Este documento presenta conceptos clave sobre el mol y la cantidad de sustancia. Explica que un mol representa 6.02 x 1023 partículas elementales y que la masa de un mol de cualquier sustancia es numéricamente igual a su peso molecular en gramos. También cubre cómo calcular la cantidad de moléculas, átomos o fórmulas unitarias en una cantidad dada de una sustancia usando la relación molar.

1. BLOQUE III
Relaciona la masa de las sustancias
con el mol para determinar la
cantidad de sustancia.

2. Concepto de mol
Cantidad de
sustancia
En función del SI (sistema
internacional de unidades)

4. 1 mol
Es la cantidad de materia que
contienen 6.02 x 1023
partículas elementales (ya sea
átomos, moléculas, iones
partículas subatómicas
Concepto de mol

5. 1 mol
Cuya masa en gramos es
numéricamente igual al peso
formular de la sustancia
1 Mol de Azufre (S) = 32.07 g
1 Mol de H2O = 18.00 g
En función de la masa
Concepto de mol

6. 1 mol contiene
6.02 x 1023
partículas
Representa el Número
de Avogadro (NA)
En función del número de partículas
Concepto de mol

7. Actividad 2.3
El mol

8. El mol
6.02 x 1023
átomos, si es un elemento.
6.02 x 1023
moléculas si es un compuesto covalente.
6.02 x 1023
fórmulas unitarias si es compuesto iónico.
Es la cantidad de sustancia que contienen:

9. El número de Avogadro (NA)
El número de fórmulas unitarias contenidas en 1 mol de
cualquier sustancia iónica.
El número de moléculas que hay en 1 mol (molécula – gramo)
de cualquier compuesto covalente.
Indica:
El número de átomos que hay en 1 mol (átomo – gramo) de
cualquier elemento.

10. Moles Átomos
Gramos
(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 1023
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

11. ¿Cuántas moléculas hay en 5
moles de H2O?
Ejemplo
1 mol de H2O tiene
6.02 x 1023
moléculas
5 moles H2O x
6.02 x 1023
moléculas de H2O
1 mol de H2O
30.1 x 1023
moléculas de H2O
=
Se multiplica por la
Relación Molar
(factor de
conversión)

12. • Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.
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
• Cu 3(PO4)2 (sulfato de cobre II)
Cu3 = 3 x 63.55 = 190.65
P2 = 2 x 30.97 = 61.04
O8 = 8 x 16 = 128
379.69 g
• Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)
Al2 = 2 x 26.98 = 53.96
S3 = 3 x 32.06 = 96.18
O9 = 9 x 16 = 144
294.14 g

13. ¿Cuántas fórmulas unitarias
hay en tres moles de NaNO3?
1 mol de Na NO3
tiene 6.02 x 1023
F.U.
3 moles NaNO3 x
6.02 x 1023
F.U. de NaNO3
1 mol de NaNO3
18.06 x 1023
F.U. de NaNO3
=
Se multiplica por la
Relación Molar (factor
de conversión)
Ejemplo

14. Actividad 2.4
El mol y
el número de
partículas

15. La masa en gramos de un mol
de una sustancia
La masa en g de 6.02 x 1023
partículas.
Ya que la masa atómica del carbono es 12 uma, la masa molar es igual a la
masa atómica, pero expresada en g.
La masa molar
es
es

16. EJERCICIOS
1. ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de
hierro (Fe)?
1 mol de Fe = 56g
= 25g
2. ¿Cuántos moles de magnesio están contenidos
en 5.00 g de magnesio (Mg)?
1 mol de Mg = 24.31g
= 5g

17. EJERCICIOS
¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?
¿Cuántos moles serán 27 g de hidróxido de calcio? (Ca(OH)2)

18. La suma de las masas atómicas de los átomos que forman
una molécula es la masa molecular. Normalmente se miden
en Unidad de Masa Atómica (uma); o bien como lo llamamos
gramos.
ENCUENTRA LA MASA MOLECULAR DE LOS SIGUIENTES
COMPUESTOS:
H2SO4 (Ácido Sulfúrico)
CaCO3 (Carbonato de Calcio)
NaOH (Hidróxido de Sodio)
2 moles de plata (Ag)
5 moles de NaCl
18 moles de H2O
2 moles de Ca

19. Masa molar = es la masa de 1 mol de
cualquier sustancia: Elemento o
compuesto (covalente o iónico).
Las unidades de masa molar son:
g/mol
Kg/mol.

20. La masa molar del carbono es 12.01 g o 12.01 g/mol
Elementos:
La masa molar, se calcula igual para
compuestos covalentes o iónicos.
Compuestos:
La masa molar del agua es 18.0 g o 18.0 g/mol
Ejemplo

21. Masa Molar
Un mol de Fe
pesa 55.85 g
Un mol de H2O
pesa 18 g.
Observa el tipo de
sustancia en cada
afirmación
Un mol de NaCl
pesa 58.5 g

22. ¿Cuántos moles de NaCl hay en 25 gramos de la
sal ?
1 mol de NaCl
pesa 58.5 gr
25 gr de NaCl x
58.5 gr de NaCl
1 mol de NaCl 0.427 mol de NaCl=
Se multiplica por la
Relación Molar (factor de
conversión)
Ejemplo

23. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 hay en 2.5 moles de la
sal?
1 mol de Na2SO4 pesa
142.00 gramos
2.5 moles Na2SO4 x 142.00 gramos de Na2SO4
1 mol de Na2SO4
355.00 gramos de
Na2SO4
=
Se multiplica por la
Relación Molar (factor de
conversión)
Ejemplo

24. Actividad 2.5
El mol y la
Masa de
sustancia

25. Concepto de mol
1 mol
NA partículas
Masa Molar
contiene
pesa
pesan
La constante de Avogadro ( NA ) : 6.02 x 1023

26. Relación entre moles y NA
Un mol de carbono (carbón vegetal) tiene
una masa de 12 g y contiene 6.022 x 10 23
átomos de carbono.

27. Número de Avogadro
Una muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea igual a su
masa molar contiene el mismo número de átomos, moléculas y/o fórmulas
unitarias NA, independientemente del tipo de elemento y/o compuesto. A
este número se le conoce como Número de Avogadro
NA = 6.022 x 1023
Masa molar del S: 32.07 g NA = 6.022 x 1023
átomos
Masa molar del H2O: 18 g NA = 6.022 x 1023
Moléculas
Mas molar del Na2SO4: 142.0 g NA = 6.022 x 1023
Fórmulas unitarias

28. El número de Avogadro nos permite calcular la
masa relativa de un átomo o de una molécula
de cualquier elemento o compuesto, por
ejemplo:
¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de calcio?
(Masa atómica del calcio = 40 g)
Ejemplos con Número de Avogadro
1 átomo de calcio x
40 g Calcio
6.02 x 1023
átomos
= 6.64 x 10-23
g

29. ¿Cuántos gramos hay en 2.3 x 10 24
moléculas de
H2O?
1 mol de H2O pesa 18 g y
contiene 6.02 x 1023
molèculas
2.3 x 1024
moléculas de H2O x
18 g de H2O
6.02 x 1023
moléculas de H2O
3.05 x 101
g de H2O
=
Se multiplica por la
Relación Molar (factor de
conversión)
Ejemplo

30. Actividad 2.6
Relación
g-mol-NA