Un mol es la unidad de la cantidad de una sustancia en el Sistema Internacional (SI). La cantidad de sustancia se expresa con el símbolo n, siendo el valor de un mol igual a 6,02214076 x 1023 unidades elementales. Es decir, un mol contiene 602 214,076 trillones de unidades elementales.
Como puedes ver, el mol indica un gran número de elementos. Esto le sirve a los químicos para poder expresar la cantidad de unidades que participan en una reacción. Para resumir y facilitar las cuentas, se usa 6,022 x 1023 .
Estas unidades elementales pueden ser: átomos, moléculas, iones, electrones o cualquier otro tipo de partículas. Así, un mol de átomos de hidrógeno contiene 6,022 x 1023 átomos de hidrógeno, un mol de moléculas de agua contiene 6,022 x 1023 moléculas de agua.
Este número, 6,022 x 1023, se conoce como el número de Avogadro NA. Es una constante que representa la cantidad de sustancia y la cantidad de unidades en esa cantidad de sustancia.
Por ejemplo, 6,022 x 1023 átomos de carbono-12 (12C) tienen una masa de 12 gramos, mientras el mismo número de átomos de oro tiene una masa de 197 gramos.
Cómo calcular la cantidad de moles de una sustancia
Para calcular la cantidad de moles de una sustancia, se necesita el número de los objetos que se denota con la letra N mayúscula, la cantidad de moles que se denota con la letra n minúscula y la constante de Avogadro NA. Se utiliza la siguiente fórmula:
Por ejemplo, en un contenedor para hidrógeno se pueden almacenar 1,29 x10-24 de átomos de hidrógeno. ¿Cuántos moles son esta cantidad de átomos de hidrógeno?
Para calcular los moles de 1,29 x 10-24 átomos de hidrógeno, despejamos n de la fórmula anterior:
Sustituimos los valores y realizamos la operación:
La otra forma de calcular los moles de una sustancia es a través de la masa atómica o la masa molecular. Asî, la masa atómica (o molecular) es la masa de un mol de sustancia, que es igual a la masa de un átomo por el número de Avogadro:
Por ejemplo, la masa de un átomo de berilio es 1,4965 x 10-26 kg. Se quiere saber la masa atómica del berilio. Para eso multiplicamos la masa del átomo de berilio por el número de Avogadro:
Origen del mol
El uso de la palabra mol en química se origina del alemán y se empezó a usar a finales del siglo XIX.
El mol fue incluido en el Sistema Internacional de Unidades (SI) en 1971. Para ese momento, la definición del mol fijaba su valor en la masa molar del carbono-12:
El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene la misma cantidad de elementos como hay átomos en 0,012 kilogramos de carbono 12.
Vea también Estequiometría.
Ejercicios sobre moles resueltos
1. ¿Cuántos moles son 2,58 x 1024 moléculas de agua?
Aplicamos la fórmula
Respuesta: 2,58 x 1024 moléculas de agua son 4,28 moles
2. En un 1 ml de agua hay 3 x 1022 moléculas de agua, ¿Cuántos moles hay en 10 ml de agua?
Si en 1 ml de agua hay 3 x 1022 moléculas, en 10 ml habrá 30 x 1022 moléculas. Siguiendo la fórmula:
Sustituimos los términos conocidos:
Respuesta: en 10 ml de agua hay 0,49 moles de moléculas.
3. ¿Cuántos moles hay en 10,02 gramos de calcio?
El peso atómico del calcio es igual a 40,08 g/mol, es decir, que en 40,08 gramos de calcio hay 1 mol. Así, para calcular los moles que hay en 10.02 gramos de calcio hacemos la siguiente relación:
Respuesta: en 10,02 gramos de calcio hay 0,25 moles de átomos de calcio.
4. ¿Cuántos átomos hay en 2 gramos de oro?
El peso atómico del oro es igual a 197 gramos por mol, esto significa que en 197 gramos hay 6,022 x 1023 átomos de oro. Así, para determinar cuántos átomos hay en 2 gramos de oro, hacemos la siguiente relación:
Luego, Noro el número de átomos de oro en 2 gramos será:
Respuesta: en 2 gramos de oro hay 6,114 x 1021átomos.
Referencias
BIPM, The International System of Units (2019) SI Brochure-Mise en pratique for the definition of the mole in the SI. Appendix 2. 9.ed.
Giunta, C.J. (2015) The mole and amount of substance in chemistry and education: beyond official definitions. J. Chemicas Education 92:1593-1597
Rees, S. W., Bruce, M. (2022) Inconsistent language use in online resources explaining the mole has implications for students' understanding. J.Chemical Education 99: 2446-2450
Rosenberg, J.L., Epstein, L.M., Krieger, P.J. (2007) Schaum's outline of Theory and problems of College Chemistry 9th ed. McGraw-Hill. NY.
