¿Es un número de partículas? ¿Es un número de gramos? NOOO! Es SUPER-MOL!!!!

Uno de los problemas con el que se encuentran los estudiantes de secundaria en la asignatura de química es con el entendimiento del concepto de mol de una sustancia química. Un concepto ampliamente utilizado en la resolución de ejercicios pero raramente comprendido adecuadamente. Además, el nombre del blog (y mi twitter) es franchicomol así que no podía resistirme a hacer una entrada sobre el mol.

¿Qué es un mol? ¿Una medida de masa? ¿Una medida de la cantidad de partículas? En esta entrada intentaremos clarificarlo. 

Cuando queremos llevar a la práctica una reacción química en un laboratorio, en un proceso industrial, etc, necesitamos medir (por ejemplo mediante una balanza) la cantidad de reactivos que debemos combinar para que se formen los productos deseados.

Veámoslo con un ejemplo:

Esta reacción indica que cada átomo de carbono (C) se combina con dos moléculas de hidrógeno (H₂, cada molécula formada a su vez por dos átomos de H) dando como resultado una molécula de metano (CH₄, formada a su vez por un átomo de C y cuatro de H).

Así, para realizar la reacción química tendría que coger 1 átomo de C y 2 moléculas de H₂. O también podría coger 2 átomos de C y 4 moléculas de H₂ (formándose en esta ocasión 2 moléculas de  de CH₄); o podría coger 1000 átomos de C y 2000 moléculas de H₂ … y así sucesivamente. Pero… ¿Cómo podemos coger un número exacto de átomos?

Tal como vimos en la entrada “¿Te ves gordo? No te preocupes, en realidad tu cuerpo es 100%... vacío” las dimensiones de los átomos son increíblemente pequeñas, por lo que en la práctica no podemos contar átomos. Tenemos que encontrar una manera en la que cogiendo una determinada masa de una sustancia (que sí podamos medir mediante una balanza), sepamos con certeza el número de partículas (de átomos o moléculas) que contiene. De aquí surge el concepto de mol. Pero vayamos por partes.

Átomos: número atómico, número másico y unidad de masa atómica:


Recordemos que los átomos están formados por un núcleo y aldededor de éste, electrones alojados en diferentes orbitales. A su vez, el núcleo está formado por protones y neutrones. Toda la sorprendente variedad de materia con masa conocida está hecha a partir de únicamente estas tres partículas (protones, neutrones y electrones). A menudo la naturaleza nos sorprende con una increíble simplicidad.

Átomo con 3 protones, 3 neutrones (3 +3 = 6 nucleones) y 3 electrones. 

Que un átomo sea de un elemento químico u otro depende del número de protones que contenga en su núcleo. Es decir, el cambio en el número de protones es lo que da lugar a los diferentes elementos de la tabla periódica (por ejemplo, un átomo con 1 protón es hidrógeno, con 6 es carbono, con 8 es oxígeno...). A este número, la cantidad de protones de un átomo, se denomina número atómico, "z". Por otro lado, para un mismo elemento químico el número de neutrones sí que puede variar, dando lugar a los diferentes isótopos de un elemento. Por ejemplo, todos los átomos con un sólo protón en su núcleo, son el elemento Hidrógeno. Pero éstos a su vez pueden contener uno, dos o ningún neutrón en sus núcleos, dando lugar a los tres isótopos de hidrógeno: deuterio, tritio y protio. 

Además, casi la totalidad de la masa de un átomo es debida a la masa de su núcleo (la masa del electrón puede considerarse despreciable frente a la del núcleo). Es decir, podemos asimilar que la masa de un átomo es debida al número de nucleones (protones más neutrones) que contenga el átomo. Teniendo en cuenta que la masa del protón y del neutrón son similares, podemos considerar que la masa de un nucleón es la misma en cada uno de los átomos. Este es un hecho fundamental ya que de esta manera podemos afirmar que, por ejemplo, un átomo con 4 nucleones es el doble de pesado que otro formado por 2 nucleones. Pues bien, al número de nucleones de un átomo se denomina número másico "A".


El carbono-12 es el isótopo de carbono con 12 nucleones, es decir, con número másico A = 12 (6 protones y 6 neutrones). Pues bien, dividiendo el carbono-12 en doce partes se asigna una unidad de masa atómica "u.m.a" a cada una de esas partes. Por tanto el átomo de carbono-12 tiene una masa de 12 uma. Esta manera de indicar la masa de los átomos es por tanto relativa, es una masa obtenida siempre por comparación con la doceava parte del átomo de carbono-12. Así, por ejemplo, el átomo hidrógeno con un único nucleón (el protio), es doce veces menos pesado que el átomo de carbono-12, por lo que le corresponde 1 uma. Todas las masas de los átomos medidas en "uma" se establecen de esta manera, relativas al átomo de carbono-12.

Tabla periódica de los elementos. Ediciones sm.

Si te fijas en las masas atómicas de los elementos indicadas en la tabla  periódica, observarás que éstas no son números enteros sino que contienen decimales. Pudiera parecer una incongruencia pues ningún átomo puede tener, por ejemplo, medio nucleón, o un cuarto de nucleón... Pero esto es debido a que en la tabla periódica se indican las masas atómicas (medidas en "uma") de los elementos y no de un isótopo en concreto de un elemento. Ya hemos visto que para un mismo elemento existen varios isótopos que difieren en el número de neutrones, y por tanto, en su número másico, A. Por ejemplo, para el hidrógeno nos encontramos con tres isótopos con números másicos 1, 2 y 3. ¿Y cual de las tres masas atómicas de estos átomos cogemos? Pues lo que se hace es coger una media ponderada dependiendo de la abundancia en la naturaleza de cada uno de los isótopos. Como el isótopo de hidrógeno protio (A = 1) es el más abundante, su número másico es el que más contribuye en el establecimiento de la masa atómica. Haciendo los cálculos se obtiene una masa atómica para el hidrógeno de 1,008 uma.

Vale. Ya tenemos definida la masa atómica de un elemento. Pero ésta se mide en unidades de masa atómica y nuestras balanzas no pesan en "uma" sino en "gramos". ¿Y qué masa corresponde, expresada en gramos, a una uma? Pues se ha determinado experimentalmente que la masa de un nucleón es de 1.66x10^-24 g. Por tanto, a un átomo con un nucleón (A = 1) le corresponde una masa atómica de 1 uma y una masa en gramos de 1.66x10^-24 g.

¿Y los moles?

Ya nos vamos acercando. Según hemos visto, el carbono es doce veces más pesado que el hidrógeno (A del C = 12 y A del H =1). Esto implica que para coger el mismo número de átomos de carbono que de hidrógeno tendríamos que pesar 12 veces más cantidad de carbono que de hidrógeno. Así, 12 gramos de carbono deben contener el mismo número de átomos que 1 gramo de hidrógeno. Veámoslo:

¿Cuántos átomos de hidrógeno habrá en una cantidad de masa (en gramos) correspondiente a su número másico? Es decir, ¿Cuántos átomos de hidrógeno habrán en 1 g de hidrógeno? La respuesta la obtenemos mediante una sencilla operación:

Si la masa de un átomo de hidrógeno es de 1.66x10^-24 g, en 1 gramo habrán:

Y para el carbono: ¿Cuántos átomos de carbono hay en 12 g? Siguiendo el mismo razonamiento, como un átomo de carbono tiene 12 nucleones (A = 12), su masa en gramos será 12 veces 1.66x10^-24 g, y por tanto en 12 g de carbono habrán:

Si realizásemos los cálculos con cualquier otro átomo obtendríamos el mismo resultado, es decir, siempre que pesemos en gramos exactamente el valor correspondiente al número másico de un átomo obtendremos el mismo número de átomos:  6,02x10²³ átomos. 

Este número es el Número de Avogadro NA. Un número increiblemente elevado: 602000000000000000000000. La verdad, no se ni cómo se nombra esta cifra. Y éste el número de átomos que hay cuando pesamos 12 g de carbono. Una cifra inimaginable que da idea de lo pequeñísimos que son los átomos.
 

Y por fin, llegamos al concepto de mol:

Definimos un mol como la cantidad de sustancia que contiene 6.02x10²³ partículas.



Por tanto, el mol es una unidad de medida de cantidad de una sustancia, dicho de otra manera, una unidad de medida de una porción de materia de una sustancia. No podemos identificarlo con un cierto número de gramos (para cada sustancia este número será diferente) ni con un número de partículas únicamente. El mol es la porción de materia de una sustancia que contiene 6,02x10²³ partículas de esa sustancia (átomos o moléculas, según el tipo de sustancia al que nos refiramos). 

Por ejemplo, para coger un mol de cloruro sódico (sal común), tendríamos que pesar 58,5 g (ya que las masas atómicas del Na y el Cl son 23 y 35.5 uma respectivamente); para coger un mol de átomos de plomo: 207 g (la masa atómica del Pb); para coger un mol de moléculas de agua: 18 g (ya que las masas atómicas del H y el O son 1 y 16 uma respectivamente); y en general para cualquier sustancia química, tendríamos que pesar el valor de su masa atómica o molecular en gramos.

 


Para terminar, volvemos a la reacción química del ejemplo con el que comenzamos: 

Leyendo esta reacción química podríamos decir:  

• 1 átomo de carbono reacciona con 2 moléculas de hidrógeno (que equivalen a 4 átomos de hidrógeno); Por tanto, 6.02x10²³ átomos de carbono reaccionarán con el doble de moléculas de hidrógeno (o con 4 veces más si hablamos de átomos de hidrógeno).                                                                            
• Dicho de otra forma: 1 mol de átomos carbono reacciona con 2 moles de moléculas de hidrógeno (o con 4 moles de átomos de hidrógeno). Lo que en la práctica equivale a que 12 g de carbono reaccionan con 4 g de hidrógeno.

De esta manera, sabiendo que por cada mol de átomos de carbono necesito 4 moles de átomos de hidrógeno, podría pesar 12 g (1 mol) por cada 4 g (4 moles), 24 g (2 moles) por cada 8 g (8 moles), 36 g (3 moles) por cada 12 g (12 moles)... Cantidades que ya puedo medir con los aparatos habituales. La cuestión fundamental es que si yo cojo un mol de cualquier sustancia me aseguro que hay el mismo número de partículas.


Y con esto esto queda terminada la explicación del concepto de mol. Si has conseguido llegar hasta aquí, aguantando el tostón que he soltado, sólo me queda decir...

!Moles de gracias por leerme!



PD.: el "chicomol" de "franchicomol" no proviene del término "mol" de química, sino que vienen de mis dos apellidos. No quedaba el mal el juego de palabras para una persona a la que le encanta la química...

Esta entrada participa en el XLI Carnaval de Química alojado en el blog www.cienciaonline.com