La identidad de una sustancia se define no sólo por los tipos de átomos o iones que contiene, sino por la cantidad de cada tipo de átomo o ión. Por ejemplo, el agua, H2O, y el peróxido de hidrógeno, H2O2, se parecen en que sus respectivas moléculas están compuestas de átomos de hidrógeno y oxígeno. Sin embargo, debido a que una molécula de peróxido de hidrógeno contiene dos átomos de oxígeno, a diferencia de la molécula de agua, que sólo tiene uno, las dos sustancias presentan propiedades muy diferentes.
Los átomos y las moléculas son extremadamente pequeños. Por lo tanto, para medir sus cantidades macroscópicas, se necesita una unidad científica estándar. El mol es una unidad de cantidad similar a las unidades familiares como par, docena, bruto, etc. Proporciona una medida específica del número de átomos o moléculas en una muestra de materia. La connotación latina para la palabra “mol” es “gran masa” o “a granel”, que es consistente con su uso como nombre para esta unidad. El mol proporciona un enlace entre una propiedad macroscópica fácilmente medida, masa a granel, y una propiedad fundamental extremadamente importante, número de átomos, moléculas, etc.
Un mol de una sustancia es la cantidad en la que hay 6,02214076 × 1023 entidades discretas (átomos o moléculas). Este gran número, convenientemente redondeado a 6,022 × 1023, es una constante fundamental conocida como el número de Avogadro (NA) o la constante de Avogadro en honor del científico italiano Amedeo Avogadro. Esta constante se reporta correctamente con una unidad explícita de “por mol”.
Consistente con su definición como unidad de cantidad, 1 mol de cualquier elemento contiene el mismo número de átomos que 1 mol de cualquier otro elemento. Sin embargo, las masas de 1 mol de diferentes elementos son diferentes, ya que las masas de los átomos individuales son drásticamente diferentes. La masa molar de un elemento (o compuesto) es la masa en gramos de 1 mol de esa sustancia, una propiedad expresada en unidades de gramos por mol (g/mol).
La masa molar de cualquier sustancia es numéricamente equivalente a su peso o fórmula atómica en uma. Según la definición de uma, un solo átomo de carbono pesa 12 uma (su masa atómica es de 12 uma). Un mol de carbono pesa 12 g (12 g C = 1 mol de átomos de C = 6,022 × 1023 átomos de C), y la masa molar de carbono es 12 g/mol. Esta relación se mantiene para todos los elementos ya que sus masas atómicas se miden en relación con la de la sustancia de referencia uma, el carbono-12. Al extender este principio, la masa molar de un compuesto en gramos es numéricamente equivalente a su masa de fórmula en uma. Por ejemplo, el helio tiene una masa atómica de 4,002 uma y una masa molar de 4,002 g/mol.
Si bien la masa atómica y la masa molar son numéricamente equivalentes, tenga en cuenta que son muy diferentes en términos de escala. Para apreciar la enormidad del mol, considere una pequeña gota de agua que pesa aproximadamente 0,03 g. Aunque esto representa sólo una pequeña fracción de 1 mol de agua (~18 g), contiene más moléculas de agua de lo que se puede imaginar. Si las moléculas se distribuyeran equitativamente entre los aproximadamente siete mil millones de personas en la tierra, cada persona recibiría más de 100 mil millones de moléculas de agua.
El mol define la relación entre la masa y el número de átomos. Esto permite calcular el número de átomos utilizando formas adecuadas del factor de conversión: 1 mol de átomos = 6,022 × 1023 átomos. Para convertir entre la masa de un elemento (en gramos) y el número de moles, se utiliza como factor de conversión la masa molar del elemento (g/mol).
Texto adaptado de Openstax Química 2e, Sección 3.1: Masa de fórmula y el concepto de mol.
