MOL
El mol es una unidad de cantidad de materia. Un mol
representa la cantidad de masa contenida en 
moléculas de sustancia. El número es
conocido como el número de Avogadro. El mol es una unidad algo
peculiar, porque "no pesa lo mismo" en cada caso. Al estar basada en
un conteo de átomos o moléculas, la cantidad de masa total dependerá de cuánta
masa tenga cada unidad material.
moléculas de sustancia. El número es
conocido como el número de Avogadro. El mol es una unidad algo
peculiar, porque "no pesa lo mismo" en cada caso. Al estar basada en
un conteo de átomos o moléculas, la cantidad de masa total dependerá de cuánta
masa tenga cada unidad material.
Así, un mol de hidrógeno molecular (H2) tiene 2 gramos de masa,
mientras que un mol de agua (H2O) contiene 18 gramos de
masa. Un mol "pesa" diferente dependiendo de la sustancia de que
estemos hablando.
Utilidad
La utilidad de este concepto de mol radica en que cuando consideramos
reacciones químicas, las relaciones de masa de las sustancias reaccionantes quedan
reducidas a números enteros que corresponden a la fórmula mínima.
Por ejemplo, podemos decir que 4 gramos de hidrógeno gaseoso reaccionan
con 32 gramos de oxígeno gaseoso para formar 36 gramos de agua, esto es,
reaccionan en una relación de 4:32 ó 1:8, lo cual no concuerda muy bien con la
fórmula molecular del agua (H2O). Si utilizamos
"moles", podemos decir que 2 "moles" de hidrógeno
reaccionan con 1 "mol" de oxígeno para formar un "mol" de
agua. Esto concuerda mejor con la fórmula molecular del agua, y se justifica
mediante medidas volumétricas realizadas a lo largo de la reacción entre ambos
gases.
En el laboratorio o en la industria no se trabaja con símbolos o
números, se trabaja con sustancias concretas, que se palpan. Para facilitar las
tareas de investigación sobre algún elemento químico los científicos utilizan
siempre gran cantidad de átomos.
Explicación de lo
que es un mol
Para ello, tenemos que remontarnos a finales del siglo XVIII, cuando los
científicos (como Lavoisier, Proust, Dalton, etc.) trataron de sistematizar el
estudio de las reacciones químicas, basándose en los pesos de los reaccionantes
y de los productos del proceso, consiguiendo unos resultados muy aceptables.
Sin embargo, al operar con gases la manipulación es más fácil si medimos
volúmenes; pero entonces los cálculos eran incongruentes, como constató el
francés J.L. Gay-Lussac.
Por ejemplo, si se mantiene constante la temperatura de medida...
1 volumen de
oxigeno + 2 volúmenes de hidrogeno producen 2 volúmenes de vapor de agua
1 volumen de
nitrógeno + 3 volúmenes de hidrógeno producen 2 volúmenes de amoníaco
El peso de sustancias -a lo largo del proceso- se mantiene constante,
pero vemos que no sucede igual con el volumen de reactivos y de producto.
Para explicar este hecho, el italiano Avogadro, en 1811, postuló
que en volúmenes iguales de gases diferentes hay siempre el mismo número
de partículas materiales, si están medidos a igual presión y temperatura.
O sea, que hay el
mismo número de partículas en un litro de oxígeno, de cloro, o de butano, siempre
que midamos a la misma presión y temperatura.
Pero, para que se
cumpla la constancia de la masa ello obliga a que las partículas de los gases
elementales (simples) en realidad sean agregados de unidades atómicas (átomos),
generalmente dos: es decir, que son biatómicas.
Sintetizar amoníaco mediante el método Haber-Bosch
Esquema del proceso que debería ser
Veamos un caso concreto: Supongamos que se va a sintetizar amoníaco
mediante el método Haber-Bosch, es decir, combinando directamente hidrógeno
gaseoso con gas nitrógeno. Si se toma un matraz de cada gas, para seguir el
postulado de Avogadro podríamos presentar un esquema como éste:
Donde observaremos que ambos matraces contienen igual número de
partículas.
El problema radica en que la reacción consume 3 volúmenes de nitrógeno
por cada uno de hidrógeno, y NO se producen 4 volúmenes de amoníaco, sino
¡solamente dos!. Además, se conoce la composición del amoníaco, que contiene 14
pesos de nitrógeno, por cada 3 pesos de hidrógeno, una proporción 3:1, por lo
que su fórmula empírica es NH3, y el esquema del
proceso debería ser éste:
Partículas diatómicas
Si hacemos el recuento de partículas, vemos que no coincide en los
productos respecto de los reactivos. Por eso, Avogadro pensó en la posibilidad
de partículas diatómicas, dando un paso más en la dirección que marcó
Dalton al suponer el concepto de "átomo" como constituyente último de
la materia.
No hay comentarios :
Publicar un comentario