El Mol: la llave maestra de la química

📅 El 4 de octubre de 1971, el mol fue oficialmente adoptado como una de las siete unidades fundamentales del Sistema Internacional de Unidades (SI). Desde entonces, es esencial para cuantificar la cantidad de sustancia en química.

¿Qué es un mol?

Un mol representa 6,022 × 10²³ entidades elementales (átomos, moléculas, iones o partículas), número conocido como constante de Avogadro. Esta cifra permite "contar" partículas extremadamente pequeñas usando una unidad macroscópica.

Por ejemplo:

• 1 mol de átomos de oxígeno contiene 6,022 × 10²³ átomos.

• 1 mol de agua (H₂O) tiene esa misma cantidad... ¡pero de moléculas!

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Aplicaciones en la química

🔬 El mol es fundamental para los cálculos estequiométricos, ya que permite relacionar masas con cantidades de sustancias en reacciones químicas.
Por ejemplo, en la combustión del metano:

$$\text{CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O}$$

Estequimétricamente, 1 mol de metano reacciona con 2 moles de oxígeno para producir 1 mol de dióxido de carbono y 2 moles de agua. Gracias al mol, podemos convertir fácilmente entre gramos, moléculas, litros (en gases) y átomos.

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Redefinición moderna del mol

🔬 Hasta 2019, el mol se definía como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como hay átomos en 0,012 kg de carbono-12.
Sin embargo, esto implicaba depender de una muestra física.

📏 A partir del 20 de mayo de 2019, se redefinió el mol basándose únicamente en una constante universal:

1 mol ≡ exactamente 6,022 140 76 × 10²³ entidades elementales.

Esto significa que el mol ya no está atado a una muestra de carbono-12, sino a un valor fijo y universal de la constante de Avogadro, aumentando la precisión y estabilidad de las mediciones.

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¿Sabías qué?

🔵 Se han usado esferas ultrapuras de silicio-28, con una precisión atómica increíble, para contar exactamente cuántos átomos las componen. Estos experimentos fueron clave en la redefinición del mol.