Reacciones químicas, ecuaciones y cálculos

• A la hora de plantear un cálculo estequiométrico, el químico tiene una imperiosa nece￾sidad de poder contar átomos o moléculas. Veamos un ejemplo:


Para obtener sulfuro de hierro (II) es necesario que los átomos de hierro y azufre se

combinen en proporción 1:1. Esto es, tendremos que tener igual número de átomos de

hierro que de azufre. Pero… ¿cómo contar lo incontable? Bastante fácil. Los químicos

cuentan con la balanza. Efectivamente, a partir de la definición de uma deducimos (ver

más arriba), que si tomamos una cantidad de azufre, o de hierro, tal que su masa en

gramos coincida con su masa atómica en umas, estaremos cogiendo exactamente

6,02.1023 átomos (de azufre o de hierro). Para garantizar que tomamos exactamente

igual número de átomos de azufre que de hierro tendremos que tomar 32,0 g de azufre

y 55,6 g de hierro. Es razonable, por tanto, decir que hemos de tomar una “unidad” de

azufre y otra de hierro. Esta “unidad” se corresponde con una cantidad de cada una de

las sustancias (una porción) que contiene un número idéntico de unidades elementales

(átomos en este caso). Lo relevante a la hora de establecer la cantidad de sustancia a

tomar no es ni su masa, ni su volumen ni ninguna otra propiedad, sino la circunstancia

de que tenga un número determinado de unidades elementales. A esta unidad se la

denomina mol.

• Lógicamente, al ser una porción de materia, podemos asignar al mol una masa, pero

no podemos identificar mol con un número de gramos, tampoco con un

número (NA). Lo que el químico coge para efectuar sus reacciones son cantidades de￾terminadas de sustancias que “fracciona” en unidades que contienen idéntico número

de unidades elementales que más tarde reaccionarán (sean átomos, iones o moléculas)

para formar nuevas sustancias. Pongamos un ejemplo. Consideremos una determinada

cantidad de sustancia: 72,0 g de carbono. Desde el punto de vista químico consta de 6

unidades químicas o moles (masa de 1 mol = 12,0 g). Si yo quiero hacer reaccionar ese

carbono con oxígeno gas según:


necesitaría coger tantas unidades (moles) de carbono como de oxígeno, teniendo en

cuenta que en este segundo caso las unidades elementales van a ser moléculas. La cantidad de oxígeno que contiene 6,02.1023 moléculas (1 mol) tendrá una masa de 32,0 g.

Luego para reaccionar con seis moles o unidades químicas de carbono (cuya masa son

72,0 g) necesitaré idéntico número de unidades (moles) de oxígeno. Esto es: 192,0 g de

oxígeno.


Conclusiones

• La magnitud de la cual es unidad el mol es la cantidad de sustancia (esto es una porción de materia con unas propiedades definidas y fijas) ¿Es medible la cantidad de sustancia? Sí, siempre que se defina una unidad de medida adecuada. Para los pro￾pósitos de alguien que se dedica a la química, la unidad de medida se define como la cantidad de esa sustancia que contiene un número determinado (y muy grande) de unidades elementales.

• Como un mol es, por definición, una cantidad dada de materia, le corres￾ponderá una masa determinada (aunque distinta para las distintas sustancias), pero no se pueden confundir moles con gramos. Un mol de agua no son 18,0 g de agua. Un mol de agua es una cantidad de agua tal que contiene 6,02.1023 moléculas de agua. A esta cantidad de agua (como materia) le corresponde una masa de 18,0 g.

• Tampoco se puede confundir con un número (6,02.1023). Un mol de zinc, no son 6,02.1023 átomos de zinc. El químico no puede contar átomos o moléculas de forma directa. Sólo puede manipular cantidades macroscópicas de sustancias y eso, preci￾samente, es el mol: una determinada cantidad de sustancia, pero no cualquiera: aquella que contiene el número de Avogadro de unidades elementales de la sustancia que es￾temos considerando.

• Lo realmente interesante, y que hace útil a la unidad mol, es que permite una conexión sencilla entre el mundo microscópico (escala atómica, número de unidades elementales) con el macroscópico (escala humana, gramos), puesto que tomando una determinada cantidad de sustancia (que caracterizamos por su masa, por ejemplo) podemos asegurar que contiene un número fijo de unidades elementales, lo cual es vital a la hora de plantear una reacción química.

• Hablando rigurosamente deberíamos especificar las partículas elementales a las que

nos referimos, ya que no es lo mismo un mol de átomos de oxígeno, por ejemplo, que

un mol de moléculas de oxígeno, pero la mayor parte de las veces no es necesaria esta

precisión ya que la naturaleza de las partículas queda suficientemente clara.



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