Según la IUPAC*, el mol, símbolo mol, es la unidad del Sistema Internacional de la cantidad de sustancia. Un mol contiene exactamente
6,022 140 76×1023
entidades elementales. Este número es el valor numérico de la constante de Avogadro,
NA
cuando se lo expresa en la unidad mol-1 y se denomina número de Avogadro.
La IUPAC agrega que:
La cantidad de sustancia, simbolizada por n, de un sistema es una medida del número de entidades elementales especificadas. Una entidad elemental puede ser un átomo, una molécula, un ion, un electrón, cualquier otra partícula o grupo especificado de partículas.
Discutamos el tema por partes:
Primero, el número de Avogadro no se aplica a cualquier conjunto de entidades, como parecen entender mal algunos autores que hablan del número de Avogadro de sillas o del número de Avogadro de estrellas (el cielo visible parece contener una cantidad de ese orden). El número se aplica a entidades elementales especificadas: átomos, moléculas, iones, electrones (hay quien defiende su postura diciendo que una silla o una estrella son conjuntos de partículas elementales).
Pero en segundo lugar, la definición (meramente racional) no le hace honor al origen químico del concepto, resultado genial que nació de la mente de Amadeo Avogadro (ver https://quimica-conceptual.blogspot.com/2020/10/el-fisgon-de-la-ciencias.html).
Simplificaremos las cosas con un ejemplo sencillo:
La hipótesis de Avogadro establece que en volúmenes iguales de gases diferentes a igual presión (P) y temperatura (T) hay igual número de moléculas.
Con esta hipótesis, al comparar, digamos, cierto volumen de dioxígeno con igual volumen de dihidrógeno, a igual P y T, se observa que aquél tiene una masa 16 veces mayor que este. Como ambas moléculas son diatómicas, el átomo de oxígeno tiene una masa (relativa a la del hidrógeno) de 16. (Por supuesto, la definición de unidad de masa atómica basada en el isótopo 12 del carbono es muy posterior).
Basados en la hipótesis de Avogadro, los químicos decidieron trabajar con cantidades de sustancias que, en las unidades de la vida cotidiana, contuviera una cantidad de gramos que numéricamente coincidiera con la masa molecular relativa. Así a 32 g de dioxígeno se lo llamó una molécula-gramo de dioxígeno; a 17 g de amoníaco una molécula-gramo de amoníaco y a 16 g de oxígeno (O) un átomo-gramo de oxígeno. A la unidad molécula-gramo rápidamente se la abrevió mol, pero la designación de átomo-gramo se usó hasta hace no mucho tiempo ¿Qué tienen en común todas estas definiciones?: que en todos ellas hay el mismo número de moléculas o de átomos, según corresponda.
Lo que no se cuenta habitualmente (o se olvidó, o se dejó de escribir vaya a saberse por qué) es que el mundo anglosajón definió la molécula-libra (lb-mol). Así, una lb-mol de dioxígeno es 32 libras, una lb-mol de amoníaco es 17 libras, etc.
Muchísimos experimentos confirman la validez de la hipótesis de Avogadro y el número de partículas contenido en un mol de ellas, por lo que queda justificada la constante de Avogadro, cuyo valor es:
6,022 140 761023 mol-1
La constante de Avogadro tiene una importancia fundamental como todas las constantes naturales, tienen unidades y no debe confundirse con el número de Avogadro (otro error frecuente es llamar a n "número de moles", cuando lo correcto es decir moles de... o, si se prefiere, cantidad de moles de...
Debería tenerse presente que si se adoptara la definición anglosajona de lb-mol, el llamado número de Avogadro sería
2,731 597 10×1026
que no es otra cosa que multiplicar
6,022 140 76×1023 × 453,592 37
Obviamente, 453, 59 es la cantidad de gramos que hay en una libra. O sea que una libra-mol es igual a 453,59... mol, tal como se usa mucho aún en ingeniería en el Reino Unido y los Estados Unidos de Norte América.
Aunque la incorporación del mol al SI es reciente (2018), su historia está asociada con el desarrollo de la Química moderna de fines del siglo XIX gracias al gran aporte de químicos franceses, italianos y alemanes, guiados por la genial hipótesis de Avogadro. Fue la fuerte influencia de Ostwald la que impulsó la adopción del nombre mol para molécula-gramo.
Muchos se resisten a aceptar al mol como una unidad del SI por provenir de un número (es decir, sin dimensiones) de una cantidad de entidades diferentes.Allí radica nuestro punto: el mol es un concepto másico de cantidad y no un resultado meramente numérico que surge de "contar cosas.
Héctor J. Fasoli
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