Cantidad de sustancia

El Sistema Internacional de Unidades (SI) define la cantidad de sustancia como una magnitud fundamental que es proporcional al número de entidades elementales presentes. La constante de proporcionalidad depende de la unidad elegida para la cantidad de sustancia; sin embargo, una vez hecha esta elección, la constante es la misma para todos los tipos posibles de entidades elementales.^[1]​ La identidad de las "entidades elementales" depende del contexto y debe indicarse; por lo general estas entidades son: Átomos, moléculas, iones, o partículas elementales como los electrones. La cantidad de sustancia a veces se denomina como cantidad química.

La unidad si para la cantidad de sustancia, que es una de las unidades fundamentales del SI, es el mol. El mol se define como la cantidad de sustancia que tiene un número de entidades elementales como átomos hay en 12 g de carbono-12. Ese número es equivalente a la Constante de Avogadro, N_A, que tiene el valor^[2]​ de 6,02214179 (30) . 10²³ u= mol^-1. El trabajo de precisión debe estar alrededor de 50 partes por mil millones y está limitado por la incertidumbre en el valor de la constante de Planck. Téngase en cuenta que en el marco del SI, la constante de Avogadro tiene unidades, por lo que es incorrecto referirse a ella como el “número de Avogadro”, ya que un “número” se supone que es una cantidad sin dimensiones. Con mol como unidad, la constante de proporcionalidad entre la cantidad de sustancia y el número de entidades elementales es 1./N_A.

No hay ninguna razón para esperar que la masa de cualquier número entero de átomos de carbono-12 deba ser igual a exactamente 12 g, del que se desprende que el número de Avogadro exacto no es necesariamente un entero. Después de todo, la definición de gramo es que es 1/1000 de un kilogramo, y la definición de un kilogramo es que es la masa del kilogramo prototipo, un cilindro sólido, que se mantiene en una caja fuerte en Francia, hecha de una aleación de platino-iridio, y que por lo tanto no tiene ninguna relación particular con los átomos de carbono-12 (véase también Kilogramo).

Debido a que hay que distinguir entre las magnitudes físicas y sus unidades, es inadecuado para referirse a la cantidad de sustancia como el "número de mol"," tal como es inadecuado para referirse a la cantidad física de longitud como "el número de metros.^[3]​

La única otra unidad de cantidad de sustancia actualmente en uso es la libra mol (símbolo: lb-mol.), que se utiliza a veces en ingeniería química en los Estados Unidos.^[4]​^[5]​1 lb-mol ≡ 453.592 37 mol (esta relación es exacta, a partir de la definición de libra de peso internacional).

Cuando se cita una sustancia, es necesario especificar la entidad involucrada (a no ser que no haya peligro de ninguna ambigüedad). Un mol de cloro puede referirse tanto a átomos de cloro (como en 58,44 g de cloruro de sodio) o a moléculas de cloro (como en 22,711 dm³ de cloro gas en condiciones normales de presión y temperatura, condiciones estándar). El modo más simple de evitar la ambigüedad es sustituir el término “sustancia” por el nombre de la entidad y/o citar la fórmula empírica. Por ejemplo:

Esto se puede considerar como una definición técnica de la palabra “cantidad”, un uso que también se encuentra en los nombres de ciertas cantidades derivadas (ver más adelante).

Cuando la cantidad de sustancia entra en una cantidad derivada, por lo general en el denominador: estas cantidades se conocen como “cantidades molares”. Por ejemplo, la cantidad que describe el volumen ocupado por una cantidad de sustancia dada se denomina volumen molar, mientras que la cantidad que describe la masa de una cantidad de sustancia dada es la masa molar. Las cantidades molares se indican a veces por el subíndice latino “m” en el símbolo, por ejemplo, C_p,m, la capacidad calorífica molar a presión constante: el subíndice se puede omitir si no hay riesgo de ambigüedad, como ocurre a menudo en el caso de compuestos químicos puros.

La principal cantidad derivada en la que la cantidad de sustancia entra en el numerador es la concentración molar, c,^[6]​ excepto en química clínica donde se prefiere el término concentración de sustancia^[7]​ (para evitar cualquier posible ambigüedad con concentración en masa). El nombre concentración molar es incorrecto, Concentración molar debe referirse a una concentración por mol, es decir, una fracción de cantidad. El uso de “molar” como unidad igual a 1 mol/dm³, símbolo M, es frecuente, pero no (hasta mayo de 2007) totalmente aceptada por la IUPAC si bien es de uso común.

Los alquimistas, y especialmente los primeros metalúrgicos, probablemente tenían alguna idea sobre la cantidad de la sustancia, pero no han perdurado registros que generalizaran esta idea más allá de un conjunto de recetas. Lomonosov en 1758 cuestionó la idea de que la masa era solamente una medida de la cantidad de materia,^[8]​ pero solo en relación con sus teorías sobre la gravitación. El desarrollo del concepto de cantidad de sustancia era coincidente con, y vital para, el nacimiento de la química moderna.

Con el concepto de átomos surgió la noción de peso atómico. Si bien muchos se mostraron escépticos acerca de la realidad de los átomos, los químicos encontraron rápidamente en los pesos atómicos una herramienta inestimable para expresar las relaciones estequiométricas.

La ley de los gases ideales fue la primera en ser descubierta de muchas relaciones entre el número de átomos o moléculas en un sistema y otras propiedades físicas de dicho sistema, además de su masa. Sin embargo, esto no fue suficiente para convencer a todos los científicos que los átomos y las moléculas tenían una realidad física, en vez de ser simplemente herramientas útiles para el cálculo.

A la llegada del siglo XX, los partidarios de la teoría atómica de más o menos habían ganado la partida, pero quedaban muchas cuestiones pendientes, entre ellas el tamaño de los átomos y su número. El desarrollo de la espectrometría de masas, una de las técnicas que revolucionó la forma en que los físicos y químicos realizan conexiones entre el mundo microscópico de átomos y moléculas y las observaciones macroscópicas de los experimentos de laboratorio.