¡Los átomos son pequeñísimos! Son tan pequeños, que millones de átomos de hidrógeno pueden caber en la punta de una aguja. Teniendo en cuenta esto, comprenderás que los científicos no pueden pasar todo el tiempo en el microscopio contando átomos, así que se cuentan en grupos basados en el número de Avogadro.
Fig. 1: En la punta de algo tan pequeño como una aguja, caben millones de átomos.
El número de Avogadro fue calculado por Amedeo Avogadro en 1811; es igual a 6,022 · 1023. Se utiliza en química para contar objetos diminutos, como los átomos o los protones.
Fig. 2: Retrato de Amadeo Avogadro, quien descubrió el número de Avogadro.
El número de Avogadro no tiene unidades. Técnicamente, podemos usarlo para contar cualquier cosa, pero es un número tan masivo que realmente solo es práctico para cosas pequeñas como átomos o moléculas. Es similar a la forma en la que la expresión una docena bien puede referirse a 12 cosas, pero también puede utilizarse con regularidad solo para contar huevos.
Un mol es la unidad estándar utilizada para contar grandes cantidades de átomos, moléculas o partículas. 1 mol es igual al número de Avogadro.
Cuando contamos átomos/moléculas, utilizamos la unidad mol. El número de átomos de un mol no se conocía hasta que Avogadro calculó su famoso número.
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En este artículo, veremos las muchas formas en las que el número de Avogadro y el mol son importantes.
- Este artículo trata sobre el número de Avogadro y el mol.
- Veremos un ejemplo del número de Avogadro, para calcular el número de átomos.
- Trataremos la importancia del mol en la estequiometría.
- Por último, aprenderemos a convertir gramos a moles y moles a átomos.
El número de Avogadro y la importancia del mol
El mol es la forma estándar de contar en química. Con ello, se puede convertir el UMA (unidad de masa atómica) a una unidad mucho más práctica (los gramos) en las fórmulas y ecuaciones químicas.
El mol, el número de Avogadro y la estequiometría
Cuando escribimos fórmulas y ecuaciones químicas, las unidades que empleamos son los moles. Veamos una reacción:
$$2H_{2\,(g)} + O_{2\,(g)} \rightarrow 2H_2O$$
El coeficiente (el número que está delante del símbolo) de cada molécula es igual al número de moles. Si no hay coeficiente escrito, es 1.
- Así que, en este caso, tenemos: 2 moles de H₂ y H2O y 1 mol de O2.
- El subíndice (número pequeño) nos indica el número de moles por elemento.
- Por lo tanto, en el caso del O2, hay 2 moles de oxígeno por 1 mol de O2.
Ahora que sabemos lo básico, vamos a trabajar en un ejercicio.
Teniendo en cuenta la siguiente reacción:$$Ba(OH)_{2\,(aq)}+2HCl_{aq} \rightarrow BaCl_{2\,(aq)}+2H_2O_{(l)}$$
1) ¿Cuántos átomos de O hay en el Ba(OH)2?
Cuando tenemos un paréntesis, multiplicamos el coeficiente por el conjunto, por lo que tenemos 2 mol de átomos de O. A continuación, sabemos que 1 mol = 6,022 x 1023, por lo que tenemos 12,044 x 1023 átomos de O.
2) ¿Cuántos átomos de H hay en el 2H2O?
Al contar los moles totales, siempre hay que multiplicar el subíndice por el coeficiente. Hay 2 moles de átomos de H por molécula; pero, como tenemos 2 moles de H2O y no 1, en realidad contamos con 4 moles de H. Eso significa que, en total, tenemos 2,4088 x 1024 (24,088 x 1023) átomos de H.
Las reacciones químicas deben seguir la ley de conservación de la masa. Esta ley dice que la masa no puede crearse ni destruirse en una reacción; es decir, nuestros productos deben tener la misma masa que nuestros reactantes. Al escribir las reacciones químicas, tenemos que respetar esta ley. Para conseguirlo, equilibramos el número de moles de cada elemento, utilizando la estequiometría (una palabra elegante para referirse a la relación entre productos y reactivos).
Para comprenderlo mejor, mira el siguiente ejemplo:
Equilibra la reacción:
$$C_3H_{8\,(g)} + O_{2\,(g)} \rightarrow CO_{2\,(g)} + H_2O_{(l)}$$
Empieza contando los moles de cada lado:
| Reactivos (izq) | Productos (izq) |
| C: 3 moles | C: 1 moles |
| H: 8 moles | H: 2 moles |
| O: 2 moles | O: 2 moles de CO2 + 1 mol H2O = 3 moles |
De entrada, se puede ver que nada está equilibrado.
Entonces, puedes empezar multiplicando el CO2 por 3, para equilibrar nuestro C:
$$C_3H_{8\,(g)} + O_{2\,(g)} \rightarrow 3CO_{2\,(g)} + H_2O_{(l)}$$
| Reactivos (izq) | Productos (izq) |
| C: 3 moles | C: 3 moles |
| H: 8 moles | H: 2 moles |
| O: 2 moles | O: 6 moles de CO2 + 1 mol H2O = 7 moles |
Ahora, puedes equilibrar el H multiplicando el H2O por 4:
$$C_3H_{8\,(g)} + O_{2\,(g)} \rightarrow 3CO_{2\,(g)} + 4H_2O_{(l)}$$
| Reactivos (izq) | Productos (izq) |
| C: 3 moles | C: 3 moles |
| H: 8 moles | H: 8 moles |
| O: 2 moles | O: 6 moles de CO2 + 4 mol H2O = 10 moles |
Por último, está el O. Tendrás que multiplicar el O2 por 5 para obtener la reacción final equilibrada.
Cuando hacemos experimentos, normalmente medimos en gramos, no en moles. Así que ahora tenemos que ver cómo convertimos entre estas unidades.
El número de Avogadro y el concepto de mol en las conversiones
La forma de convertir de moles a gramos (o viceversa) es multiplicar o dividir la masa atómica de un elemento.
La masa atómica de un elemento es la masa media de todos los isótopos de un elemento, medida en unidades atómicas. Mediante el número de Avogradro podemos convertir la unidad de masa atómica a g/mol
Cuando nos referimos a la masa de un compuesto completo, la denominamos peso molecular/masa molecular.
El peso molecular es la suma de las masas atómicas de cada elemento de un compuesto.
Ser capaz de convertir de moles a gramos es importante, a la hora de experimentar, por muchas razones. Una de ellas es que podemos calcular el rendimiento de una reacción (masa de los productos), basándonos en la masa de los reactantes. También es importante porque medimos las cosas en gramos, pero todas nuestras ecuaciones/fórmulas químicas están en moles.
Dados los siguientes compuestos, ¿cuál es su masa molar?
a. SF6
b. Ba(OH)2
a.$$S:32.06 \frac{g}{mol}\,\,\,F:19.00 \frac{g}{mol}$$
$$32.06 \frac{g}{mol}+(19.00 \frac{g}{mol}*6)=146.06 \frac{g}{mol}$$
b. $$Ba:137.33 \frac{g}{mol}\,\,\,O:16.00 \frac{g}{mol}\,\,\,H:1.01 \frac{g}{mol}$$
$$137.33 \frac{g}{mol}+(16.00 \frac{g}{mol}*2)+(1.01 \frac{g}{mol}*2)=171.35 \frac{g}{mol}$$
Ahora que sabemos cómo calcular el peso molecular, pasemos a convertir de gramos a moles y viceversa.
¿Cuántos moles de Fe3(PO4)2 hay en 143,2 g?
$$Fe: 55.85 \frac{g}{mol}\,\,\,P: 30.97\frac{g}{mol} \,\,\, O: 16.00 \frac{g}{mol}$$
$$(55.85\frac{g}{mol}*3)+(30.97\frac{g}{mol}*2)+(16.00\frac{g}{mol}*8)=357.49\frac{g}{mol}$$
$$\frac{143.2\,g}{357.49\frac{g}{mol}}=0.401\,mol$$
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Es útil considerar estas conversiones como una escalera o un escalón. Puedes subir o bajar, pero necesitas dar cada paso para llegar a tu destino.
Fig. 3: Siguiendo estos pasos podemos convertir unas unidades en otras.
Para algunos elementos/compuestos, el número de átomos es igual al número de moléculas.
Por ejemplo: en el NaCl, tanto el sodio (Na) como el (Cl) no tienen subíndices (y, por tanto, un subíndice de 1), por lo que estos valores son iguales.
Composición en porcentaje de masa
Los moles y la masa molar también sirven para calcular la composición en porcentaje de masa.
La composición en porcentaje de masa es el porcentaje de un compuesto que constituye un elemento en masa. La fórmula es:
$$\% \text{mass}=\frac{\text{mass of element in 1 mol}}{\text{molar mass of compound}}*100\%$$ ![]()
Aquí tienes un ejemplo:
¿Cuál es la composición en porcentaje de masa del H y el O en el H2O?
Lo primero que tenemos que hacer es averiguar la masa molar.
$$H: 1.01\frac{g}{mol}\,\,\,O: 16.00\frac{g}{mol}$$
$$(1.01\frac{g}{mol}*2)+16.00\frac{g}{mol}=18.02\frac{g}{mol}$$
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Ahora que tenemos la masa total, podemos determinar el porcentaje de masa de cada elemento.
$$H: \frac{2.02\frac{g}{mol}}{18.02\frac{g}{mol}}*100\%=11.2\%\,\text{(porque\ tenemos\ 2\ H,\ necesitamos\ multiplicar\ por\ dos\ la\ masa\ atomica)}$$
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$$O: \frac{16.00\frac{g}{mol}}{18.02\frac{g}{mol}}*100\%=88.8\%$$
También podemos utilizar la composición en porcentaje de masa para calcular la masa de un elemento. Así, en nuestro ejemplo anterior, el H2O tiene un 11,2% de composición de H:
$$\frac{11.2}{100}*18.02\frac{g}{mol}=2.02\frac{g}{mol}$$
Al calcular la composición, debes asegurarte de que tus porcentajes suman 100. En el ejemplo anterior, si nos olvidamos de multiplicar la masa de H por 2, el porcentaje total no habría sido igual a 100.
¡Ahora ya eres todo un experto en el número de Avogadro!
El número de Avogadro - Puntos clave
- El número de Avogadro es igual a 6,022 · 1023 y se usa para contar cosas como moléculas o átomos. 1 mol equivale al número de Avogadro y es la unidad estándar para contar moléculas o átomos.
- El mol es importante para escribir y equilibrar ecuaciones químicas.
- Con el número de Avogadro y el mol se puede calcular el número de átomos o moléculas, a partir de gramos.
El peso molecular es la suma de las masas atómicas de cada elemento de un compuesto.
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