¿Qué es un mol?
Los átomos y las moléculas reaccionan de uno en uno, pero nadie puede contarlos de uno en uno. El mol es la unidad de conteo de la química: una docena, escalada a 6,022×1023 unidades (número de Avogadro, NA), definida exactamente desde la revisión del SI de 2019. Su truco: un átomo de carbono pesa 12,011 unidades de masa atómica, y un mol de átomos de carbono pesa 12,011 gramos: las mismas cifras, con las unidades cambiadas. Por eso la masa molar (g/mol) convierte al instante entre la masa de la balanza y el número de partículas que reaccionan, que es todo el negocio de la estequiometría.
La regla que conviene recordar: un mol cuenta partículas, no masa. Un mol de cada sustancia contiene el mismo número de moléculas, pero sus pesos son tan distintos como las propias sustancias.
La tabla periódica es un catálogo de masas
La celda de cada elemento de la tabla periódica lleva su masa atómica media; súmelas por unidad de fórmula y obtendrá la masa molar. La muestra, Ca3(PO4)2 (fosfato de calcio), se descompone en 3 Ca + 2 P + 8 O = 3(40,078) + 2(30,974) + 8(15,999) = 310,174 g/mol, y el panel detalla junto a ello la contribución en gramos de cada elemento. Los paréntesis multiplican lo que contienen, y el punto de CuSO4·5H2O añade cinco moléculas de agua de cristalización: ambos casos los resuelve el mismo analizador. Contar el agua importa: CuSO4·5H2O suma ≈ 249,7 g/mol, no ≈ 159,6.
Composición porcentual
Divida la contribución en masa de cada elemento entre la masa molar y obtendrá su porcentaje en masa: el número que imprime una etiqueta nutricional o un saco de fertilizante (“fuente de P2O5, 20 % de P”). El agua es la muestra clásica: el H aporta 2(1,008) = 2,016 g y el O aporta 15,999 g por cada 18,015 g, así que el agua es 11,19 % de hidrógeno y 88,81 % de oxígeno en masa. Un recordatorio de que “sobre todo hidrógeno” por número de átomos es muy distinto de “por peso”.
Fórmula empírica frente a molecular
La fórmula empírica es la proporción de átomos en números enteros más pequeña (CH2O); la fórmula molecular es el recuento real en la molécula (C6H12O6, glucosa: seis copias de la misma proporción). El análisis por combustión da porcentajes en masa; para convertirlos se pasa por moles: el 40,00 % de C, el 6,71 % de H y el 53,29 % de O de la muestra se convierten en 3,330 : 6,657 : 3,331 mol, que al dividir dan una proporción limpia de 1 : 2 : 1, es decir CH2O, con masa empírica de 30,026 g/mol. Para pasar de la empírica a la molecular se necesita la masa molar: n = 180,16 ÷ 30,026 = 6,000, así que la molécula es (CH2O)6. Muchas sustancias (agua, amoníaco, CO2) ya están en n = 1, donde las dos fórmulas coinciden.
Gramos, moles, partículas
El panel de mol/gramo/partícula recorre el triángulo completo de una vez: la muestra convierte 18,015 g de agua en exactamente 1,000000 mol y 6,022×1023 moléculas, y, como cada H2O tiene tres átomos, en 1,807×1024 átomos. Este triángulo es el motor de cada problema de estequiometría de la página del Balanceador de ecuaciones y de cada molaridad de la página de Soluciones.
Ideas erróneas habituales
- Un mol de cualquier cosa pesa más o menos lo mismo. Un mol cuenta partículas: un mol de H2 son 2 g, un mol de oro son 197,0 g. Mismo recuento, masas muy distintas.
- Los porcentajes se convierten directamente en subíndices. Primero deben pasar por la división entre la masa atómica (moles): el 6,71 % del hidrógeno aporta más átomos que el 53,29 % del oxígeno precisamente porque los átomos de H son muy ligeros.
- La fórmula molecular es siempre una versión mayor de la empírica. Solo cuando n > 1. Para H2O las dos son idénticas, y el caso n = 1,000 del panel molecular es algo rutinario.
- Las masas atómicas son enteros exactos por uma. Los valores listados son medias ponderadas por la abundancia de los isótopos: los 35,45 g/mol del cloro son la mezcla de ³⁵Cl y ³⁷Cl.
Herramientas relacionadas: Tabla periódica (las masas atómicas que suma esta página), Balanceador de ecuaciones (estequiometría basada en el mol) y Soluciones (moles por litro).
