¿Qué es un mol en química?

Mol: una unidad de medida

PensamientoCo.

A Topo es simplemente un unidad de medida . De hecho, es una de las siete unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI). Las unidades se inventan cuando las unidades existentes son inadecuadas. Las reacciones químicas a menudo tienen lugar a niveles en los que el uso gramos no tendría sentido, pero usar números absolutos de átomos/moléculas/iones también sería confuso. Entonces, los científicos inventaron el mol para cerrar la brecha entre números muy pequeños y muy grandes.

Aquí hay un vistazo a lo que es un mol, por qué usamos moles y cómo convertir entre moles y gramos.

Conclusiones clave: Mol en química

• El mol es una unidad SI utilizada para medir la cantidad de cualquier sustancia.
• La abreviatura de mol es mol.
• Un mol es exactamente 6.02214076×10²³partículas Las 'partículas' pueden ser algo pequeño, como electrones o átomos, o algo grande, como elefantes o estrellas.

¿Qué es un lunar?

Como todas las unidades, un mol debe definirse o basarse en algo reproducible. La definición actual del mol está definida, pero solía basarse en el número de átomos en una muestra del isótopo carbono-12.

Hoy, un mol es el número de partículas de Avogadro, que es exactamente 6.02214076×10²³. Para todos los propósitos prácticos, la masa de un mol de un compuesto en gramos es aproximadamente igual a la masa de una molécula del compuesto en daltons.

Originalmente, un mol era la cantidad de cualquier cosa que tuviera el mismo número de partículas que se encontraba en 12.000 gramos de carbono-12. Ese número de partículas es el número de Avogadro , que es aproximadamente 6.02x10²³. Un mol de átomos de carbono es 6.02x10²³Átomos de carbón. Un mol de profesores de química es 6.02x10²³profesores de química Es mucho más fácil escribir la palabra 'topo' que escribir '6.02x10²³' en cualquier momento que desee referirse a una gran cantidad de cosas. Básicamente, es por eso que se inventó esta unidad en particular.

Por qué usamos lunares

¿Por qué no nos quedamos simplemente con unidades como gramos (y nanogramos y kilogramos, etc.)? La respuesta es que los moles nos brindan un método consistente para convertir entre átomos/moléculas y gramos. Es simplemente una unidad conveniente para usar al realizar cálculos. Puede que no le resulte demasiado conveniente cuando está aprendiendo a usarlo por primera vez, pero una vez que se familiarice con él, un mol será una unidad tan normal como, digamos, una docena o un byte.

Conversión de moles a gramos

Uno de los más comunes calculos quimicos es convertir moles de una sustancia en gramos. Cuando balancees ecuaciones, usarás el relación molar entre reactivos y reactivos. Para hacer esta conversión, todo lo que necesitas es una tabla periódica u otra lista de masas atómicas.

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono son 0,2 moles de CO?₂?

Busca las masas atómicas del carbono y el oxígeno. Este es el número de gramos por mol de átomos.

El carbono (C) tiene 12,01 gramos por mol.
El oxígeno (O) tiene 16,00 gramos por mol.

Una molécula de dióxido de carbono contiene 1 átomo de carbono y 2 átomos de oxígeno, entonces:

número de gramos por mol de CO₂= 12,01 + [2 x 16,00]
número de gramos por mol de CO₂= 12.01 + 32.00
número de gramos por mol de CO₂= 44,01 gramo/mol

Simplemente multiplique esta cantidad de gramos por mol por la cantidad de moles que tiene para obtener la respuesta final:

gramos en 0,2 moles de CO₂= 0,2 moles x 44,01 gramos/mol
gramos en 0,2 moles de CO₂= 8,80 gramos

Es una buena práctica hacer que ciertas unidades se cancelen para darte la que necesitas. En este caso, los moles se cancelaron del cálculo, dejándote con gramos.

Tú también puedesconvertir gramos a moles.

Fuentes

• Andreas, Birk; et al. (2011). 'Determinación de la constante de Avogadro contando los átomos en un cristal de 28Si'. Cartas de revisión física . 106 (3): 30801. doi:10.1103/PhysRevLett.106.030801
• de Bievre, Pablo; Peiser, H. Stephen (1992). 'Peso atómico': el nombre, la historia, la definición y las unidades'. Química Pura y Aplicada . 64 (10): 1535–43. doi:10.1351/pac199264101535
• Azul cielo, David (1996). Principios básicos y cálculos en ingeniería química (6 ed.). ISBN 978-0-13-305798-0.
• Oficina Internacional de Pesos y Medidas (2006). El Sistema Internacional de Unidades (SI) (8ª ed.). ISBN 92-822-2213-6.
• Yunus A. Cengel; Boles, Michael A. (2002). Termodinámica: un enfoque de ingeniería (8ª ed.). TN: McGrawHill. ISBN 9780073398174.