Este documento describe una práctica de laboratorio sobre el concepto de mol. Los estudiantes calcularon la masa de un mol de varias sustancias como agua, alcohol, sal y azúcar utilizando su fórmula molecular y la tabla periódica. Midieron las masas correspondientes a un mol de cada sustancia y observaron los resultados. Concluyeron que un mol representa la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de unidades constituyentes como átomos o moléculas y que la masa de un mol varía entre sustancias.

1. UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE BIOLOGÍA
EXPERIENCIA EDUCATIVA: QUÍMICA INORGÁNICA
PRÁCTICA No. 5
EL MOL
EQUIPO:
ANTONIO MORA BRIONES
EDER DARÍO AGUILAR MÉNDEZ
DJAHELI LIZETTE LUNA ACOSTA
ARTEMIO DÍAZ GARCÍA
NOMBRE DEL PROFESOR (A):
BERTHA MARIA ROCÍO HERNÁNDEZ SUÁREZ
FECHA DE REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA:
26 DE SEPTIEMBRE DE 2012
FECHA DE ENTREGA:
02 DE OCTUBRE DE 2012

2. FACULTAD DE BIOLOGÍA
EXPERIENCIA EDUCATIVA: QUÍMICA INORGÁNICA
PRÁCTICA No. 5
EL MOL
Sustento teórico
La forma de medir la materia, en Química, se utiliza una unidad a la que se le
llama mol.
Un mol es la cantidad de materia que contiene el Número de Avogadro de
partículas constituyentes. Este número es 6,023x1023. Si ese tipo de materia es un
elemento químico, las partículas serán átomos; en caso de que se trate de un
compuesto, las partículas serán moléculas.
Esta nueva unidad que estamos definiendo hace que para las diferentes
sustancias un mol de una no tenga la misma masa en gramos o kilogramos que
para otra sustancia, haciendo un pequeño símil como el anterior -no puede ser
igual la masa de 100 "tuercas" que la masa de 100 "destornilladores"-, aunque en
ambos casos haya el mismo número de unidades.
El problema para medir moles reside en su propio concepto: no se puede tomar un
mol de una sustancia a base de contar partículas (ya sean átomos, moléculas o
iones) debido a lo grande que es el Número de Avogadro y al hecho de que es
imposible "coger" una de estas unidades. Por eso, en el laboratorio, para realizar
cálculos se necesita encontrar una relación entre el mol y otra magnitud más fácil
de medir: la masa.
Objetivo
Realizar análisis de distintas sustancias y objetos.
Analizar y comprender el concepto de mol mediante mediciones de distintas
sustancias.

3. Descripción de la práctica
El alumno comprenderá el significado de mol, midiendo y analizando objetos y
sustancias que son de uso cotidiano, donde se calculará la masa de un mol de las
sustancias descritas y se harán las observaciones correspondientes.
Material
Probeta de 100 ml
Latas de gaseosa
Clavos de hierro
Frascos con tapa
Platos
Tabla periódica
Equipo
Balanza
Reactivos
Agua destilada
Alcohol de farmacia (CH3-CH2-OH)
Sal de mesa (Cloruro de sodio) (NaCl)
Azúcar (Sacarosa) (C12H22O11)

4. Procedimiento
1. Se calculó la masa de un mol de cada una de las sustancias que se
solicitaron, con ayuda de la tabla periódica.
2. Se tomó la balanza y se pesó la masa de un mol de cada sustancia.
3. Se midió el volumen del agua correspondiente a la masa de un mol.
4. Se observó cada medición y se anotaron los datos obtenidos.
A) 1 molécula de agua (H2O) = 18 g/mol
B) 1 molécula de etanol (CH3 - CH2 – OH) = 46 g / mol
C) 1 molécula de sal de mesa (NaCl) = 58 g / mol
D) 1 molécula de azúcar (C12 H22 O11) =m342 g / mol
E) 1 molécula de aluminio (Al) = 27 g/ mol
F) 1 molécula de fierro (Fe) = 56 g / mol
Resultados y discusión
Al calcular la masa que tiene un mol de aluminio,
se colocaron las latas en la balanza, y se pudo
observar que para obtener 1 molécula de Al eran
necesarios 27 g/mol, lo cual lo conformaron 2 latas
pequeñas.
Se calculó que para tener una molécula de fierro
(Fe) se necesitaban 56 g/mol; se colocaron de uno
en uno los clavos hasta que la balanza indicara la
cantidad necesaria.

5. Al colocar el agua destilada se pesó por separado
la probeta, para poder calcular cuánto debían pesar
los dos en conjunto. Una molécula de agua debe
ser de 18 g/mol.
El alcohol de farmacia se colocó en un bote, el
cual se calculó su peso primero. Una molécula
de etanol = 46 g/mol, mientras que el bote tuvo
un peso de 26 g.
Conclusión
Al realizar la práctica se pudo comprender y observar lo que es un mol, pues
realizando los experimentos ya mencionados pudimos darnos cuenta de ello. De
acuerdo a lo ya mencionado se puede corroborar que un mol es la cantidad de
materia que contiene el número de Avogadro (6.023 x 1023).
El número de moles de una sustancia puede sacarse a partir de la siguiente
fórmula:
n= g / peso molecular
Donde:
n= número de moles
g= gramos de la sustancia

6. Peso molecular= suma de la masa atómica de los elementos que conforman el
compuesto.
Cuestionario
1. Completar la siguiente tabla.
Sustancia Masa (g) Número de Número de
moles de la moles de átomos
sustancia de hidrógeno
Agua 1000 g 55.555 moles 0.11 moles
Hielo 100 g 5.555 moles 0.11 moles
Acetona 100 g 1.724 moles 0.10 moles
(CH3COCH3)
Azúcar 10 g 0.029 mol 0.064 moles
(C12H22O11)
2. El volumen de una piscina es de 50 m 3. Suponiendo que se empleara agua
destilada, calcule cuántos moles de agua se requieren para llenarla.
n= 50, 000, 000 g
= 2, 777, 777. 78 moles
3. Calcule mol
18 g / la altura (en metros) que alcanzaría una torre que resulte de apilar
un mol de ladrillos.
1 mol = 240g. No se pueden apilar.
4. Marque la opción correcta:
Un mol de oro contiene mayor-igual-menor número de átomos que un mol
de plata.
La masa de un mol de oro es mayor-igual-menor que la de un mol de plata.

7. La masa de un mol de azúcar es mayor-igual-menor que la de un mol de
sal de mesa.
Bibliografía
El mol
http://www.principia-malaga.com/p/images/pdf/mol.pdf
El mol
http://www.guatequimica.com/tutoriales/estequiometria/El_Mol.htm