¿Qué ventajas tiene el mol sobre el recuento de números grandes utilizando prefijos del SI?

Question

Intento comprender por qué los químicos utilizan la unidad molar en lugar de limitarse a contar y utilizar prfijas del SI para simplificar los grandes números con unidades como zetta- o yotta-moléculas (yotta=10^24).

Esto es lo que he encontrado hasta ahora, pero no parece ser suficiente para que los lunares sean particularmente importantes:

Motivos de los lunares:

• Se puede aproximar fácilmente el número de átomos a partir de la masa de una muestra porque el número de masa de un isótopo es aproximadamente igual a la masa de 1 mol de átomos en gramos.

• Es una convención histórica que sería demasiado cara o incómoda de cambiar ahora.

• Puede utilizar milimoles y micromoles en lugar de tener que aprender varios prefijos SI más oscuros como exa y peta. EDIT esta razón se añade de la respuesta de Jan

Razones contra los lunares:

• Para cálculos precisos (más allá de unas 3 cifras significativas), la relación entre el número de masa y la masa en la primera razón anterior se rompe. Por lo tanto, es arriesgado utilizarlo.

• Es un concepto adicional y un conjunto de hechos que los químicos tienen que esforzarse en aprender, pero que describe la convención humana más que la naturaleza.

• Necesitamos factores de conversión adicionales, como 1/mol, que la gente suele descuidar, y la constante de Faraday utilizada en Q = n(e-) x F [1], que no existiría sin los moles.

No hay motivos para los lunares:

• Puedes calcular fácilmente el número de átomos a partir de la masa de una muestra porque la masa atómica de un elemento es igual a la masa de 1 mol de átomos en gramos. Esta relación sólo existe debido a las unidades especiales que se utilizan habitualmente para la masa atómica. Si las tablas periódicas indicaran la masa atómica en gramos (o tal vez en yoctogramas), podríamos hacer los mismos cálculos con la misma facilidad sin necesidad de usar moles.

• En la práctica, no podemos medir el número de moléculas, por lo que tenemos que medir la masa o el volumen y, por tanto, debemos contarlas utilizando una unidad definida en términos de masa. No creo que los detalles precisos de cómo se define una unidad importen a efectos prácticos. Si tienes un litro de un gas ideal, tienes que hacer cálculos para saber cuántos moles contiene, igual que para saber cuántas moléculas contiene. Incluso hay una propuesta [2] para que el SI redefina el mol para que sea independiente de la masa de cualquier sustancia, lo que indica que mantener la definición no es muy importante.

Aquí hay una pregunta similar pero mezclada con la idea de medir el número en lugar de la masa o el volumen - ¿Por qué se sigue utilizando el mol (unidad) en química?

Esta otra pregunta similar se refiere principalmente a la falta de frecuencia de cantidades tan grandes como 1 mol en otros ámbitos de la vida - El mol se utiliza mucho en química, ¿por qué no en otros ámbitos?

[1] http://www.ausetute.com.au/faradayl.html

[2] https://en.wikipedia.org/wiki/Proposed_redefinition_of_SI_base_units

Answer 1

Por supuesto, es una convención y lo ha sido durante un buen siglo. Y no hay ninguna razón real por la que esta convención (y no otra) se haya producido en primer lugar: es totalmente concebible definir un "mol imperial" de manera que la masa atómica de un elemento sea equivalente a la misma masa en onzas. Un mol imperial de átomos de carbono sería entonces doce onzas de átomos de carbono.

Así que hay básicamente dos preguntas en esto:

• ¿Por qué sustituir un número grande por una unidad que sólo significa "este cierto número grande"?

• ¿Por qué el topo definido actualmente es una buena opción para esta unidad?

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Lo que pasa con los números grandes es que son grandes. Casi todos los que han crecido en un país con sistema métrico decimal pueden nombrar al menos tres prefijos del SI: kilo, centi y mili. Gracias a la informática, mucha gente conoce también el mega y el giga (y quizá el tera), aunque no utilice unidades métricas en casa. Pero el tera sólo llega a $10^{12}$ . Necesitamos algunos $10^{21}$ para los lunares.

En mis investigaciones suelo trabajar con mili o micromoles de sustancias. En números sencillos, eso es $10^{20}$ o $10^{17}$ - No conozco esos prefijos y, por tanto, tendría que aprender un subconjunto completamente nuevo. Con el topo, todo lo que uno utiliza en el laboratorio quedará bien en algo entre el nano y el kilo.

También ayuda tener una sola unidad allí. La masa molar se expresa en gramos por mol, las concentraciones en moles por litro y muchas más. Si no hubiera unidad, serían simples gramos por 1 o 1 por litro, precisamente la razón por la que algunas personas prefieren utilizar rad o alguna otra forma de mostrar los radianes en lugar de escribir simplemente el número. Si la unidad está ahí, es poco probable que la olvides, sabes si tus cálculos son buenos y más. Si no hubiera un nombre para esta unidad, habría que inventarla.

Así que si el topo no existiera, habría que inventarlo para simplificar.

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Lo bueno de la definición de tamaño del topo es, como se ha señalado anteriormente, que lo reúne todo en un rango general. Ya sea la masa, el volumen, la concentración o la cantidad, todas las unidades van a llevar como prefijo sólo un pequeño subconjunto de prefijos del SI: kilo, mili, micro, quizá nano. Afortunadamente, estos son los que más se utilizan en la vida cotidiana (excluyendo nano y quizás micro).

En realidad, no importa dónde acabe uno. Si el topo se hubiera definido originalmente de forma imperial, estaría bien, no habría memorizado $12.01\,\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$ pero $340.48\,\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}$ . Eso crearía masas molares significativamente más grandes, pero eso no debería ser un problema sólo debería significar que la nano es más prevalente.

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Lo que pasa con la definición de la unidad es que no molesta $99.9\,\%$ de los científicos que trabajan con la unidad. Los segundos se definen (por el SI) según un número de transiciones que ocurren en algún isótopo extraño que ni siquiera sabría cómo medir. Yo explicaría un segundo diciendo que es el 86400 th fracción de un día si alguien me lo pidiera. Mismo significado, diferente exactitud. Si los moles se definen pronto por mero recuento en lugar de por pesaje de átomos, que así sea. Para mí no cambiará nada en la práctica. (Tal vez el cuarto dígito de una masa molar, pero en realidad no los cuento.) Así que mientras una nueva definición no rompa nada, podemos seguir adelante.

Answer 2

Creo que la mayor razón por la que se sigue utilizando es porque no podemos escapar de nuestra necesidad de la constante de Avogadro, $N_\mathrm A=6.022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$ . Incluso si utilizáramos algunos prefijos métricos que significan $10^{24}$ etc., seguiríamos necesitando la constante de Avogadro porque se utiliza en la definición de otras constantes físicas.

Por ejemplo, la constante de Boltzmann, $$k_\mathrm B=\frac{R}{N_\mathrm A}$$

Y, la constante de Faraday, $$F=N_\mathrm A\cdot e$$ donde $-e$ es la carga elemental de un electrón.

O el número de partículas de un gas ideal, $$N=\frac{p\cdot V\cdot N_\mathrm A}{R\cdot T}$$

Todas esas constantes tienen que permanecer iguales para que muchas de las formulaciones de la Química sean correctas, así que habríamos tropezado con este número mágico de una forma u otra.

Si bien puede ser cierto (y yo no lo sé) que el mol no se definió con nada de eso en mente, es realmente muy conveniente si me preguntas que un mol sea tanto una unidad como una constante física que todo el mundo conoce.

Es especialmente útil porque no hay que memorizar cuál es el valor de $k_\mathrm B$ es, sólo hay que recordar la ecuación y calcularla con una calculadora. Al fin y al cabo, todo el mundo conoce el número de Avogadro y la constante de los gases ideales.

Answer 3

Lo que ocurre con el mol es que simplifica la terminología química de forma ineludible si se quiere hablar de reacciones químicas.

Un lunar es un recuento de los cosas implicados en una reacción, no necesariamente un recuento de los átomos implicados. Así que un mol de gas oxígeno contiene dos moles de oxígeno átomos . Un mol de una proteína contiene cientos de moles de aminoácidos y, bueno, un montón de moles de átomos. Cuando pensamos en esto no solemos preocuparnos por la número de unidades de lo que estamos discutiendo.

Si no tuviéramos la idea del mol, tendríamos que utilizar descripciones mucho más largas cada vez que habláramos de entidades químicas o de reacciones químicas para tener claro qué es lo que realmente estamos contando. Un mol de átomos de carbono se habría descrito como 602 átomos de carbono Zetta: un mol de carbono es más corto. Cada cosa tendría su propio nombre. Y tendríamos que utilizar un montón de prefijos exa y zetta del SI que podrían resultar incómodos en los cálculos.

El valor del mol no importa mucho la mayoría de las veces cuando se piensa en reacciones: sólo la proporción. El hecho de que sea un número muy grande carece de importancia y los cálculos que realizan los químicos suelen ser molares. ratios donde sólo tienen que calcular utilizando la masa atómica o molecular para los componentes de la reacción. Incluir el tamaño real del mol en estos cálculos introduciría números muy grandes e innecesarios que acabarían anulándose en el pequeño número de cálculos en los que nadie cometiera un error y darían respuestas completamente incorrectas en todos los demás en los que la gente se confundiera con todos los prefijos o dígitos adicionales.

El tamaño real del mol es un poco arbitrario, pero tiene la ventaja de que es el tipo de escala en la que se suele hacer química. Un mol de agua es ~18g o unos 18mL de agua. Puedes hacer una reacción con esa escala en tu mesa. Y no necesitas contar ni recordar la constante de Avogadro para hacerlo ni ninguno de los cálculos asociados a ella. 6.02*10 23 Las moléculas de agua son una unidad mucho menos conveniente. Podría hablar de la electrólisis completa de un mol de agua para producir un mol de hidrógeno y la mitad de un mol de oxígeno sin mencionar a Avogadro, sin unidades del SI de gran número.

P.D. El mol es realmente inconveniente para algunos objetos que no están en la escala atómica. Un topo de topos (el mamífero peludo que excava) formaría una esfera del mismo tamaño que la luna .

Answer 4

Los moles son simplemente un factor de conversión incorporado que nos evita tener que usar amus como nuestra unidad de masa macroscópica, o gramos o kgs como nuestra unidad de masa microscópica.

Así que la ventaja básica es que si quieres encontrar la masa en gramos de $10^{24}$ moléculas de oxígeno en unidades estándar habría que utilizar el número de Avogadro para hacerlo.

Los gramos ya estaban arraigados en nuestras unidades de fuerza, energía, presión, volumen e incluso longitud (un metro equivale a la raíz cúbica del volumen de $10^6$ gramos de agua ¿a qué 298K?). Se puede obtener un metro, un julio, un Newton, un segundo o un K a partir de un gramo de agua en el campo gravitatorio de la Tierra. Los moles no son un concepto fundamental en química, son un concepto práctico, pero la capacidad de moverse entre bases unitarias no conformes es fundamental mientras vivamos en un universo en el que no todas las escalas de la materia son una potencia de diez exacta por encima de la última.

En química, por cierto, el amu es efectivamente/prácticamente la unidad "cuántica" de masa. O bien utilizamos la unidad cuántica fundamental de masa en química al describir las moléculas y prescindimos de nuestras unidades de fuerza, energía, potencia, presión, volumen y longitud, o bien ignoramos el cuanto químico de masa, o bien encontramos la forma de pasar de una a otra.

Answer 5

Soy químico y todavía estoy tratando de entender por qué los prefijos del SI no son utilizados por los químicos.

Estoy familiarizado con todos los prefijos del SI, pero aunque no lo estuviera, preferiría aprender un par de prefijos universales antes que lidiar con el topo y todos los problemas, incoherencias y dolores de cabeza que nos trae:

1. Tengo que aprender los prefijos del SI igual. Es decir, el topo es redundante.
2. Tengo que aprender dos conceptos de mol: el mol químico y el mol termodinámico [1].
3. Tengo que aprender tres definiciones de mol en el SI. La definición original en el SI (1971), la definición modificada (1980) y la nueva definición propuesta para el futuro SI [2]. Tengo que aprender las diferencias y comprobar cuál se utiliza en una referencia determinada. Por ejemplo, la definición de mol en el SI actual da una incertidumbre a la constante de Avogadro, la propuesta para el nuevo SI establece un valor exacto para esta constante y traslada la incertidumbre a $M(^{12}C)$ .
4. Luego tengo que lidiar con "factores de corrección" para compensar la incompatibilidad entre las redefiniciones de mol y kilogramo [3].
5. Tengo que aprender un nombre abstruso para la cantidad física que supuestamente se mide en moles, "cantidad de sustancia", como si un mol de electrones es una sustancia. Y luego tengo que lidiar con las propuestas de cambiar esa cantidad física por "cantidad química", "cantidad estequiométrica", o "enplejidad" [2].
6. Tengo que lidiar con la confusión ontológica entre contar y medir [4].
7. Tengo que lidiar con ecuaciones redundantes como $pV=nRT$ y $pV=Nk_BT$ .

REFERENCIAS

[1] Fallos del sistema de medición global. Parte 1: el caso de la de la química. Gary Price. Accred Qual Assur (2010) 15:421-427.

[2] ¿Qué es un topo? Conceptos antiguos y nuevos. Jack Lorimer. En CHEMISTRY International enero-febrero de 2010.

[3] Comentarios sobre las recientes propuestas de redefinición del mol y el kilogramo. B. P. Leonard. Metrologia 47 (2010) L5-L8.

[4] El topo no es una unidad de medida ordinaria. Ingvar Johansson Accred Qual Assur (2011) 16:467-470.

EDITAR

Quiero añadir las palabras que un químico sintético escribió en una carta a C&EN :

En teoría, podemos prescindir del topo ( C&EN, 4 de agosto, página 32 ). El mol, la molaridad y la molalidad se adoptaron como formas convenientes de expresar las cantidades relativas y las concentraciones de las sustancias cuando no conocíamos la masa real de los átomos y las moléculas, cuando la propia existencia de los átomos y las moléculas estaba en disputa.

Ahora lo sabemos, lo que nos ha permitido llegar a la cifra $6.022 × 10^{23}$ y nos obliga a explicar a los alumnos -que se preguntan por qué alguien especificaría un número tan ridículo- que no se ha elegido, sino que se ha obtenido experimentalmente. Ahora que conocemos la masa real de los átomos, iones y moléculas, podemos describir directamente el número real de entidades, por ejemplo, un ácido como $1.5 \; \mathrm{YH^{+}}$ por litro ( $\mathrm{Y} = \mathrm{yotta} = 10^{24}$ ), que es aproximadamente $2.5 \; \mathrm{mol \, H^{+}/L}$ . Podríamos librarnos de un concepto innecesario y confuso para los principiantes, pero por supuesto nunca ocurrirá.

Estoy de acuerdo con su punto de vista, excepto quizás con su "nunca sucederá". El tiempo dirá.