5.1. Concepto de Mol

El mol es la unidad del Sistema Internacional (SI) para expresar la cantidad de sustancia. Permite relacionar el número de entidades microscópicas, como átomos, moléculas e iones, con cantidades macroscópicas de materia que pueden medirse en el laboratorio.

El concepto de mol es fundamental en química porque permite establecer una relación cuantitativa entre el mundo microscópico de las partículas y las cantidades de sustancias que se utilizan en las reacciones químicas, en la preparación de soluciones y en numerosos procesos químicos.

¿Qué es un mol?

El mol, cuyo símbolo es $\mathrm{mol}$, es la unidad del SI de cantidad de sustancia. Un mol contiene exactamente $6.02214076\times10^{23}$ entidades elementales especificadas. Estas entidades pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o grupos definidos de partículas.

El valor:$$N_\mathrm{A}=6.02214076\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$$

corresponde a la constante de Avogadro, $N_\mathrm{A}$. Su valor numérico es exacto en el Sistema Internacional. El número $6.02214076\times10^{23}$ también se denomina número de Avogadro.

Es importante especificar qué entidades se están contando. Por ejemplo:

• $1\ \mathrm{mol}$ de átomos de hierro contiene $6.02214076\times10^{23}$ átomos de $\mathrm{Fe}$.
• $1\ \mathrm{mol}$ de moléculas de agua contiene $6.02214076\times10^{23}$ moléculas de $\mathrm{H_2O}$.
• $1\ \mathrm{mol}$ de iones sodio contiene $6.02214076\times10^{23}$ iones $\mathrm{Na^+}$.

La definición actual del mol ya no se basa en la cantidad de átomos presentes en 12 g de carbono-12. Esa correspondía a la definición anterior del mol. Desde el 20 de mayo de 2019, la definición del SI se basa en el valor exacto de la constante de Avogadro.

Importancia de la constante de Avogadro

La constante de Avogadro establece la relación entre la cantidad de sustancia y el número de entidades elementales presentes en una muestra:$$N=nN_\mathrm{A}$$

donde:

• $N$ = número de entidades elementales;
• $n$ = cantidad de sustancia, en $\mathrm{mol}$;
• $N_\mathrm{A}$ = constante de Avogadro, $6.02214076\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$.

De manera equivalente:$$n=\frac{N}{N_\mathrm{A}}$$

Gracias a esta relación es posible pasar de cantidades expresadas en moles al número de átomos, moléculas o iones correspondientes.

Por ejemplo, cuando se dice que hay $1\ \mathrm{mol}$ de agua, significa que la muestra contiene exactamente $6.02214076\times10^{23}$ moléculas de $\mathrm{H_2O}$.

---

¿Cómo se relaciona el mol con la masa?

El mol se relaciona directamente con la masa molar, que es la masa correspondiente a un mol de una determinada sustancia. Su unidad habitual es el gramo por mol ($\mathrm{g/mol}$).

Para un elemento, el valor numérico de su masa molar, expresada en $\mathrm{g/mol}$, es aproximadamente igual al valor de su masa atómica relativa expresada en unidades de masa atómica unificada, aunque ambas son magnitudes diferentes.

Por ejemplo, para el oxígeno:$$M(\mathrm{O})\approx16.00\ \mathrm{g/mol}$$

Para un compuesto molecular, la masa molar se calcula sumando las masas atómicas relativas de los elementos que aparecen en su fórmula, teniendo en cuenta sus respectivos subíndices.

Por ejemplo, para el dióxido de carbono:$$M(\mathrm{CO_2}) = 12.01+2(16.00) \approx44.01\ \mathrm{g/mol}$$

Por tanto, 1 mol de $\mathrm{CO_2}$ tiene una masa aproximada de 44.01 g y contiene exactamente $6.02214076\times10^{23}$ moléculas de $\mathrm{CO_2}$.

Relación entre moles, masa y número de partículas

La relación entre la cantidad de sustancia, la masa y la masa molar es:$$n=\frac{m}{M}$$

donde:

• $n$ = cantidad de sustancia, en $\mathrm{mol}$;
• $m$ = masa de la muestra, normalmente expresada en $\mathrm{g}$;
• $M$ = masa molar, en $\mathrm{g/mol}$.

A partir de esta relación también pueden obtenerse:$$m=nM$$

y$$M=\frac{m}{n}$$

Estas ecuaciones permiten convertir entre masa y cantidad de sustancia.

Ejemplo de cálculo de moles a partir de la masa

Supongamos que tenemos una muestra de 18.0 g de agua ($\mathrm{H_2O}$). La masa molar del agua es aproximadamente $18.02\ \mathrm{g/mol}$.

Entonces:$$n= \frac{18.0\ \mathrm{g}} {18.02\ \mathrm{g/mol}} \approx0.999\ \mathrm{mol}$$

que, considerando las cifras significativas de los datos, puede aproximarse a:$$n\approx1.00\ \mathrm{mol}$$

Por tanto, 18.0 g de agua contienen aproximadamente $0.999\ \mathrm{mol}$ de moléculas de $\mathrm{H_2O}$, es decir, aproximadamente $6.02\times10^{23}$ moléculas.

---

Aplicaciones del concepto de mol en química

1. Reacciones químicas

El mol permite expresar las cantidades relativas de reactivos y productos en una reacción química. Los coeficientes de una ecuación química balanceada establecen relaciones molares entre las sustancias.

Por ejemplo:$$\mathrm{2H_2+O_2\rightarrow2H_2O}$$

indica que, en proporción estequiométrica, 2 moles de $\mathrm{H_2}$ reaccionan con 1 mol de $\mathrm{O_2}$ para producir 2 moles de $\mathrm{H_2O}$.

2. Cálculos de concentración

El mol se utiliza ampliamente para expresar la concentración de soluciones. Una de las unidades más utilizadas es la concentración molar, o molaridad, definida como la cantidad de sustancia de soluto dividida entre el volumen de la solución:$$c=\frac{n}{V}$$

Cuando $n$ se expresa en moles y $V$ en litros, la concentración se expresa en $\mathrm{mol/L}$, unidad que suele representarse como $\mathrm{M}$.

3. Determinación de fórmulas químicas

Los moles permiten convertir las masas experimentales de los diferentes elementos de una muestra en cantidades de sustancia. A partir de estas cantidades pueden determinarse las proporciones de los átomos y, por tanto, obtener fórmulas empíricas.

Si además se conoce la masa molar del compuesto molecular, puede determinarse su fórmula molecular.

4. Cálculos relacionados con gases

El mol también permite relacionar la cantidad de gas con variables como presión, volumen y temperatura. Para un gas ideal, esta relación se expresa mediante:$$PV=nRT$$

donde:

• $P$ = presión;
• $V$ = volumen;
• $n$ = cantidad de sustancia, en moles;
• $R$ = constante de los gases ideales;
• $T$ = temperatura absoluta, en kelvin.

La ecuación de los gases ideales constituye un modelo que describe el comportamiento de los gases bajo determinadas condiciones y no debe interpretarse como una descripción exacta de todos los gases reales.

---

Ejemplo práctico: cálculo de moles en una reacción química

Supongamos que queremos calcular cuántos gramos de dióxido de carbono ($\mathrm{CO_2}$) pueden producirse al quemar 10.0 g de metano ($\mathrm{CH_4}$) con oxígeno en exceso.

La ecuación balanceada es:$$\mathrm{CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O}$$

Paso 1: calcular los moles de $\mathrm{CH_4}$

La masa molar del metano es aproximadamente:$$M(\mathrm{CH_4}) = 12.01+4(1.008) \approx16.04\ \mathrm{g/mol}$$

Por tanto:$$n(\mathrm{CH_4}) = \frac{10.0\ \mathrm{g}} {16.04\ \mathrm{g/mol}} \approx0.623\ \mathrm{mol}$$

Paso 2: utilizar la relación molar

La ecuación balanceada indica que:$$1\ \mathrm{mol\ CH_4} \rightarrow 1\ \mathrm{mol\ CO_2}$$

Por tanto:$$n(\mathrm{CO_2})\approx0.623\ \mathrm{mol}$$

Paso 3: convertir los moles de $\mathrm{CO_2}$ a masa

La masa molar del dióxido de carbono es aproximadamente:$$M(\mathrm{CO_2})=44.01\ \mathrm{g/mol}$$

Entonces:$$m(\mathrm{CO_2}) = 0.623\ \mathrm{mol} \times 44.01\ \mathrm{g/mol} \approx27.4\ \mathrm{g}$$

Por lo tanto, 10.0 g de metano pueden producir aproximadamente 27.4 g de $\mathrm{CO_2}$, suponiendo que el oxígeno está en exceso y que la combustión alcanza el rendimiento teórico.

---

Importancia del concepto de mol en la química moderna

El mol es fundamental para la química cuantitativa. Permite relacionar el número de partículas con masas medibles, realizar cálculos estequiométricos, preparar soluciones de concentración conocida, determinar composiciones químicas y establecer relaciones cuantitativas en sistemas gaseosos y en numerosas reacciones químicas.

Su importancia radica precisamente en que proporciona una forma práctica y estandarizada de trabajar con cantidades enormes de entidades microscópicas. Un químico no necesita contar individualmente los átomos o moléculas de una muestra; puede determinar su cantidad de sustancia a partir de magnitudes macroscópicas, como la masa, y relacionarla posteriormente con el número de entidades mediante la constante de Avogadro.

De esta manera, el mol constituye uno de los conceptos fundamentales que permiten conectar las mediciones realizadas en el laboratorio con la estructura microscópica de la materia y con las relaciones cuantitativas que gobiernan las reacciones químicas.