Físicas - Magnitudes físicas

cantidad de sustancia

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentalesdel Sistema Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto químico) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado como átomos hay en doce gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates,¹​ aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir de 2011 la definición se basa directamente en el número de Avogadro (de modo similar a como se define el metro a partir de la velocidad de la luz).²​

El número de unidades elementales —átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de estas— existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (N_A)³​ y equivale a:

${\displaystyle {\rm {1\,mol=6,022\,141\,29\,(30)\,\cdot 10^{23}\ unidades\;elementales}}}$3​

El concepto del mol es de vital importancia en la química, pues, entre otras cosas, permite hacer infinidad de cálculos estequiométricos indicando la proporción existente entre reactivos y productos en las reacciones químicas. Por ejemplo: la ecuación que representa la reacción de formación del agua 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O implica que dos moles de hidrógeno (H₂) y un mol de oxígeno (O₂) reaccionan para formar dos moles de agua (H₂O).

Otro uso que cabe mencionar es su utilización para expresar la concentración en la llamada molaridad, que se define como los moles del compuesto disuelto por litro de disolución y la masa molar, que se calcula gracias a su equivalencia con la masa atómica; factor de vital importancia para pasar de moles a gramos.

El volumen de un gas depende de la presión, la temperatura y la cantidad de moléculas del gas. Los gases distintos en condiciones iguales tienen la misma energía cinética. Por consiguiente, dos gases distintos que estén a la misma temperatura y presión ocuparan un mismo volumen. De lo cual se infiere que cada uno de ellos debe contener la misma cantidad de moléculas. Y como una mol contiene N_A moléculas, un mol de cualquier gas tendrá el mismo volumen que un mol de cualquier otro gas en la ya dicha igualdad de condiciones.

Experimentalmente se ha determinado que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas es de 22,4 L en condiciones normales. A este volumen se le llama volumen molar del gas. El volumen molar es un cubo cuyos lados miden, más o menos, 28,2 cm.

Historia[editar]

Un mol de gas ocupa un volumen de 22,4 L.

Dado el tamaño extremadamente pequeño de las unidades fundamentales, y su número inmensamente grande, es imposible contar individualmente las partículas de una muestra. Esto llevó a desarrollar métodos para determinar estas cantidades de manera rápida y sencilla.

El primer acercamiento fue el de Joseph Loschmidt, intentando cuantificar el número de moléculas en un centímetro cúbico de sustancias gaseosas bajo condiciones normales de presión y temperatura.

Los químicos del siglo XIX usaron como referencia un método basado en el peso y decidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de átomos o moléculas. Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo, definieron los términos equivalente, átomo-gramo, molécula-gramo, fórmula-gramo, etc. Términos que ya no se usan, sustituidos por el mol.

Más adelante el mol queda definido en términos del número de Avogadro.

Amadeo Avogadro nació el 9 de junio de 1776, en Turín, Italia. Al igual que su padre, estudió la carrera de leyes y ejerció durante tres años. Sin embargo, su verdadera vocación la encontró en las ciencias, por lo cual se dedicó a dar clases de física en el Liceo de Vercelli y posteriormente en la Universidad de Turín.

Inspirado por la ley de Gay-Lussac que señala la expansión de los gases por efecto de la temperatura, pensó que si se tienen, por ejemplo, dos volúmenes de gases diferentes y se les aplica la misma cantidad de calor, los dos volúmenes se van a expandir en el mismo grado. Y de este razonamiento especuló que esto puede deberse a que en volúmenes iguales de gases se encuentra contenido un mismo número de partículas.

Visto de otro modo, la hipótesis propuesta por Avogadro establece que todos los gases en igualdad de volumen, presión y temperatura contienen el mismo número de átomos o moléculas. Esta afirmación fue publicada en el Journal de Physique en 1811. Dicho artículo señalaba que las partículas no necesariamente eran átomos individuales, sino que estos podrían estar combinados, formando lo que él llamó moléculas.⁴​ Este razonamiento significó un gran avance en la comprensión de la naturaleza de los gases:

1) Fue una explicación racional de la ley de Gay-Lussac.

2) Proporcionaba un método para determinar las masas molares de los gases y así mismo comparar sus densidades.

3) Proporcionó una base sólida para el desarrollo de la teoría cinético-molecular.

Sin embargo, cabe aclarar que en un principio su idea no fue tomada con mucha importancia, dado que se oponía a otras teorías de la época, como concebir gases diatómicos. Por lo cual la teoría de Avogadro fue ignorada casi medio siglo.

Con el tiempo, la evidencia se fue inclinando a favor de la hipótesis de Avogadro. Con investigaciones posteriores basadas en la refracción de rayos X y técnicas como la electrólisis, se hizo posible incluso calcular el número de moléculas (H₂) existentes en dos gramos de hidrógeno, lo que da el peculiar número de 6,022 141 29 (30) × 10²³ al que se conoce como Número de Avogadro.

El término mol fue introducido por Wilhelm Otswald en 1886, quien lo tomó del latín Mole que significa pila, montón.

Finalmente el concepto de Mol fue unificado en 1960 en la XI conferencia de Pesos y Medidas de París, en la que se definió al mol como unas de las 7 unidades fundamentales del sistema internacional y así mismo fue adoptado por la oficina de patrones en Estados Unidos y en la IUPAC, quedando definido de la siguiente manera:

¨El mol es la unidad SI para medir cantidad de sustancia; la cual contiene tantas partículas elementales como átomos de carbono hay en 0.012 kg de carbono 12. La entidad debe especificarse y puede ser un átomo, una molécula, un ion, un electrón, etc.

Aclaraciones[editar]

Dado que un mol de moléculas H₂ equivale a 2 gramos de hidrógeno, un mol de átomos H será entonces un gramo de este elemento.

Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macro elementales conviene por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ejemplo: "un mol de moléculas de nitrógeno" (N₂) equivale a 28 g de nitrógeno. O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se refiere.

El mol se puede aplicar a las partículas que tiene en si mismo , incluyendo los fotones, cuya masa es nula. En este caso, no cabe establecer comparaciones basadas en la masa.

En los compuestos iónicos también puede utilizarse el concepto de mol, aun cuando no están formados por moléculas discretas. En ese caso el mol equivale al término fórmula-gramo. Por ejemplo: 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene N_A iones Na⁺ y N_A iones Cl^–, donde N_A es el número de Avogadro.

Por ejemplo para el caso de la molécula de agua

• Se sabe que en una molécula de H₂O hay 2 átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.
• Se puede calcular su Mr(H₂O) = 2 × Ar(H) + Ar(O) = 2 × 1 + 16 = 18, o sea Mr(H₂O) = 18 uma.
• Se calcula la masa molecular absoluta = 18 × 1,66 × 10⁻²⁴ g = 2,99 × 10⁻²³ g.
• Se conoce su masa molar = M(H₂O) = 18 g/mol (1 mol de H₂O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).
• En un mol de agua hay 6,02214129 (30) × 10²³ moléculas de H₂O, a la vez que:
• En un mol de agua hay 2 × 6,02214129 (30) × 10²³ átomos de H (o sea 2 moles de átomos de hidrógeno) y 6,02214129 (30) × 10²³ átomos de O (o sea 1 mol de átomos de oxígeno).

Como se ha dicho, una cierta cantidad de sustancia expresada en moles se refiere al número de partículas (átomos, moléculas) que la componen, y no a su magnitud. Así como una docena de uvas contiene la misma cantidad de frutas que una docena de sandías, un mol de átomos de hidrógeno tiene la misma cantidad de átomos que un mol de átomos de plomo, sin importar la diferencia de tamaño y peso entre ellos.

Equivalencias[editar]

De mol a gramos sobre la base de la masa atómica.

• 1 mol de alguna sustancia es equivalente a 6,02214129 (30) × 10²³unidades elementales.
• La masa de un mol de sustancia, llamada masa molar, es equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos.
• 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y 1 atm de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm).
• El número n de moles de átomos (o de moléculas si se trata de un compuesto) presentes en una cantidad de sustancia de masa m, es:

${\displaystyle n={\frac {m}{M_{r}}}}$

Donde M_r es la masa molar relativa, también llamada masa molecular relativa.

El mol es la unidad utilizada para expresar la cantidad de una determinada sustancia en el Sistema Internacional de unidades (SI), el resultado de expresar la masa atómica de un elemento o la masa molecular de un compuesto en gramos.

Así, para estos últimos, primero se calcula la masa molecular sumando las masas atómicas de cada elemento participante multiplicada por el número de veces que aparece y el número resultante se expresa en gramos. El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) como existen en 12 g del isótopo de carbono 12. Un mol de cualquier compuesto contiene siempre una cantidad de moléculas igual al número de Avogadro (6,02.1023) y se utiliza mucho para efectuar los cálculos químicos.

Utilicemos como ejemplo la reacción CaCO3 → CaO + CO2

1 mol de CaCO3 (100 g) origina 1 mol de CaO (56 g) más 1 mol de CO2 (44 g), cumpliéndose el principio de la conservación de la materia. También se utiliza en cálculos en que intervienen concentraciones y se dice que una concentración es 1 molar cuando un litro de la disolución contiene un mol de la sustancia en cuestión.

osmómetro ha evolucionado a través del tiempo. En un principio un osmómetro era un aparato que se empleaba para medir la presión osmótica entre una solución y un solvente: actualmente también se denomina osmómetro a los aparatos utilizados para determinar la osmolaridad de las soluciones, es decir, las concentraciones efectivas de solutos que causan la presión osmótica, algunos de los cuales no emplean medidas de presión osmótica sino otras propiedades coligativas que conducen a resultados más exactos.

Historia[editar]

El primer osmómetro fue inventado por el fisiólogo francés Henri Dutrocheten 1828.¹​ El aparato es muy simple, y consta de un vaso lleno de solvente o de una solución diluida. En otro recipiente en forma de embudo invertido se coloca una membrana semipermeable en la boca más ancha, y en la otra boca se conecta un tubo capilar largo. Dentro de este recipiente se coloca la solución concentrada y se introduce en el otro vaso de manera que la membrana quede en contacto con ambas soluciones. Al producirse la disolución del solvente en la solución concentrada, su nivel presionará sobre el tubo capilar hasta que la presión hidrostática producida compense la presión osmótica.

Dutrochet no realizaba mediciones precisas, sino que su aparato se utilizaba para visualizar el fenómeno. Los primeros experimentos de precisión fueron realizados por el alemán Wilhelm Pfeffer en 1877,²​ quien construyó un osmómetro perfeccionando el modelo de Dutrochet.

En las dos primeras décadas del Siglo XX las técnicas para medir la presión osmótica mejoraron. Frazer y colaboradores trabajaron entre 1916 y 1921 en el diseño de un osmómetro de alta presión. Mejoraron los dispositivos porosos donde se depositaba el ferrocianuro de cobre, capaces de soportar grandes presiones. El osmómetro de Frazer dispone de un sofisticado mecanismo para medir los cambios de presión, basándose en los cambios de resistencia eléctrica de los metales en contacto con la solución, o el cambio del índice de refracción del agua, en lugar del usual manómetro de mercurio. Con este aparato Frazer consiguió mediciones de presión osmótica del orden de 273 atmósferas.

En esa misma época, G. S. Hartley introdujo una nueva técnica que permitía mayor ahorro de tiempo en la medición de la presión osmótica. Ocurría que las mediciones con osmómetros ordinarios estaban sujetas a una larga espera, porque el flujo osmótico es un proceso de transporte lento. La modificación de Hartley fue muy simple y efectiva: consiste en lograr en forma inmediata el equilibrio, aplicando una presión para que el flujo osmótico sea cancelado. Esta modificación disminuyó considerablemente el tiempo en el registro de las medidas de la presión osmótica.

La obtención de buenos equipos durante la década de 1920 hizo posible la exitosa determinación de los pesos moleculares de macromoléculas, como polímeros, proteínas y polisacáridos.

Tipos de osmómetros de membrana[editar]

Osmómetro estático[editar]

El aparato más simple es el de Dutrochet. En el momento en que se llega a un equilibrio, mediante la medición de la altura de la columna de solución concentrada es posible determinar la presión osmótica:

${\displaystyle \Pi =P_{h}=\rho \cdot g\cdot h}$

donde:

• Π es la presión osmótica.
• P_h la presión hidrostática.
• ρ la densidad de la solución concentrada.
• g la aceleración de la gravedad.
• h la altura de la columna de solución concentrada.

Una vez determinada la presión osmótica, aplicando la ecuación de Van Hoff, es posible calcular la concentración de soluto (o la diferencia de concentraciones entre ambas soluciones:

${\displaystyle \Pi =c\cdot R\cdot T}$

Osmómetro dinámico[editar]

Los osmómetros estáticos requieren mucho tiempo para poder realizar la lectura de las alturas que alcanzan las soluciones dentro del tubo capilar, ya que el solvente se difunde lentamente en la solución más concentrada llegando al estado de equilibrio después de una o dos horas. Por este motivo el sistema fue dejado de lado por los investigadores. Gracias a la invención del osmómetro dinámico ha sido posible recuperar la medición de la presión osmótica con una técnica analítica.

Los osmómetros dinámicos se basan en la medición de pequeñas diferencias de presión a ambos lados de la membrana semipermeable que separa las dos soluciones de diferente concentración. Como los estáticos, están formados por dos cámaras separadas por una membrana semipermeable. En una de las cámaras se coloca el solvente y en la otra una solución. La diferencia respecto de los modelos estáticos radica en el método de lectura de la presión osmótica.

Por ejemplo, en un tipo muy empleado de osmómetro dinámico, la presión osmótica se mide mediante una burbuja de aire situada en la cámara del solvente. La aparición de la presión osmótica en la membrana se transmite a todas las partes del líquido (principio de Pascal), produciendo una deformación de la microburbuja de aire, que puede ser detectada y medida mediante un rayo de luz que la atraviese e incida después en una célula fotoeléctrica.

Una vez detectada la diferencia de presión se actúa automáticamente mediante un motor servo sobre un depósito móvil lleno de solvente conectado mediante un tubo capilar a la cámara de solución, bajándolo hasta conseguir, mediante disminución de la presión hidrostática, compensar el exceso de presión del solvente debido a la presión osmótica. El depósito deja de desplazarse cuando se detecta que la microburbuja recupera su forma original. De esta manera, en pocos minutos es posible obtener una medición de la presión osmótica.³​

Los osmómetros dinámicos han permitido la automatización de los análisis, y se emplean de manera rutinaria en muchos laboratorios para determinar la concentración de soluciones.

Otros tipos de osmómetro[editar]

El uso de los osmómetros en los laboratorios no se aplica a la determinación de presiones osmóticas, sino a determinar las concentraciones efectivas de soluciones que dan lugar a una mayor o menor presión osmótica, lo que se denomina osmolaridad. Dado que estas concentraciones producen otras propiedades coligativas, dependiendo del tipo de análisis es mejor emplear mediciones de presión de vapor o de descensos crioscópicospara la determinación. Estos aparatos, que no emplean mediciones de presión osmótica, se denominan igualmente osmómetros, ya que igualmente sirven para determinar la osmolaridad.

Osmómetros de presión de vapor[editar]

En los osmómetros de presión de vapor se mide el descenso de presión de vapor que experimenta una solución respecto al solvente puesto a la misma temperatura. La medición de este descenso se efectúa por el método higrométrico, en el que se inyecta una muestra de 10 μl (0,010 ml) sobre un disco de papel en un portamuestras, para luego insertarlo en el instrumento y se cierra la cámara de muestras. El cierre inicia la secuencia de medición automática. El elemento de detección es un higrómetro de termopar de hilo fino que se suspende en un soporte de metal que cuando se junta con el portamuestras forma una pequeña cámara que cierra la muestra.

A medida que se equilibra la presión de vapor en el aire dentro de la cámara, el termopar detecta la temperaturaambiente, estableciendo el punto de referencia para la medición. Bajo control electrónico, el termopar busca entonces la temperatura del punto de rocío dentro del espacio cerrado, dando una señal proporcional al diferencial de temperatura. La diferencia entre la temperatura ambiente y la temperatura del punto de rocío es la depresión de temperatura del punto de rocío que es función explícita de la presión de vapor de la solución. La depresión de temperatura del punto de rocío se mide con resoluciones menores que 0001 º C. El ciclo de medición, controlado por microprocesador, dura alrededor de un minuto.⁴​

Osmómetros de descenso crioscópico[editar]

El descenso crioscópico es una propiedad coligativa que depende de la concentración total de partículas en solución, por lo que permite determinar la osmolaridad de las mismas.

En los métodos actualmente empleados, la muestra es superenfriada a una temperatura predeterminada, más baja que la temperatura de congelación. La congelación se inicia después mediante una perturbación física (ultrasonidos, agitación,...) o en algunos casos sembrando un cristal pequeño de disolvente. Esto produce una mezcla de disolvente sólido y de disolución justo en equilibrio a la temperatura de congelación un tiempo suficientemente largo para medir su temperatura. Las medidas de temperatura se realizan con un termistorcalibrado, seleccionado para dar una respuesta lineal.⁵​

La mayoría de los laboratorios clínicos utilizan los osmómetros de descenso crioscópico frente a los de presión de vapor. Las ventajas de los osmómetros de descenso de presión de vapor (bajo coste, poco mantenimiento, uso de volúmenes muy pequeños de muestras), no compensan las desventajas (baja precisión, respuesta no lineal para valores bajos de osmolaridad y, especialmente, la imposibilidad de analizar solutos volátiles como alcoholes, etilenglicol y gases).⁶​

Aplicaciones[editar]

Aplicaciones en medicina y veterinaria:

• Determinación de osmolaridad de orina, sangre o suero.
• Comprobación del funcionamiento de los riñones.

Aplicaciones en investigación biológica:

• Determinación de la osmolaridad de soluciones de nutrientes para cultivos celulares.
• Determinación de la osmolaridad de soluciones de fijación para microscopio.
• Determinación de osmolaridad de los fluidos corporales de insectos.

Aplicaciones en botánica:

• Determinación de osmolaridad de la savia vegetal.
• Determinación de osmolaridad de soluciones de nutrientes.

Aplicaciones en la industria farmacéutica:

• Determinación de osmolaridad en animales de laboratorio.
• Control de calidad en la producción de medicamentos.

Osmometría

Las medidas de las propiedades coligativas (concentración molar) de la disolución de un polímero involucra el cálculo de las moléculas de soluto (polímero) en una cantidad dada de disolvente, la cual proporciona una medida en número de moléculas. La única propiedad coligativa que se mide sin problema en los polímetros de alto peso molecular es la presión osmótica.

La presión osmótica parte de la utilización de una membrana semipermeable por la cual pasan libremente las moléculas del disolvente. Las membranas reales sólo brindan una versión aproximada de la semipermeabilidad ideal, siendo la limitación el paso por medio de la membrana de cadenas del polímero de bajo peso molecular.

Debido a que la presión osmótica depende de las propiedades coligativas y del número de partículas, la medida de esta presión (osmometría) podría aplicarse a la determinación de la presión osmótica de disolventes en relación con las desilusiones de los polímeros.

Osmómetros

Los osmómetros son instrumentos creados para medir la presión osmótica entre un solvente y una solución, aunque en algunos casos también son empleados para determinar la osmolaridad de la soluciones (la concentración de los solutos causantes de la presión osmótica).

Existen diferentes tipos de osmómetros:

-Osmómetro estático

-Osmómetro dinámico

-Osmómetro de presión a vapor

-Osmómetros de descenso crioscópico

Proveedores de osmómetros

A continuación le presentamos a Rivers Solutions, proveedor de osmómetros:

Rivers Solutions es una empresa dedicada a la distribución de equipos analizadores con tecnología de punta para áreas de proceso y laboratorio. Proveedora de servicios de mantenimiento y calibración, apoya la industria en general a mantener el buen estado de sus equipos para que cumplan con las más estrictas normas de certificación. Calificación y análisis del desempeño de equipos.