 1811 : Avogadro plantea la hipótesis de que volúmenes iguales de diferentes gases (a la misma temperatura y presión) contienen el mismo número de partículas, lo que ahora se conoce como ley de Avogadro .
  • 1813/1814 : Berzelius publica la primera de varias tablas de pesos atómicos basadas en la escala de O = 100.
  • 1815 : Prout publica su hipótesis de que todos los pesos atómicos son múltiplos enteros del peso atómico del hidrógeno. La hipótesis se abandona más tarde dado el 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 .
  • 1819 : El trabajo de Mitscherlich sobre el isomorfismo de los cristales permite aclarar muchas fórmulas químicas , resolviendo varias ambigüedades en el cálculo de los pesos atómicos.
  • 1834 : Clapeyron establece la ley de los gases ideales.
    La ley de los gases ideales fue la primera en descubrirse de muchas relaciones entre el número de átomos o moléculas en un sistema y otras propiedades físicas del sistema, además de su masa. Sin embargo, esto no fue suficiente para convencer a todos los científicos de la existencia de átomos y moléculas, muchos lo consideraron simplemente una herramienta útil para el cálculo.
  • 1834 : Faraday establece sus Leyes de la electrólisis , en particular que "la acción de descomposición química de una corriente es constante para una cantidad constante de electricidad ".
  • 1856 : Krönig deriva la ley de los gases ideales de la teoría cinética . Clausius publica una derivación independiente al año siguiente.
  • 1860 : El Congreso de Karlsruhe debate la relación entre "moléculas físicas", "moléculas químicas" y átomos, sin llegar a un consenso.
  • 1865 : Loschmidt hace la primera estimación del tamaño de las moléculas de gas y, por tanto, del número de moléculas en un volumen de gas dado, ahora conocida como constante de Loschmidt .
  • 1886 : van't Hoff demuestra las similitudes de comportamiento entre las soluciones diluidas y los gases ideales.
  • 1886 : Eugen Goldstein observa rayos de partículas discretas en descargas de gas, sentando las bases de la espectrometría de masas , una herramienta que se utilizó posteriormente para establecer las masas de átomos y moléculas.
  • 1887 : Arrhenius describe la disociación del electrolito en solución, resolviendo uno de los problemas en el estudio de las propiedades coligativas.
  • 1893 : primer uso registrado del término mole para describir una unidad de cantidad de sustancia por Ostwald en un libro de texto universitario.
  • 1897 : primer uso registrado del término mole en inglés.
  • A principios del siglo XX , el concepto de entidades atómicas y moleculares estaba generalmente aceptado, pero quedaban muchas preguntas, entre ellas el tamaño de los átomos y su número en una muestra determinada. El desarrollo simultáneo de la espectrometría de masas , que comenzó en 1886, apoyó 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 las últimas dudas sobre la realidad física de los átomos y abre el camino para una determinación precisa de su masa.
  • 1909 : Perrin acuña el nombre de la constante Avogadro y estima su valor.
  • 1913 : Descubrimiento de isótopos de elementos no radiactivos por Soddy y Thomson .
  • 1914 : Richards recibe el Premio Nobel de Química por "sus determinaciones del peso atómico de un gran número de elementos".
  • 1920 : Aston propone la regla del número entero , una versión actualizada de la hipótesis de Prout .
  • 1921 : Soddy recibe el Premio Nobel de Química "por su trabajo sobre la química de sustancias radiactivas y sus investigaciones sobre isótopos".
  • 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".
  • 1926 : Perrin recibe el Premio Nobel de Física , en parte por su trabajo en la medición de la constante de Avogadro.
  • 1959/1960 : Escala de unidad de masa atómica unificada basada en 12 C = 12 adoptada por IUPAP e IUPAC .
  • 1968 : El lunar es recomendado para su inclusión en el Sistema Internacional de Unidades (SI) por el Comité Internacional de Pesas y Medidas (CIPM).
  • 1972 : Se aprueba el mol como la unidad base SI de cantidad de sustancia.
  • 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 ".

Ver también

Referencias