Número de Avogadro y concepto de Mol

Magnitudes empleadas en Química General

Número de Avogadro y Concepto de Mol

😃📚📚¡Hola!😃📚📚

Hoy les traigo la explicación de una magnitud que debemos manejar en química inorgánica y, que muchas veces sabemos de memoria, pero no recordamos como explicarla o de donde surge.  Hablar de moles de moléculas o átomos y número de moléculas o átomos No es lo mismo. 

Es por esto que trataré de clarificar estos conceptos. Comencemos con un gráfico que ilustra la noción de moles de átomos y número de átomos contenidos en 1 mol. 

En la Figura 1 podemos observar que estamos en presencia de 1 mol de átomos de Helio (He) que es un gas inerte y no forma moléculas. 

Sin embargo, podemos emplear las mismas magnitudes para describir un mol de moléculas. En el ejemplo, un mol de moléculas de NO2. 

 

Figura 1. En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), un mol de moléculas y un mol de átomos ocupan 22,4 dm3.

Masa Atómica Relativa y Masa Molecular Relativa

Como se explicó anteriormente (ver Leyes de los Gases y Cinética de los Gases Ideales) , un dado número de moléculas de cualquier clase de gas ocupa un dado volumen en ciertas condiciones de presión y temperatura. Tomemos como ejemplo los siguientes gases, el CH₄ (metano) y el CO₂ (dióxido de carbono).

Calculamos su masa molecular relativa (Mr) de cada molécula:

Para calcular la Mr primero debemos conocer la masa atómica relativa (Ar) de cada elemento que compone la molécula. Este dato podemos obtenerlo fácilmente de la tabla periódica (Figura 2). Veamos un ejemplo:

Figura 2. El valor de la masa atómica se muestra dentro del círculo amarillo.

Para el metano: Ar C=12, Ar H=1,  entonces el  Mr CH₄=16 g/mol.

Para el dióxido de carbono: Ar C=12, Ar O=16, entonces el Mr CO₂=44 g/mol.

 

Realizando estos cálculo sabemos que 16 g de CH₄ equivalen a 1 mol de CH₄ y 44 g de CO₂ equivalen a 1 mol de CO₂. Además, sabemos que 1 mol de cada una de estos gases posee el mismo número de moléculas y ocupan, en estado gaseoso, en iguales condiciones de presión y temperatura, un mismo volumen.

A este volumen se lo denomina VOLUMEN MOLAR (VM).  Este es el volumen que ocupa 1 mol de cualquiera de estos gases y puede determinarse experimentalmente. Así es la ciencia, la experiencia hace al conocimiento.

Por lo tanto, a 1,00 atm de presión y a 0°C (273K), estamos en las condiciones que se denominan CONDICIONES NORMALES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA (CNPT).

Lo que significa que en estas condiciones:

16 g de CH₄ ocupan 22,4 dm³

44 g de CO₂ ocupan 22,4 dm³

28 g de N₂ ocupan 22,4 dm³

18 g de Ar ocupan 22,4 dm³

2 g de He ocupan 22,4 dm³

Y así, se entendió la idea…

Número de Avogadro o Constante de Loschmidt

El químico y físico Loschmidt, determinó en 1865, (basándose en la teoría cinética de los gases), el número de moléculas presentes en 1 cm³ de un gas cualquiera en CNPT. A partir de esos experimentos, se calculó el número de moléculas presentes en el volumen molar de un gas, es decir, en 22,4 dm³.

Al número de moléculas que ocupan ese volumen en esas condiciones de P y T, se lo llamó Número de Avogadro (N_A). También se lo suele llamar constante de Loschmidt, pero es más conocido como Número y/o constante de Avogadro.

El químico Avogadro estableció la  hipótesis de que volúmenes de gases iguales, a las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de moléculas; determinó asimismo que los gases simples como el hidrógeno y el oxígeno son diatómicos (H2, O2). El número de partículas en un mol de sustancia fue denominado constante o número de Avogadro en su honor.

El Valor de N_A

El valor aceptado actualmente es: 6,022 x 10²³. Es decir, que 1 mol de O₂, 1 mol de N₂, 1 mol de CH₄, 1 mol de Ar…etc, contiene 602.200.000.000.000.000.000.000 moléculas de esos gases.

Este número en palabras sería tanto como: seiscientos dos mil doscientos trillones de moléculas. En 2018 se realizó una revisión durante la 26ª Conferencia General de Pesas y Medidas (CGPM) y se determinó que el número de Avogadro tiene un valor exacto definido como 6,022 140 76 ×10^23.

Si queremos ser más didácticos, 1 mol de cualquier cosa entonces contiene 6,022 x 10²³ de esas cosas. Por ejemplo, si queremos comprar un mol de frutillas en la verdulería vaciaríamos las verdulerías de todo el mundo y aún así no llegaríamos a obtener ese número, tampoco podemos ganar en la lotería 1 mol de billetes, creo…

 

¿Cómo utilizamos el N_A?

Para entender mejor cómo utilizamos este número, veamos algunos ejemplos:

👉Si nos preguntamos ¿Cuál es la masa de 1 molécula de CH₄?

Planteamos:

6,022 x 10²³ moléculas de CH₄ ^_________ 16 g de CH₄

1 molécula de CH₄ ____________ x= 2,66 x 10^-23 g de CH₄

 👉_{Si nos preguntamos ¿ Cuantas moléculas hay en 45 g de} CH₄

Planteamos:

16 de CH₄ ^_________ 6,022 x 10²³ moléculas de CH₄

45 de CH₄ ____________ x= 1,693 x 10²⁴  moléculas de CH₄

Concepto de Mol:

Volvamos al s. XIX. El químico llamado W. Ostwald sugirió el nombre de mol para designar el número de moléculas contenidas en el volumen molar de un gas. Se definió al mol como la cantidad de materia correspondiente a un N_A de partículas:

1 mol de moléculas: 6,022 x 10²³ moléculas

1 mol de electrones: 6,022 x 10²³ electrones

1 mol de protones: 6,022 x 10²³ protones

El concepto de mol resulta ser una magnitud muy útil cuando se trabaja con partículas extremadamente pequeñas.

En 1971, la 14^a Conferencia General de Pesas y Medidas (CGPM) designó al mol como otra unidad básica del Sistema Internacional (S.I.):

Un mol es la cantidad de materia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kg de Carbono 12, su símbolo es “MOL”. Cuando se emplea el mol, las entidades elementales deben ser especificadas y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupamientos especificados de tales partículas.

 Cálculo del número de moles de una sustancia

La cantidad de sustancia (n) o moles que forma un sistema será:

Siendo N el número de entidades especificadas de dicha sustancia y N_A la constante de Avogadro.

Entonces, por ejemplo, si deseamos determinar la cantidad moles que hay en una cantidad de sustancia debemos emplear esa fórmula. 

Por ejemplo,  ¿Cuántos moles de NaCl hay en 450 g de esta sal?. Primero debemos conocer su Mr que lo calculamos sumando los Ar de cada elemento tantas veces como aparezcan en la molécula. En este caso es un átomo de Na (Ar= 23)  y un átomo de Cl (Ar=35,5), por lo tanto el Mr=58,5 g/mol.  

Aplicando la fórmula explicada antes:

¡Espero que esta breve explicación de estas magnitudes químicas te haya sido útil!

 ¡Gracias por leer!

Referencias

Soy Licenciada en Ciencias Biológicas y tengo un PhD en Química Biológica. Escribo esta página basada en mi experiencia como docente e investigadora y utilizo fuentes de información confiables para la redacción de los artículos:

1. Temas de Química General. M. Angelini. Ed Eudeba, 2007