El mol: unidad de medida clave para los químicos, por Tomás Unger

–La constante de Avogrado–

Esta semana vamos a describir el mol, la unidad con la que se mide la cantidad de una sustancia y una de las siete medidas o magnitudes establecidas por el SI. El mol es la unidad con que se mide la cantidad de moléculas o partículas elementales de una sustancia. La partícula elemental puede ser una molécula, átomo, ion o electrón. En todo caso, se trata de unidades definidas físicamente que constituyen cada sustancia (expresadas, por ejemplo, en una fórmula química). El concepto –usado principalmente para procesos químicos– se basa en el trabajo realizado en el siglo XVIII por el físico italiano Lorenzo Avogadro (1776-1856).

La Ley de Avogadro establece que dos volúmenes iguales de un gas, a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas de ese gas. En honor a él, el número de partículas que constituyen un mol (6,02214076 x 1023) es conocido como la constante o el número de Avogadro, que se representa con ‘NA’.

–Dalton–

La constante de Avogadro fue originalmente elegida de modo que un mol de cualquier compuesto –pesado en gramos– guarde la misma proporción con el peso en daltons de una sola molécula de ese compuesto (el dalton es la unidad universal de masa atómica).

John Dalton (1766-1844) publicó en 1805 la primera tabla de pesos atómicos, comenzando con el hidrógeno, con uno. Un dalton medía la doceava parte de un átomo de carbono (o carbono-12, por su peso atómico), que es aproximadamente la masa de un protón o de un neutrón; así, un mol de átomos de carbono pesaría 12 gramos.

Un mol de agua (H2O) tiene siempre el mismo número (el número de Avogadro) de moléculas, con una masa total de 18 g. Esto es porque un mol de oxígeno pesa 16 g y un mol de hidrógeno pesa 1 g; entonces, un mol de oxígeno más dos mol hidrógeno suman 18 g. En el SI, la unidad estándar para medir la cantidad de una sustancia es el número de moles en un metro cúbico (mol/m3); sin embargo, por ser demasiado grande, se usa generalmente mol por litro (mol/l).

El químico sueco Jöns J. Berzelius (1779-1848) consiguió medir las masas atómicas con mucha precisión y decidió usar como unidad estándar el oxígeno, porque se combina con muchos elementos. Le asignó 100 unidades, pero esa medida no tuvo aceptación. Sin embargo, la conveniencia del oxígeno resultó evidente.

–Del oxígeno al carbono–

Eventualmente, el oxígeno fue aceptado como unidad estándar, pero con un número de 16, correspondiente a su peso atómico. El nombre ‘mol’ se originó en 1897, en una traducción del alemán ‘molekul’ (‘molécula’), usada por Wilhelm Ostwald. La definición de ‘mol’ en función del oxígeno (oxígeno-16) fue reemplazada en la década de 1960 por el carbono (carbono-12).

La definición de ‘mol’ adoptada por el BIPM fue “la cantidad de sustancia de un sistema que contiene el mismo número de entidades elementales como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12”. Así, un mol de carbono-12 tiene una masa exacta de 12 g. Las cuatro definiciones del mol adoptadas en diferentes momentos son equivalentes y difieren en menos de 1%.

La masa atómica del hidrógeno es uno, pero el peso de un mol de hidrógeno es de 1,00794 g, una diferencia menor de 0,788%. La masa atómica del oxígeno es 16, pero el peso de un mol es 15,994 g, aproximadamente 0,00375% de variación.

En 1971, durante la reunión 14 de la Conferencia General de Pesos y Medidas (CGPM), el mol fue confirmado como la séptima unidad básica del SI. De ahí, un mol de sustancia fue redefinido como exactamente 6,02214076 x 1023 de entidades elementales de una sustancia.

–Confirmada la constante–

En el 2018, en una reunión en el palacio de Versalles en Francia, con la participación de científicos de más de 60 países, se decidió que todas las unidades de medida fuesen definidas en relación con constantes físicas. Esto significó que tanto el mol como el resto de las unidades del SI no podían ser definidas en términos de objetos físicos (como el kilo lo era hasta entonces, con una barra de platino), sino en términos de constantes, que son exactas e invariables. Como lo dijimos antes, una de ellas es 'C', que representa la velocidad de la luz.

Según el acuerdo del BIPM al año siguiente, se confirmó un mol de una sustancia como “exactamente 6.02214076 x 1023 partículas elementales”. Dada la gran utilidad de la unidad mol en los laboratorios de química, el 23 de octubre fue declarado por los químicos el Día del Mol. Es una festividad informal entre químicos para celebrar la fecha derivada del número de Avogadro: la base 10 (por octubre) y la potencia 23 (el día).

Como los ingenieros químicos usan mucho el mol, diferentes múltiplos resultan convenientes para diversos usos industriales. Por ejemplo, una es la unidad por m3 llamada kilo-mol (kmol).

Para evitar la necesidad de recalcular al convertir a medidas imperiales, se usa la libra-mol (lbmol).

–Crítica–

Desde la adopción del mol hace 50 años, han surgido numerosas críticas. A diferencia de unidades como el segundo o el metro, la definición del mol como número de moléculas en una cantidad de material es una cantidad sin dimensiones, que puede ser expresada por un número y no requiere de una unidad basada en una constante física.

Sin embargo, el mol permite medir cantidades de sustancias químicas. El contar con medidas que se puedan aplicar universalmente es lo que permite reproducir los procesos químicos e industriales en cualquier parte del mundo con precisión.

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