Cantidad de sustancia, Terminología, Cantidades derivadas, Historia

Cantidad de sustancia es una cantidad definida por las normas que mide el tamaño de un conjunto de entidades elementales, tales como átomos, moléculas, electrones y otras partículas. Se refiere a veces como la cantidad química. El Sistema Internacional de Unidades define la cantidad de sustancia que es proporcional al número de entidades elementales presentes. La unidad del SI para la cantidad de sustancia es el topo. Tiene el símbolo moles unidad. El topo se define como la cantidad de sustancia que contiene un número igual de entidades elementales como átomos hay en 12 g del isótopo de carbono-12. Este número se denomina número de Avogadro y tiene el valor 6.022141791023. Es el valor numérico de la constante de Avogadro que tiene la 1/mol unidad, y se relaciona con la masa molar de una cantidad de la sustancia a su masa.

Cantidad de sustancia aparece en las relaciones termodinámicas, tales como la ley de los gases ideales, y en las relaciones estequiométricas entre las moléculas que reaccionan como en la ley de las proporciones múltiples.

La única otra unidad de cantidad de sustancia en uso actual es la libra-mol con el símbolo de libra-mol, que se utiliza a veces en ingeniería química en los Estados Unidos. Una libra-mole es exactamente 453.59237 mol.

Terminología

Al citar una cantidad de sustancia, es necesario especificar la entidad afectada, salvo que no exista riesgo de ambigüedad. Un mol de cloro podría referirse tanto a átomos de cloro, como en 58,44 g de cloruro de sodio, o a moléculas de cloro, como en 22.711 litros de gas de cloro en condiciones normales. La forma más sencilla de evitar la ambigüedad es sustituir el término sustancia con el nombre de la entidad o de citar la fórmula empírica. Por ejemplo:

  • cantidad de cloroformo, CHCl3
  • cantidad de sodio, Na
  • cantidad de hidrógeno, H
  • n

Esto puede ser considerado como una definición técnica de la cantidad palabra, un uso que también se encuentra en los nombres de ciertas magnitudes derivadas.

Cantidades derivadas

Cuando la cantidad de sustancia entra en una magnitud derivada, es por lo general como el denominador: tales cantidades se conocen como cantidades molares. Por ejemplo, la cantidad que describe el volumen ocupado por una cantidad dada de sustancia se llama el volumen molar, mientras que la cantidad que describe la masa de una cantidad determinada de sustancia es la masa molar. Cantidades molares a veces se designan con un subíndice América "m" en el símbolo, por ejemplo, Cp, m, capacidad calorífica molar a presión constante: el subíndice puede ser omitido si no hay riesgo de ambigüedad, como es a menudo el caso en la química pura.

La cantidad principal derivada en la que la cantidad de sustancia entra en el numerador es la cantidad de concentración de la sustancia, c. Este nombre es a menudo abreviado como "concentración de cantidad", excepto en química clínica donde "concentración de la sustancia" es el término preferido. El nombre de "concentración molar" es incorrecto, si se usan comúnmente.

Historia

Los alquimistas, y especialmente los primeros metalúrgicos, probablemente tenían alguna noción de cantidad de sustancia, pero no hay registros supervivientes de cualquier generalización de la idea más allá de un conjunto de recetas. En 1758, Mikhail Lomonosov en duda la idea de que la masa era la única medida de la cantidad de la materia, pero lo hizo sólo en relación con sus teorías sobre la gravitación. El desarrollo del concepto de cantidad de sustancia era coincidente con, y vital a, el nacimiento de la química moderna.

  • 1777: Wenzel publica Lecciones en la afinidad, en la que se demuestra que las proporciones de la "componente de base" y el "componente de ácido" siguen siendo los mismos durante las reacciones entre las dos sales neutras.
  • 1789: Lavoisier publica Tratado de Química Primaria, introduciendo el concepto de un elemento químico y clarificación de la ley de conservación de la masa para las reacciones químicas.
  • 1792: Richter publica el primer volumen de Estequiometría o el arte de la medición de los elementos químicos. El término "estequiometría" que se utiliza por primera vez. Las primeras tablas de pesos equivalentes se publican para reacciones ácido-base. Richter también señala que, para un ácido dado, la masa equivalente del ácido es proporcional a la masa de oxígeno en la base.
  • 1794: Ley de las proporciones definidas de Proust generaliza el concepto de pesos equivalentes a todos los tipos de reacción química, no simplemente reacciones ácido-base.
  • 1805: Dalton publica su primer artículo sobre la teoría atómica moderna, incluyendo una "Tabla de los pesos relativos de las últimas partículas de los cuerpos gaseosos y otros".

 El concepto de átomo planteó la cuestión de su peso. Mientras que muchos se mostraron escépticos acerca de la realidad de los átomos, los químicos encontraron rápidamente pesos atómicos para ser una herramienta de valor incalculable en la expresión de las relaciones estequiométricas.

  • 1808: Publicación de Dalton es un nuevo sistema de filosofía química, que contiene la primera tabla de pesos atómicos.
  • 1809: Ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación, que indica una relación entera entre los volúmenes de reactivos y productos en las reacciones químicas de los gases.
  • 1811: Avogadro hipótesis de que volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas, ahora conocida como la ley de Avogadro.
  • 1813/1814: Berzelius publica la primera de varias tablas de pesos atómicos basados en la escala de O = 100.
  • 1815: Prout publica su hipótesis de que todos los pesos atómicos son múltiplo entero del peso atómico de hidrógeno. La hipótesis más tarde se abandona dado el peso atómico observado de cloro.
  • 1819: Dulong-Petit ley que relaciona el peso atómico de un elemento sólido a su capacidad de calor específico.
  • 1819: El trabajo de Mitscherlich de isomorfismo de cristal permite que muchas fórmulas químicas para aclarar, resolver varias ambigüedades en el cálculo de los pesos atómicos.
  • 1834: Clapeyron establece la ley del gas ideal.

 La ley de los gases ideales fue el primero en ser descubierto de muchas relaciones entre el número de átomos o moléculas en un sistema y otras propiedades físicas del sistema, aparte de su masa. Sin embargo, esto no fue suficiente para convencer a todos los científicos de la existencia de los átomos y las moléculas, muchos lo consideraban simplemente ser una herramienta útil para el cálculo.

  • 1834: Faraday establece sus leyes de la electrólisis, en particular, que "la descomposición química acción de una corriente es constante para una cantidad constante de electricidad".
  • 1856: Krnig deriva de la ley de los gases ideales de la teoría cinética. Clausius publica una derivación independiente del año siguiente.
  • 1860: El Congreso debate la relación entre Karlsruhe "moléculas físicas", "moléculas químicas" y átomos, sin llegar a un consenso.
  • 1865: Loschmidt hace que la primera estimación del tamaño de las moléculas de gas y por lo tanto del número de moléculas en un volumen dado de gas, ahora conocido como la constante Loschmidt.
  • 1886: van't Hoff demuestra las similitudes en el comportamiento entre las soluciones diluidas y gases ideales.
  • 1886: Eugen Goldstein observó rayos de partículas discretas en emisiones de gases que sentaron las bases de la espectrometría de masas, un instrumento usado más adelante para establecer la masa de los átomos y las moléculas.
  • 1887: Arrhenius describe la disociación de electrolito en solución, resolver uno de los problemas en el estudio de las propiedades coligativas.
  • 1893: El primer uso del término mol para describir una unidad de cantidad de sustancia por Ostwald en un libro de texto universitario registrada.
  • 1897: El primer uso registrado de la mola término en Inglés.
  • Por la vuelta del siglo XX, el concepto de entidades atómicas y moleculares en general se aceptó, pero muchas preguntas quedaron, no menos del tamaño de átomos y su número en una muestra dada. El desarrollo simultáneo de la espectrometría de masas, a partir de 1886, apoyó el concepto de masa atómica y molecular y proporciona una herramienta de medición de familiar directo.
  • 1905: El artículo de Einstein sobre el movimiento browniano disipa las últimas dudas sobre la realidad física de los átomos, y abre el camino para una determinación precisa de su masa.
  • 1909: Perrin acuña el nombre de constante de Avogadro y calcula su valor.
  • 1913: Descubrimiento de los isótopos de los elementos no radiactivos por Soddy y Thomson.
  • 1914: Richards recibe el Premio Nobel de Química por "sus determinaciones del peso atómico de un gran número de elementos".
  • 1920: Aston propone la regla número entero, una versión actualizada de la hipótesis de Prout.
  • 1921: Soddy recibe el Premio Nobel de Química "por sus trabajos sobre la química de las sustancias y las investigaciones en isótopos radioactivos".
  • 1922: Aston recibe el Premio Nobel de Química "por su descubrimiento de los isótopos en un gran número de elementos no radiactivos, y por su regla número entero".
  • 1926: Perrin recibe el Premio Nobel de Física, en parte por su trabajo en la medición de la constante de Avogadro.
  • 1959/1960: escala de masa atómica unificada basado en 12C = 12 adoptada por IUPAP y la IUPAC.
  • 1968: El topo está recomendado para su inclusión en el Sistema Internacional de Unidades por el Comité Internacional de Pesas y Medidas.
  • 1972: El topo está aprobado como unidad básica del SI de cantidad de sustancia.

 

  • ^ Esta relación es exacta, de la definición de la libra avoirdupois internacional.