MOL
El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con 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 del 2011 la definición se base directamente en el número de Avogadro (de modo similar a como se define el metro a partir de la velocidad de la luz.

El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– 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 (NA)[3] y equivale a:

MASAS  MOLECULARES

En los postulados de la teoría atómica Dalton establece que los átomos de los distintos elementos tienen masas diferentes. Por otra parte, lo que ocurre en las reacciones químicas es una interacción de átomos, por lo que las sustancias no reaccionan entre sí gramo a gramo y resulta necesario conocer las masas de aquellos. Como éstas son sumamente pequeñas, se recurrió al procedimiento de determinar su masa relativa. O lo que es equivalente, encontrar cuán pesado era un átomo de un elemento comparado con un átomo de otro elemento. Para esto, habría que tomar los átomos de un determinado elemento como patrón de referencia, patrón que sería elegido arbitrariamente. El número resultante de la comparación de los pesos respectivos de esos dos átomos es lo que se denominó peso atómico.

En un principio, se tomó el hidrógeno como patrón, por su cualidad de ser el elemento más ligero, y se le adjudicó también arbitrariamente el peso unidad. A la masa correspondiente se la denominó «unidad atómicá de masa» (uam) y también «dalton».

La realización de estas primeras medidas tuvo como base teórica lá hipótesis de Avogadro: como dos volúmenes iguales de gases distintos -en iguales condiciones de presión y temperatura- contienen el mismo número de moléculas, la relación de pesos de esos dos volúmenes dará la relación de pesos de sus moléculas respectivas. Así, por ejemplo, como un volumen de oxígeno (O₂) pesa 16 veces más que el mismo volumen de hidrógeno (H₂), a igualdad de presión y temperatura, el peso de una molécula de O₂ es 16 veces mayor que el de una molécula de H₂. Se obtuvo así una escala de pesos moleculares y de ella una de pesos atómicos. (Actualmente, las masas atómicas relativas se determinan con enorme precisión en el aparato denominado espectrómetro de masas).

Debido al difícil manejo del hidrógeno y, sobre todo, a que con él se obtenían pesos moleculares no enteros para muchos gases, se adoptó como nuevo patrón al oxígeno en lugar del hidrógeno. Al átomo de oxígeno se le asignó, también arbitrariamente, una masa atómica de 16 uam. En la actualidad y desde 1961, para unificar criterios, la IUPAC (International Union 0f Pure and Applied Chemistry) acordó utilizar un nuevo patrón: el isótopo del carbono de número másico 12 (que se representa como C¹² ó como C-12), al que se le adjudicó la masa atómica exacta de 12 uam. (Isótopos son átomos de un mismo elemento que sólo difieren en su masa. Los elementos se presentan en la naturaleza como mezclas de varios isótopos).

 De esta manera, el que el cloro tenga, por ejemplo, un peso atómico de 35,5, significa que sus átomos son 35,5 veces más pesados que 1/12 del átomo de C¹².

 En definitiva, hay que considerar que:

a)             El peso atómico de un elemento es un peso relativo, comparado con el peso de un átomo de C-12.

b)             El peso atómico de un elemento es, en realidad, el peso atómico medio de todos los isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la cantidad relativa de cada isótopo, tal como se presenta dicho elemento en la naturaleza (abundancia relativa)

c)             En compuestos, habremos de referirnos a pesos moleculares, suma de los pesos atómicos de todos los átomos que constituyen su molécula.

 Aunque los términos de peso atómico y molecular están muy extendidos, es más correcto hablar de masa atómica y molecular, ya que el peso deriva de la masa, necesitando la acción de un campo gravitatorio para su puesta en evidencia. Sin embargo, tradicionalmente se suele utilizar el término de peso atómico para designar la masa atómica media de un elemento teniendo en cuenta sus isótopos, y el de masa atómica para designar la masa de los átomos de cada isótopo de un elemento. Esta es la terminología más extendida que se utiliza. Los pesos atómicos de todos los elementos conocidos se encuentran recogidos en la actualidad en la Tabla Periódica.