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Concepto De Mol. Número De Avogadro

La masa de los átomos es muy pequeña. Si se toma como ejemplo el átomo de calcio, cuyo radio es de 2 por 10-8 cm, para completar una distancia de un centímetro habría que colocar en fila unos 50.000.000 de átomos. Esto hace que sea imposible pesar los átomos de forma individual, pues la porción más pequeña que puede obtenerse en un laboratorio contiene un número muy grande de átomos. Por esto, en cualquier situación real hay que manejar cantidades enormes de átomos, lo que hace necesario disponer de una unidad para describirlas de forma adecuada.

Concepto de mol

La unidad empleada por los químicos para expresar el peso de los átomos es el equivalente a un número muy grande de partículas y recibe el nombre de mol. De acuerdo con el Sistema Internacional, el mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas, iones?) como el número de átomos existentes en 0,012 kg de carbono-12 puro.

Numerosos experimentos han llevado a los químicos a deducir que:

1 mol = 6,022045 × 1023 partículas

Esa cantidad, que suele redondearse a 6,022 · 1023, se denomina constante o número de Avogadro, en honor al científico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856).

La unidad de mol se refiere a un número fijo de «entidades» cuya identidad se debe especificar, indicando si se refiere a un mol de átomos, de moléculas o de otras partículas. Así:

• El helio es monoatómico:

  1 mol de He = 6,022 · 1023 átomos de He.

• El hidrógeno es diatómico:

  1 mol de H2 = 1 mol = 6,022 × 1023 moléculas de H2.1 mol de H2 = 2 × 6,022 × 1023 = 12,044 · 1023 átomos de H.

Compuestos de azufre: trióxido de azufre (SO) y ácido sulfúrico (HSO).

El mol y las masas atómicas

Cualquier tipo de átomo o molécula tiene una masa característica y definida. Como el mol se define como el número de átomos que hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12, se entiende que la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento es numéricamente igual al peso atómico, en unidades de masa atómica de dicho elemento. En la tabla siguiente se ilustra esta teoría con ejemplos:

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Elemento	Masa atómica	Masa muestra	Contiene
Aluminio (Al)	26,98	26,98	6,022 × 1023 átomos de aluminio o un mol de átomos de aluminio
Hierro (Fe)	55,85	55,85	6,022 × 1023 átomos de hierro o un mol de átomos de hierro
Oro (Au)	196,97	196,97	6,022 × 1023 átomos de oro o un mol de átomos de oro

El mol y las masas moleculares

La masa molecular de una sustancia es la suma de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces en que se encuentra. La masa en gramos de un mol de moléculas es numéricamente igual a esa masa fórmula. En la tabla adjunta se exponen algunos ejemplos:

Compuesto	Masa molar	Contiene
Agua (H2O)	18,0 g	6,022 × 1023 moléculas de agua 6,022 × 1023 átomos de oxígeno 12,044 × 1023 átomos de hidrógeno
Trióxido de azufre (SO3)	80,06 g	6,022 × 1023 moléculas de trióxido de azufre 6,022 × 1023 átomos de azufre 18,066 × 1023 átomos de oxígeno
Tricloruro de hierro (FeCl3)	162,35 g	6,022 × 1023 moléculas de tricloruro de hierro 6,022 × 1023 átomos de hierro 18,066 × 1023 átomos de cloro

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