Diferencia entre revisiones de «Mol»
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| nombradapor =
| unidad1 = Cantidad:
| enunidad1 = 6
| unidad2 =
| enunidad2 =
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<math>
1 \, mol =
6
</math>
}}
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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 átomo-gramo, molécula-gramo, fórmula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el '''mol'''.
Más adelante el mol queda determinado como el número de moléculas H<sub>2</sub> existentes en dos gramos de hidrógeno, lo que da el peculiar número de 6
== Aclaraciones ==
Dado que un mol de moléculas H<sub>2</sub> equivalen a 2 gramos de hidrógeno, un mol de átomos H será entonces un gramo de este elemento. O sea que en un gramo de hidrógeno hay 6
Para evitar ambigüedades, en el caso de sustancias macroelementales conviene por lo tanto indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ejemplo: "un mol de moléculas de nitrógeno" (N<sub>2</sub>) equivale a 28 g de nitrógeno. O, en general, especificar el tipo de partículas o unidades elementales a que se refiere.
Línea 62:
*Se conoce su masa molar = M(H<sub>2</sub>O) = 18 g/mol (1 mol de H<sub>2</sub>O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).
*En un mol de agua hay 6
*En un mol de agua hay 2 × 6
== Equivalencias ==
* 1 mol es equivalente a 6
* 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 [[ley de los gases ideales|gas ideal]] ocupa un volumen de 22,4 [[litro|L]] a 0 ºC de temperatura y 1 [[Atmósfera (unidad)|atm]] de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm).
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