Debido a que los átomos y las moléculas son extremadamente pequeños, hay una gran cantidad de ellos en cualquier muestra macroscópica. El 1 cm3 de mercurio al que se hace referencia en la introducción a los moles contendría 4,080 x 1022 átomos de mercurio, por ejemplo, y los 3,47 cm3 de bromo contendrían el doble (8,160 x 1022) de átomos de bromo. Los números tan grandes que implica el recuento de partículas microscópicas son incómodos de pensar o escribir. Por ello, los químicos han optado por contar los átomos y las moléculas utilizando una unidad llamada mol. Un mol (abreviado mol) es 6,022 x 1023 de las partículas microscópicas que componen la sustancia en cuestión. Así, 6,022 x 1023 átomos de Br se denomina 1 mol de Br. Los 8,160 x 1022 átomos de la muestra de la que hemos hablado serían
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La idea de utilizar un número grande como unidad con la que medir cuántos objetos tenemos no es exclusiva de los químicos. Los huevos, los donuts y muchas otras cosas se venden por docenas, una unidad de doce objetos. Los objetos más pequeños, como los lápices, pueden pedirse en unidades de 144, es decir, en bruto, y el papel se empaqueta en resmas, cada una de las cuales contiene 500 hojas. Un químico que se refiere a 0,1355 mol Br es muy parecido a un gerente de una librería que pide 2½ docenas de camisetas, 20 lápices en bruto o 62 resmas de papel.
Sin embargo, hay una diferencia de grado, porque la unidad del químico, 6,022 x 1023, es muy grande. Una pila de papel que contenga un mol de hojas se extendería más de un millón de veces la distancia de la tierra al sol, y 6,022 x 1023 granos de arena cubrirían toda la tierra del mundo a una profundidad de casi 60 centímetros. Obviamente hay una gran cantidad de partículas en un mol de cualquier cosa.
¿Por qué los químicos han elegido un número tan inusual como 6,022 x 1023 como la unidad con la que contar el número de átomos o moléculas? Seguramente algún número redondo sería más fácil de recordar. La respuesta es que el número de gramos en la masa de 1 mol de átomos de cualquier elemento es el peso atómico de ese elemento. Por ejemplo, 1 mol de átomos de mercurio no sólo contiene 6,022 x 1023 átomos, sino que su masa de 200,59 g se obtiene convenientemente añadiendo la unidad gramo a la tabla de pesos atómicos. Algunos otros ejemplos son
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Aquí y en los cálculos posteriores los pesos atómicos se redondean a dos cifras decimales, a menos que, como en el caso del H, queden menos de cuatro cifras significativas.
La masa de un mol de moléculas también puede obtenerse a partir de los pesos atómicos. Al igual que una docena de huevos tendrá una docena de claras y una docena de yemas, un mol de moléculas de CO contendrá un mol de átomos de C y un mol de átomos de O.
La masa de un mol de CO es, pues,
El peso molecular del CO (28,01) expresado en gramos es la masa de un mol de CO. Algunos otros ejemplos se encuentran en la Tabla \(\PageIndex{1}).
| Molécula | Peso molecular | Masa de 1 mol de moléculas |
|---|---|---|
| Br2 | 2(79.90) = 159.80 | 159.80 g |
| O2 | 2(16.00) = 32.00 | 32.00 g |
| H2O | 2(1.008) + 16 = 18,02 | 18,02 g |
| HgBr2 | 200,59 + 2(79,90) = 360,39 | 360,39 g |
| Hg2Br2 | 2(200.59) + 2(79,90) = 560,98 | 560,98 g |
Es importante especificar a qué tipo de partícula se refiere un mol. Un mol de átomos de Br, por ejemplo, tiene sólo la mitad de átomos (y la mitad de masa) que un mol de moléculas de Br2. Es mejor no hablar de un mol de bromo sin especificar si se refiere a 1 mol de Br o a 1 mol de Br2.
Contribuidores y atribuciones
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Ed Vitz (Kutztown University), John W. Moore (UW-Madison), Justin Shorb (Hope College), Xavier Prat-Resina (University of Minnesota Rochester), Tim Wendorff y Adam Hahn.