1. Centro de Estudios Tecnológicos del Mar en Ensenada
Apuntes y ejercicios de Química 2
Tema: Mol y numero de Avogadro.
Prof. José Luis Peña Manjarrez
Estas notas se han preparado para el grupo de Acuacultura B, segundo semestre,
la idea fundamental es proporcionarles un apoyo teórico y práctico para
comprender los conceptos de mol y número de Avogadro.
Los ejercicios que se presentan al final (ejercicios para resolver en casa), deberán
resolverlos en equipo o individualmente, pero la entrega es INDIVIDUAL, es decir
que cada alumno deberá pasarlos a su portafolios de evidencias y entregarlos a
mas tardar el 7 de mayo, fecha en que se realizara el examen.
Recuerden que para el examen es obligatorio llevar acordeón individual,
todo aquel alumno que no lleve su propio acordeón o que lo haya copiado
no tendrá derecho a examen.
OBJETIVO.- El objetivo de esta sección de notas de clase es que los estudiantes
distingan los conceptos de mol y de número de Avogadro para aplicarlos en la
solución de problemas.
INTRODUCCIÓN.- El concepto de mol es uno de los más importantes en la
química. Comprender y aplicar este concepto es básico para entender otros
temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química.
CONCEPTO DE MOL.- Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de
unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos
presentes en 12 g de carbono 12.
Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por
ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100. Si
compramos azúcar lo hacemos por kg, cualquier liquido por adquirimos por litros,
es decir cada artículo tiene una unidad fundamental de medida. Así, en química la
unidad fundamental para designar la cantidad de átomos, partículas, moléculas, o
iones. Es el “mol” y equivale a 6.022 x 1023. Este número se conoce como
Número de Avogadro.

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Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el
mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos
que un mol de cualquier otro elemento.
1 MOL de un elemento = 6.022 x 1023 átomos
Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong,
el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa
con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa
depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.
Para cualquier ELEMENTO:
1 MOL = 6.022 x 1023 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)
Ejemplos:
Gramos
Moles Átomos
(Masa atómica)
1 mol de S 6.022 x 1023 átomos de S 32.06 g de S
1 mol de Cu 6.022 x 1023 átomos de Cu 63.55 g de Cu
1 mol de N 6.022 x 1023 átomos de N 14.01 g de N
1 mol de Hg 6.022 x 1023 átomos de Hg 200.59 g de Hg
2 moles de K 1.2044 x 1024 átomos de K 78.20 g de K
0.5 moles de P 3.0110 x 1023 átomos de P 15.485 g de P
Basados en la relación establecida entre moles, átomos y masa atómica para
cualquier elemento, podemos convertir de una a otra unidad utilizando factores de
conversión.

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Ejemplos resueltos:
1.- ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
Solución: Necesitamos convertir los gramos de Fe a moles de Fe. Entonces, en la
tabla periódica buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g.
Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
25.0 g de Fe ( 1 mol )
55.85 g
= 0.448 moles de Fe
2.- ¿Cuántas moles de magnesio están contenidas en 5.0 g de este metal?
Solución: Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg. Para este factor
de conversión necesitamos la masa atómica que se obtiene de la tabla periódica y
equivale a 24.31 g.
5.0 g de Mg ( 1 mol )
24.31 g
= 0.206 mol Mg
MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS. Un mol de un compuesto contiene el
número de Avogadro de unidades (moléculas, átomos, partículas o iones) del
mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa
fórmula se utilizan para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término
de masa molar es más amplio, pues se puede aplicar para todo tipo de
compuestos.
A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar
sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un
átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como
aparezca.

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Ejemplos resueltos:
1.- Calcular la masa molar de los siguientes compuestos.
a) KOH (hidróxido de potasio)
K 1 x 39.10 = 39.10
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
56.11 g
b) Cu3(PO4)2 (fosfato de cobre II)
Cu 3 x 63.55 = 190.65
P 2 x 30.97 = 61.04
O 8 x 16 = 128 +
379.69 g
c) Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)
Al 2 x 26.98 = 53.96
S 3 x 32.06 = 96.18
O 9 x 16 = 144 +
294.14 g
En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre
moles, moléculas y masa molar.
1 MOL = 6.022 x10 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)
Ejemplos resueltos:
1.- ¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta
sustancia?
Solución: En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH
Na 1 x 22.99 = 22.99
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
40.00 g

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La secuencia de conversión sería:
1000 g
1.0 Kg de NaOH ( 1 Kg ) = 1000 g de NaOH
1 mol
1000 g de NaOH ( 40.00 g ) = 25.0 mol de NaOH
2.- ¿Cuál es la masa de 5.0 moles de agua?
Calculamos la masa molar del H2O.
H 2 x 1.01 = 2.02
O 1 x 16 = 16 +
18.02 g
Entonces:
18.02 g
5.0 mol de H2O ( 1 mol ) = 90.1 g de H2O
3.- ¿Cuántas moléculas de HCl (ácido clorhídrico) hay en 25.0 g de este ácido?
Calculamos la masa molar del HCl.
H 1 x 1.01 = 1.01
Cl 1 x 35.45 = 35.45 +
36.46 g
Entonces:
6.022 x 1023 moléculas
25.0 g de HCl ( 36.46 g ) = 4.13 x 10 moléculas de HCl

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EJERCICIOS PARA RESOLVER EN CASA
1.- Calcular la masa de:
a) Un mol de átomos de azufre,
b) Un mol de átomos de hierro,
c) Un mol de átomos de hidrógeno,
d) Un mol de moléculas de oxígeno
2.- ¿Cuántos moles serán 27 g de hidróxido de sodio (NaOH)?
3.- ¿Cuántas moléculas hay en un mg. de agua?
4.- ¿Cuántas moléculas hay en 0.25 moles de metano (CH4)?
5.- ¿Cuántos átomos hay en cada uno de los dos casos anteriores?
6.- Clasifica de mayor a menor, por el número de partículas, las siguientes
cantidades:
a) 10 g de carbonato de calcio,
b) 0.5 moles de cloruro de sodio
c) 28 g de hidróxido de calcio,
d) 0.05 moles de ácido nítrico.
6.- Calcula el volumen ocupado por un mol de un gas en condiciones normales de
Presion y Temperatura (PTN).
7.- El carbonato de calcio (CaCO3) puede descomponerse bajo la acción del calor
en óxido de calcio (sólido) y dióxido de carbono (gas). Si descomponemos 100 g y
enfriamos los productos hasta condiciones normales de Presión y Temperatura
(PTN), ¿Cuál será el volumen obtenido de CaO y CO2?
8.- Se tienen 500 g de sulfato férrico (FeSO4). Calcular:
a) Número de moles de sulfato férrico.
b) Número de átomos de oxígeno.
9.- El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos
huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es
sumamente venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, la dosis tóxica
promedio?.
10.- Una muestra de dicromato de potasio, contiene 1.81 x 1024 átomos de potasio
¿cuántos gramos de potasio hay en ella?.

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11.- ¿Cuántos gramos de Cloro hay en 2 mL de una disolución de HCl , cuya
densidad es 1.19 g/mL?.
12.- Una planta de producción de NaOH, concentra una disolución que contiene 88%
en masa de agua y 12% en masa de NaOH. Si la densidad de esta disolución es de
1.1309 g/mL:
a) ¿Cuántos iones OH- hay por mL de disolución?
b) ¿Cuántos moles de iones sodio hay por mL de disolución?
13.- Una aleación que contiene hierro (54.7% en masa), níquel (45.0 %) y manganeso
(0.3%) tiene una densidad de 8.17 gramos sobre cm3:
a) ¿Cuántas moles de hierro hay en un bloque de aleación que mide 10cm x
20cm x 15cm?.
b) ¿Cuántos átomos de manganeso hay en la mitad del bloque que se menciona
en el inciso anterior?.