Q1.4. Teoría | Mol, masa molar y composición química

Objetivos de aprendizaje

Explicar el mol como unidad de cantidad de sustancia.
Convertir entre masa, moles y número de partículas.
Calcular masas molares de sustancias moleculares e iónicas.
Determinar composición porcentual a partir de una fórmula.
Obtener fórmulas empíricas y moleculares desde datos de composición.

Idea central: contar partículas pesando muestras

Los átomos, moléculas e iones son demasiado pequeños para contarlos uno por uno en el laboratorio. La química resuelve este problema con una unidad puente: el mol. Así como una docena representa 12 objetos, un mol representa una cantidad fija de entidades elementales.

La diferencia es que el número asociado al mol es enorme porque las partículas químicas son extremadamente pequeñas. El mol permite pasar del mundo microscópico al mundo macroscópico: de moléculas a gramos, de gramos a partículas, de fórmulas a porcentajes de composición.

Cantidad de sustancia y número de Avogadro

Un mol contiene exactamente $6{,}02214076\times10^{23}$ entidades elementales. Este número se llama número de Avogadro.

$$N_A=6{,}02214076\times10^{23}\,mol^{-1}\tag{1}$$

La entidad elemental depende del contexto: átomos en una muestra de hierro, moléculas en agua, iones en una sal, unidades fórmula en un sólido iónico. Siempre hay que decir qué se está contando.

$$N=n\,N_A\tag{2}$$

En (2), $N$ es el número de entidades y $n$ es la cantidad de sustancia en mol.

Masa molar, masa molecular y masa fórmula

La masa molar es la masa de un mol de entidades. Se expresa en g/mol. Para un elemento, se lee en la tabla periódica. Para una sustancia, se calcula sumando las masas atómicas según la fórmula.

Ejemplo: masa molar del agua

$H_2O$ contiene 2 H y 1 O. Usando H = 1,008 g/mol y O = 16,00 g/mol:

$$M(H_2O)=2(1{,}008)+16{,}00=18{,}016\,g/mol\tag{3}$$

En sustancias moleculares puede hablarse de masa molecular. En compuestos iónicos se prefiere masa fórmula, porque no hay moléculas discretas en la red cristalina. Operativamente, ambas se calculan sumando aportes atómicos.

Conversiones masa-mol-partículas

La relación central entre masa, cantidad de sustancia y masa molar es:

$$n=\frac{m}{M}\tag{4}$$

La ruta típica de conversión es:

Mapa de conversión

masa $\leftrightarrow$ moles $\leftrightarrow$ partículas. Para pasar de masa a moles se usa la masa molar. Para pasar de moles a partículas se usa el número de Avogadro.

Si se tienen 9,00 g de agua, los moles son $9,00/18,016=0,499\,mol$. El número de moléculas es $0,499\times N_A\approx3,00\times10^{23}$ moléculas.

Composición porcentual

La composición porcentual indica qué porcentaje de la masa de un compuesto corresponde a cada elemento.

$$\%\,\text{elemento}=\frac{\text{masa del elemento en 1 mol de compuesto}}{\text{masa molar del compuesto}}\times100\tag{5}$$

Para $CO_2$, la masa molar es $12,01+2(16,00)=44,01\,g/mol$. El porcentaje de carbono es $12,01/44,01\times100=27,3\%$. El resto corresponde a oxígeno.

Esta herramienta permite interpretar etiquetas, análisis elemental, pureza y composición de minerales, fertilizantes, fármacos o muestras ambientales.

Fórmulas empíricas y moleculares

Para obtener una fórmula empírica desde porcentajes, se supone una muestra de 100 g. Así los porcentajes se convierten directamente en gramos. Luego se pasa de gramos a moles y se divide por el menor número de moles para obtener proporciones enteras.

Tomar 100 g de muestra si los datos están en porcentaje.
Convertir cada masa elemental a moles.
Dividir todos los moles por el menor valor.
Ajustar a enteros pequeños si aparecen 1,5; 1,33; 1,25.
Escribir la fórmula empírica.

La fórmula molecular requiere la masa molar experimental. Se compara la masa molar real con la masa molar empírica:

$$k=\frac{M_{molecular}}{M_{empírica}}\tag{6}$$

Luego se multiplican todos los subíndices de la fórmula empírica por $k$.

Hidratos, pureza y muestras reales

La química de laboratorio rara vez trabaja con muestras ideales. Un reactivo puede contener impurezas, un sólido puede retener agua de cristalización y una disolución puede tener concentración distinta de la esperada. El mol permite analizar estas situaciones.

Un hidrato es un compuesto que incorpora moléculas de agua en proporción fija dentro de su estructura cristalina, como $CuSO_4\cdot5H_2O$. Al calentar, puede perder agua y cambiar de masa. La diferencia de masa permite estimar cuántas moléculas de agua estaban asociadas por unidad fórmula.

La pureza se calcula comparando la masa de sustancia útil con la masa total de muestra:

$$\%\,\text{pureza}=\frac{m_{sustancia\ pura}}{m_{muestra}}\times100\tag{7}$$

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1: moles a partir de masa

Calcular moles en 5,85 g de NaCl. $M(NaCl)=22,99+35,45=58,44\,g/mol$.

$$n=\frac{5{,}85}{58{,}44}=0{,}100\,mol\tag{8}$$

Ejemplo 2: partículas

¿Cuántas moléculas hay en 0,250 mol de $CO_2$?

$$N=0{,}250(6{,}022\times10^{23})=1{,}51\times10^{23}\tag{9}$$

Ejemplo 3: fórmula empírica

Una sustancia contiene 40,0% C, 6,7% H y 53,3% O. En 100 g: C 40,0 g, H 6,7 g, O 53,3 g. Moles: C 3,33; H 6,65; O 3,33. Dividiendo por 3,33: 1:2:1. Fórmula empírica: $CH_2O$.

Recursos interactivos

Applet recomendado: estequiometría

Útil para practicar la cadena masa-mol-partículas y preparar el tema siguiente de reacciones.

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Calculas

Usalo para masas molares, porcentajes, promedios, proporciones y conversiones.

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Errores frecuentes

Error	Corrección
Usar número de Avogadro directamente con gramos.	Primero convertir gramos a moles.
Confundir masa molar con masa de muestra.	La masa molar es g/mol; la muestra puede tener cualquier masa.
No multiplicar subíndices por paréntesis.	En $Ca(NO_3)_2$ hay 2 N y 6 O.
Redondear proporciones demasiado pronto.	Conservar decimales hasta decidir la relación entera.

Ficha de repaso rápido

$N_A=6{,}022\times10^{23}\,mol^{-1}$.
$n=m/M$.
Partículas $=nN_A$.
La masa molar se obtiene sumando masas atómicas según la fórmula.
La composición porcentual compara masa elemental con masa molar del compuesto.
Fórmula empírica: proporción mínima; fórmula molecular: cantidad real de átomos.

Autoevaluación y uso docente

Estas consignas sirven para comprobar comprensión, preparar una clase o abrir una discusión de resolución en grupo. La clave no es responder de memoria, sino justificar con lenguaje químico, unidades y modelos de partículas.

Convertir entre gramos, moles y partículas para una sustancia molecular y una iónica.
Calcular la masa molar de fórmulas con paréntesis e hidratos.
Determinar composición porcentual a partir de una fórmula química.
Obtener una fórmula empírica desde porcentajes de composición.
Decidir qué información adicional se necesita para pasar de fórmula empírica a molecular.

Para clase

Una buena secuencia didáctica para este tema es: recuperar ideas previas, analizar un ejemplo macroscópico, traducirlo al nivel microscópico, formalizar con símbolos y cerrar con un cálculo o una pregunta de control.

Fuentes de referencia

Química, Raymond Chang y Kenneth A. Goldsby, capítulos iniciales de química general.
Química: La ciencia central, Brown, LeMay, Bursten y colaboradores, capítulos sobre materia, medición, átomos, compuestos y reacciones.
Química 2e, OpenStax, capítulos sobre fundamentos, composición, estequiometría y disoluciones acuosas.
Fundamentos de Química, Hein, Arena y Willard, secciones de medición, nomenclatura, mol y reacciones.

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