Significado de peso molecular y cantidades químicas Definición, número de avogadro, masa y moles
MSc. Licenciada en Química
Definición formal
El peso molecular es la suma de los valores de las masas atómicas de los elementos que constituyen un compuesto, por su parte la cantidad química comprende los elementos propios de una sustancia, cuya cuantificación responde a estándares de medición.
Sabemos que, toda la materia está compuesta por elementos químicos. Cada elemento químico de la tabla periódica tiene un valor del peso de sus átomos. Ese valor se conoce como unidad de masa atómica (uma). Así, al observar en la tabla periódica podemos ver que, el hidrógeno tiene 1 uma, el carbono tiene 12 uma, el hierro tiene 55,85 uma, etc. Nótese que no siempre son números enteros. Así, al conocer la unidad de masa atómica y la fórmula química de un compuesto, es posible determinar su masa molecular (M), también denominado peso molecular (P.M), simplemente a partir de una operación de sumatoria.
Ejemplo práctico
La glucosa es un compuesto que tiene una fórmula \({{\text{C}}_{6}}{{\text{H}}_{{12}}}{{\text{O}}_{6}}\) , tomamos de la tabla periódica el valor de la masa atómica del carbono y lo multiplicamos por 6 (ya que, hay 6 átomos de carbono en la fórmula), procedemos igual con el hidrógeno y con el oxígeno. Finalmente sumamos esos productos.
\(6~moles~de~\acute{a}tomos~de~C=6~x~12~g=72~g\)
\(12~mol~de~\acute{a}tomos~de~H=12~x~1~g=12~g\)
\(6~mol~de~\acute{a}tomos~de~O=6~x~16~g=96~g\)
\({{M}_{{{{C}_{6}}{{H}_{{12}}}{{O}_{6}}}}}=\left( {72} \right)+\left( {12} \right)+\left( {96} \right)=180\)
\(1~mol~de~{{C}_{6}}{{H}_{{12}}}{{O}_{6}}=180~g\)
Este resultado indica que el peso molecular de la glucosa es 180 gramos por mol. Como ves, la unidad de masa que usamos es el gramo, pero se puede usar cualquier otra.
Unidad de medida: mol
Cuando tomamos una masa de cualquier sustancia podemos imaginarnos que la cantidad de átomos o moléculas, que existe en esa porción de masa, es inmensamente grande. Por lo tanto, resultaría imposible contar los átomos de cualquier cantidad de materia, por pequeña que esta sea. Imagínate que debieras contar uno a uno los frijoles en un supermercado para poder comprarlos. Eso sería realmente tedioso, por ello los frijoles se venden por peso y no por unidad. Si quisiéramos saber el número de frijoles, dividimos la masa del paquete de frijoles por el peso de un frijol.
Para medir la cantidad de sustancia en compuestos químicos se utilizó este criterio y por ello se creó una unidad que representa la cantidad de átomos o moléculas en una masa medible de sustancia. Esta unidad fue definida como el mol. Entonces, el mol es la unidad de la cantidad de sustancia que contiene un número preciso de átomos o moléculas.
El número de Avogadro
Cada mol de sustancia contiene un número preciso de átomos o moléculas, al cual se lo denomina como número de Avogadro (NA). Es un valor constante para todos los elementos, y fue designado de acuerdo al siguiente criterio:
Se seleccionó el carbono-12 como patrón y se le designó 12 uma. A partir de éste, se determinó la masa atómica del resto de los elementos. Asimismo, un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de átomos que hay en, exactamente, 12 gramos de carbono-12, cuyo valor es 6,022×1023 átomos.
Un mol de cualquier cosa representa entonces, 6,022×1023 unidades de esas cosas (átomos, moléculas, partículas, iones, etc.). Sin duda, es un número extremadamente grande pero lógico, sabiendo que se trata de partículas tan pequeñas como los átomos.
El número de Avogadro es útil para determinar la cantidad de átomos o moléculas que se encuentran en cierta cantidad de moles de sustancia. Por ejemplo; 1 mol de dióxido de carbono (CO2) contiene 1 mol de átomo de carbono y 2 mol de átomo de oxígeno = 3 mol de átomos.
\(3~mol~de~at\acute{o}mos~x~\frac{{6,022x{{{10}}^{{23}}}\acute{a}tomos}}{{1~mol~de~\acute{a}tomos}}=18,1x{{10}^{{23}}}\acute{a}tomos~totales\)
Esto quiere decir que en tres moles de CO2 hay 1 810 000 000 000 000 000 000 000 átomos.
Conversión entre masa y moles
Generalmente, para los cálculos en química, se usa la cantidad de sustancia expresada en moles, sin embargo, al medir en un laboratorio es más útil la masa. Por lo tanto, es necesario un plan de conversión entre estas unidades.
Para la conversión de masa a mol y viceversa, se usa un procedimiento bastante sencillo:
Primero, se determina el peso molecular de la sustancia y, segundo, se multiplica la cantidad de sustancia dada originalmente en moles, por el peso molecular calculado en el primer paso.
Veamos un ejemplo: Supongamos que se desea determinar la masa de 0,50 moles de agua.
Paso 1. Se determina el peso molecular del agua. Para ello se debe conocer la fórmula del agua que es H2O. Se localiza en la tabla periódica la masa atómica del hidrógeno (1 uma) y del oxígeno (16 uma). Se multiplica la masa atómica por la cantidad de átomos de cada elemento y se suma.
\(2~moles~de~\acute{a}tomos~de~H=2~x~1~g=2~g\)
\(1~mol~de~\acute{a}tomos~de~O=1~x~16~g=16~g\)
\(1~mol~de~{{H}_{2}}O=18~g\).
Paso 2. Se calcula la masa de 0,50 moles de agua, usando el peso molecular calculado en el paso 1.
\(0,50moles~de~{{H}_{2}}O~x~\frac{{18,0~g{{H}_{2}}O}}{{1~mol~{{H}_{2}}O}}=9,0~g{{H}_{2}}O\)
En sólo dos pasos podemos convertir los moles en masa e ualmente la masa en moles, para cualquier sustancia. Lógicamente, si necesitamos convertir la masa en moles realizamos la operación inversa, en vez de multiplicar, dividimos por el peso molecular.
Referencias
Dickerson R. “Principios de Química”. Editorial Reverté. 3era Edid. Barcelona, 1992.
Muñoz de Luna D. “Elementos de Química General”. Librería de Sanchéz. 4ta edid. Madrid, 1877.
Trabajo publicado en: Feb., 2021.