Química · Unidad 3 — Relaciones de masa
El mol y la constante de Avogadro
El mol es lo que convierte una balanza en un contador de partículas. Todo lo que viene después —gases, soluciones, estequiometría— empieza con la misma frase: pasá los gramos a moles.
La explicación
Para qué hace falta una unidad nueva
Las reacciones químicas no ocurren entre gramos: ocurren entre partículas que se combinan de a cuentas enteras. Una molécula de metano necesita dos de oxígeno, no «dos gramos». Pero en el laboratorio nadie cuenta moléculas: se pesa. Hace falta algo que traduzca entre lo que la reacción exige (cantidad de partículas) y lo que la balanza mide (masa).
Qué es un mol
Un mol es una cantidad fija de entidades, igual que una docena son doce. La diferencia es el tamaño del paquete:
El número parece arbitrario y no lo es: está elegido para que un mol de una sustancia pese, en gramos, lo mismo que su masa molecular en u. Un mol de agua pesa 18,0 g. Un mol de CO₂ pesa 44,0 g. Esa es toda la gracia.
Un detalle que conviene decir en voz alta: «mol» siempre es mol de algo. Un mol de agua son 6,02×10²³ moléculas de agua, pero adentro hay 2 mol de átomos de hidrógeno y 1 mol de átomos de oxígeno. La pregunta «¿de qué?» decide la respuesta.
Las dos fórmulas, y nada más
Con n la cantidad en moles, m la masa en gramos, M la masa molar en g/mol y N el número de partículas. Despejadas al revés: m = n · M y n = N / NA. No hay una tercera fórmula.
El triángulo
Todo problema de esta unidad es un recorrido entre tres casilleros, y el mol está siempre en el medio: no se pasa de gramos a partículas de un salto.
partículas —dividir por NA→ cantidad (mol) —multiplicar por M→ masa (g)
Saber en qué casillero estás y a cuál querés ir resuelve el ejercicio antes de escribir una cuenta.
El control que evita la mitad de los errores
Los tamaños son delatores. Una muestra de laboratorio tiene pocos moles —décimas, unidades, a lo sumo decenas— y muchísimas partículas, del orden de 10²² o 10²³. Si te dio 400 mol de algo que pesa unos gramos, o 10⁻⁵ partículas, el que está dado vuelta es el factor, no la química.
Se pesan 8,80 g de dióxido de carbono, CO2. Usá C = 12,0 · O = 16,0 y 6,02×10²³ partículas por mol. a) ¿Cuántos moles hay? b) ¿Cuántas moléculas? c) ¿Cuántos átomos de oxígeno?
a) De la masa a los moles. Primero la masa molar, que es el dato que falta:
Y ahora la primera fórmula del triángulo:
b) De los moles a las moléculas. Segunda fórmula:
Menos de un mol, así que menos de 6,02×10²³ partículas. Cierra.
c) Los átomos de oxígeno. Acá hay que frenar y leer la fórmula, porque la pregunta cambió de entidad: ya no son moléculas, son átomos de un elemento en particular.
El error clásico es contestar lo mismo que en b). Son el doble, y el 2 sale del subíndice de la fórmula, no de ninguna cuenta nueva.
Dónde se cae la mayoría
- Multiplicar por la masa molar cuando había que dividir. Se ve enseguida: unos pocos gramos nunca dan cientos de moles.
- Saltar de gramos a partículas sin pasar por el mol.
- Confundir moléculas con átomos: 1 mol de H2O tiene 6,02×10²³ moléculas pero 1,204×10²⁴ átomos de hidrógeno.
- Multiplicar por la constante de Avogadro cuando se venía desde las partículas. Para volver a moles hay que dividir.
- Usar la masa molar de otro compuesto porque «se parece». El CO y el CO₂ pesan 28,0 y 44,0 g/mol.
Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.
Practicar El mol y la constante de Avogadro →Dónde entra este tema en el parcial
- Primer parcial — El compuesto desconocido24 puntos · resuelto paso a paso
- Primer parcial — La mezcla en el recipiente24 puntos · resuelto paso a paso
Los otros temas de la unidad 3
Relaciones de masa