Completa la tabla de mol y masa molecular para carbono, oxígeno, agua, amoníaco y dióxido de carbono, explicando la diferencia entre mol de un átomo y masa molecular.

N = 6.022 × 10^23 partículas en 1 mol; M = 12.01, 16.00 (O)/32.00 (O_2), 18.02, 17.03, 44.01 g/mol

Libro de Química 2 BGU

Ministerio de Educación del Ecuador

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Mol y masa molecular de cinco compuestos

📄 ejercicios quimica 🎓 bachillerato · 2° BGU Ecuador 🇪🇨 EC 🗣 Español

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Respuesta rápida

Mol de 1 mol: $6.022\times10^{23}$ partículas en todos los compuestos. Masa molecular: C = 12.01 g/mol; O = 16.00 g/mol (O₂ = 32.00); H₂O = 18.02 g/mol; NH₃ = 17.03 g/mol; CO₂ = 44.01 g/mol.

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Solución — Página 142

Quimica 2° · 2024

Ejercicio 3

Completa la tabla diferenciando el mol de partículas (cantidad de sustancia, $N = n \times N_A$ ) de la masa molecular (masa de 1 mol, $M$ ).

Conceptos clave

El mol es la unidad de cantidad de sustancia: contiene $N_A = 6.022 \times 10^{23}$ partículas (átomos, moléculas o iones). Es un número, no una masa.
La masa molecular o masa molar ( $M$ ) es la masa de 1 mol de sustancia, expresada en $\text{g/mol}$ ; se obtiene sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula.
Relación entre ambas: $M = \frac{m}{n}$ , donde $m$ es la masa en gramos y $n$ el número de moles; por eso $1 \text{ mol}$ de cualquier sustancia tiene masa igual a $M$ en gramos.

Resolución de la tabla

Fórmulas usadas

$n = \frac{N}{N_A} \quad \Rightarrow \quad N = n \times N_A$

$M(\text{X}) = \sum \text{(masas atómicas de los átomos)}$

Ejercicio a

Carbono (C)** — es un átomo, no molécula.

$M(\text{C}) = 12.01 \ \text{g/mol}$

$N = 1 \text{ mol} \times 6.022 \times 10^{23} = 6.022 \times 10^{23} \ \text{átomos de C}$

Ejercicio b

Oxígeno (O)** — masa atómica; en su estado natural es molecular, $\text{O}_2$.

$M(\text{O}) = 16.00 \ \text{g/mol} \quad ; \quad M(\text{O}_2) = 2 \times 16.00 = 32.00 \ \text{g/mol}$

$1 \text{ mol de átomos O} = 6.022 \times 10^{23} \ \text{átomos} \quad ; \quad 1 \text{ mol de O}_2 = 6.022 \times 10^{23} \ \text{moléculas}$

Ejercicio c

Agua ($\text{H}_2\text{O}$)

$M(\text{H}_2\text{O}) = (2 \times 1.008) + 16.00 = 2.016 + 16.00 = 18.016 \approx 18.02 \ \text{g/mol}$

$1 \text{ mol de agua} = 6.022 \times 10^{23} \ \text{moléculas de } \text{H}_2\text{O}$

Ejercicio d

Amoníaco ($\text{NH}_3$)

$M(\text{NH}_3) = 14.01 + (3 \times 1.008) = 14.01 + 3.024 = 17.034 \approx 17.03 \ \text{g/mol}$

$1 \text{ mol de amoníaco} = 6.022 \times 10^{23} \ \text{moléculas de } \text{NH}_3$

Ejercicio e

Dióxido de carbono ($\text{CO}_2$)

$M(\text{CO}_2) = 12.01 + (2 \times 16.00) = 12.01 + 32.00 = 44.01 \ \text{g/mol}$

$1 \text{ mol de } \text{CO}_2 = 6.022 \times 10^{23} \ \text{moléculas de } \text{CO}_2$

Tabla completada

Compuesto	Fórmula	Mol (partículas en 1 mol)	Masa molecular ( $\text{g/mol}$ )
Carbono	$\text{C}$	$6.022 \times 10^{23}$ átomos	$12.01$
Oxígeno	$\text{O}$ (atómico) / $\text{O}_2$ (molecular)	$6.022 \times 10^{23}$ átomos / $6.022 \times 10^{23}$ moléculas	$16.00$ / $32.00$
Agua	$\text{H}_2\text{O}$	$6.022 \times 10^{23}$ moléculas	$18.02$
Amoníaco	$\text{NH}_3$	$6.022 \times 10^{23}$ moléculas	$17.03$
Dióxido de carbono	$\text{CO}_2$	$6.022 \times 10^{23}$ moléculas	$44.01$

Indago y profundizo (actividad complementaria)

Actividad: Observa el video sobre el mol en https://acortar.link/NKybEa y explica con tus palabras qué es un mol y por qué es útil en la química.

El mol es la unidad que permite "contar" átomos y moléculas de forma práctica, porque $6.022 \times 10^{23}$ partículas es un número imposible de contar una por una.
Su utilidad radica en que enlaza el mundo microscópico (número de partículas) con el mundo macroscópico (masa, que sí se puede pesar en una balanza).
De ahí que $1 \text{ mol}$ de cualquier sustancia tenga masa numéricamente igual a su masa molecular en gramos: pesar $18.02 \ \text{g}$ de agua equivale a disponer de $6.022 \times 10^{23}$ moléculas de $\text{H}_2\text{O}$ .

Respuesta orientativa: Un mol es una cantidad de sustancia que contiene $N_A = 6.022 \times 10^{23}$ partículas; su valor está en que permite pasar de la masa que pesamos en el laboratorio al número de átomos o moléculas que intervienen en una reacción química, usando la masa molecular como puente entre ambos mundos.

Respuesta

El mol cuenta partículas ( $6.022 \times 10^{23}$ ), la masa molecular cuanta gramos por mol: $12.01$ ; $16.00$ (O) o $32.00$ ( $\text{O}_2$ ); $18.02$ ; $17.03$ ; y $44.01 \ \text{g/mol}$ .

Contenido de la página

Actividad 3: Mol y masa molecular

3. Explico la diferencia entre mol de un átomo y masa molecular, en los siguientes ejemplos:

Compuestos	Mol	Masa molecular
Carbono	(por completar)	(por completar)
Oxígeno	(por completar)	(por completar)
Agua	(por completar)	(por completar)
Amoníaco	(por completar)	(por completar)
Dióxido de carbono	(por completar)	(por completar)

Indago y profundizo

Observa el siguiente video en el siguiente enlace https://acortar.link/NKybEa sobre el mol.

Ejemplos resueltos

¿Cuál es la masa molecular del dióxido de carbono ( $\text{CO}_2$ )?

El $\text{CO}_2$ tiene 1 átomo de C y 2 de O. $M = 12.01 + 2(16.00) = 44.01 \ \text{g/mol}$ . Entonces 1 mol de $\text{CO}_2$ pesa $44.01 \ \text{g}$ y contiene $6.022 \times 10^{23}$ moléculas.

Tabla

Compuesto	Fórmula	Mol de partículas	Masa molecular (g/mol)
Carbono	C	6.022×10²³ átomos	12.01
Oxígeno	O / O₂	6.022×10²³ átomos / 6.022×10²³ moléculas	16.00 / 32.00
Agua	H₂O	6.022×10²³ moléculas	18.02
Amoníaco	NH₃	6.022×10²³ moléculas	17.03
Dióxido de carbono	CO₂	6.022×10²³ moléculas	44.01

Diagrama

flowchart LR
  A[Átomos o moléculas] -->|n moles| B[1 mol = 6.022×10²³ partículas]
  B -->|masa molar M g/mol| C[Masa m = n × M]

Fórmulas y ecuaciones

$N = n \times N_A$ con $N_A = 6.022 \times 10^{23} \ \text{mol}^{-1}$

$M = \sum_i n_i \, M_i$ (suma de masas atómicas según la fórmula)

N = n $\times$ $N_A$

$N_A$ = 6.022 $\times$ $10^{23}$ \ $\text{mol}$ $^{-1}$

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

M( $\text{H}$ _2 $\text{O}$ ) = 2(1.008) + 16.00 = 18.02 \ $\text{g/mol}$

M( $\text{NH}$ _3) = 14.01 + 3(1.008) = 17.03 \ $\text{g/mol}$

M( $\text{CO}$ _2) = 12.01 + 2(16.00) = 44.01 \ $\text{g/mol}$

Glosario (5)

Mol: Unidad de cantidad de sustancia que contiene $6.022 \times 10^{23}$ partículas (átomos, moléculas o iones).
Constante de Avogadro ($N_A$): Número de partículas que hay en un mol: $6.022 \times 10^{23} \ \text{mol}^{-1}$.
Masa molecular (masa molar): Masa de un mol de sustancia, obtenida sumando las masas atómicas de su fórmula; se expresa en $\text{g/mol}$.
Átomo: Partícula indivisible de un elemento; $1 \text{ mol}$ de átomos pesa su masa atómica en gramos.
Molécula: Agrupación de dos o más átomos unidos; $1 \text{ mol}$ de moléculas pesa su masa molecular en gramos.

Preguntas para practicar

Indago y profundizo: Observa el video sobre el mol en https://acortar.link/NKybEa y explica qué es un mol y por qué es útil en la química.

El mol es la unidad que permite contar partículas extremadamente pequeñas porque contiene 6.022×10²³ de ellas (constante de Avogadro). Es útil porque enlaza el mundo microscópico (átomos y moléculas) con el mundo macroscópico: la masa que podemos pesar en gramos equivale a un número conocido de partículas según la masa molecular.

¿Por qué el mol de partículas y la masa molecular de un mismo compuesto son conceptos distintos aunque se usen juntos?

El mol mide cuántas partículas hay (un número, siempre igual: 6.022×10²³), mientras que la masa molecular mide cuánto pesa 1 mol según los átomos que forman el compuesto: dos moléculas distintas con el mismo número de átomos pueden tener masas moleculares diferentes.

Temas y conceptos clave

MolConstante de AvogadroMasa molecular o masa molarDiferencia entre cantidad de sustancia y masamol$N_A = 6.022 \times 10^{23}$masa molar ($\text{g/mol}$)$M = m/n$átomo, molécula e ion