1. 4º E.S.O.
COLEGIO PAIDOS
CURSO 2010-2011

2. CONCEPTO DE MOL.
Número de Avogadro.
El término mol proviene del latín moles, que significa
“una masa”
El término molécula es la forma diminutiva y significa
“una masa pequeña”

3. EL MOL
En principio se define mol, como la cantidad de materia
(átomos, moléculas o iones) que contienen 12g de 12C.
Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo
de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica
(uma), resulta que:
El hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079 uma, el
helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898.
En ocasiones decimos “peso atómico” aunque lo correcto es
“masa atómica”.(Mat)
Masa molecular relativa, Mr, también llamada peso molecular
de una sustancia, es el número de veces que la masa de una
de sus moléculas contiene a la doceava parte de la masa de
un átomo de C-12.
Mr = Σ Mat

4. En la solución de problemas químicos, es bastante común
la conversión de una masa dada de soluto o disolvente a
número de moles; basta recordar que la conversión se
hace mediante la siguiente fórmula:
Número de moles (n) = masa del compuesto
EJEMPLO:
¿Cuàntos moles hay en 28.7 g de Na2SO4?
n= m
Mr del compuesto Mr
Datos
m= 28.7 g
Mat (Na)=23 g/mol
Mat (S)=32 g/mol
Mat (O)=16 g/mol
Cálculos
Cálculo de Mr del Na2SO4.
Na = 2 x 23 = 46
S = 1 x 32 = 32
O = 4 x 16 = 64
= 142 g/mol
n= 28,7 g = 0.202 moles
142 g/mol
Respuesta
En 28,7 g de Sulfato de sodio hay 0.202 moles

5. Número de partículas en EL MOL
Mediante diversos experimentos científicos se ha
determinado que el número de átomos que hay en
12 g de 12C es 6.0221367 ·1023
Este número recibe el
nombre de
número de Avogadro

6. un mol contiene
el número de Avogadro
(NAV= 6.022·1023)
de unidades de materia físicas reales
( átomos, moléculas o iones)
El número de Avogadro es tan grande que es difícil imaginarlo.
Si esparciéramos 6.022·1023 canicas sobre toda la superficie
terrestre,
¡formaríamos una capa de casi 5 Km de espesor!
En definitiva:

7. Una moneda de 12 g contiene 10 g de plata (Ag) y 2 g
de cobre (Cu). Las masas atómicas de los elementos
son 107.9 g/mol y 63.5 g/mol, respectivamente.
¿Cuántos átomos hay de Ag y cuántos de Cu?
Es conveniente escribir esta información en forma algebraica:
Con la masa atómica (Mat)
de los elementos, aplicamos
las fórmulas adecuadas:
AVCu
Cu
Cu
Cu
AVAg
Ag
Ag
Ag
NnN
Mat
m
nmolgMat
NnN
Mat
m
nmolgMat
·/5.63
·/9.107
=→=→=
=→=→=
( )
( ) Cudeátomosátomos
molg
g
N
Mat
m
N
Agdeátomosátomos
molg
g
N
Mat
m
N
Cu
Av
Cu
Cu
Cu
Ag
Av
Ag
Ag
Ag
2223
2223
10897.110022.6
/5.63
2
10581.510022.6
/9.107
10
×=×==
×=×==
gmygm
mmgm
CuAg
CuAgmoneda
210
12
==
+==

8. Disoluciones:
Formas de expresar la
concentración

9. Composición de las
disoluciones
-Disolvente (mayor cantidad)
- Soluto (menor cantidad)
Pueden ser uno o varios
CONCENTRACIÓN:
es la cantidad de soluto disuelta en un disolvente.
Unidades de
concentración
-Molaridad (M).
-molalidad (m).
-Fracción molar (χ).
-Porcentaje en masa (% ).
-Porcentaje en volumen (% vol).
- Gramos por litro (g/l).
Físicas
Químicas

10. Molaridad
Moles de soluto
=Volumen de disolución (l)M
(moles/l)
(Molar)
masa (g) = Moles x Mr (g/mol)
EJEMPLO 1.
EJEMPLO 2.

11. Molalidad m =
Moles de soluto
masa (kg) de disolvente
(moles/kg)
(molal)
masa = Moles x Mr Densidad =
masa
volumen
Fracción molar χ =
Moles de soluto
Moles totales
Tanto por ciento
en masa % =
masa soluto
masa disolución
Gramos por
litro
g/l =
masa soluto (g)
Volumen disolución (l)
·100
Tanto por ciento
en volumen
% vol =
Vol. soluto
Vol. disolución
·100
EJEMPLO
EJEMPLO
EJEMPLO
EJEMPLO

12. Moles de soluto
=
Volumen de disolución
(en litros)
M m =
Moles de soluto
Masa de disolvente (kg)
χ =
Moles de soluto
Moles totales
% masa =
masa de soluto
masa de disolución
g/l =
Masa (g) de soluto
Volumen (l) de disolución
Magnitudes
Químicas
Magnitudes
Físicas
x100
% Vol=
Volumen soluto
Volumen disolución
x100

13. EJEMPLO Molaridad:
Calcula la molaridad de una solución que se preparó
pesando 28.7 g de Na2SO4 y añadiendo suficiente agua
hasta aforar un volumen de 500 ml.
Cálculos
nsoluto = 28,7/142 = 0,202 mol
V(l)= 500 ml/1000 ml=0.5 l
Molaridad = 0.202 moles = 0.404 moles/l
0.5 l
Datos
m=28.7g
Mr=142g/mol
V= 500 ml
Respuesta
La Molaridad de la solución es
de 0.404 M ó Molar ó mol/l

14. EJEMPLO de Molaridad:
¿Cuantos gramos de Kl hay en 360 ml de una solución
0.550 M?.
Cálculos
n = 0.550 moles/l X 0.360 l
n = 0.198 moles
m = 0.198 moles X 166.0 g/mol
m= 32.9 gramos de KI
Datos
V=360 ml
M=0.550 M
Fórmulas
Número de moles = Molaridad x Litros de solución
n = M X V
Masa = Número de moles X masa molar
m = n X Mr
Respuesta
Hay 32.9 gramos de KI en 360 ml de solución al 0.55 M

15. EJEMPLO Molalidad:
Se agregan 5 gramos de Acido clorhídrico a 35 grs. de agua
¿cuál es la concentración molal de la solución o la
Molalidad?
Cálculos
n = 5/37 = 0,135 mol
m(kg)= 35 g/1000 g = 0.035 kg
Molalidad = 0,135 moles = 3.86 moles/kg.
0,035 kg
Datos
msoluto=5 g
Mr(HCl)=37 g/mol
mdisolvente= 35 grs
Respuesta
La molalidad de la solución es
de 3.92 m ó molal ó mol/kg

16. EJEMPLO FRACCIÓN MOLAR
Una solución está formada por 324 g de H2O y 120 g de
CH3COOH. Calcula la fracción molar de cada uno.
Datos
m soluto= 120 g CH3COOH.
m disolvente= 324 g H2O
χ s= ? χ d= ?
Fórmulas
n = m
Mr
χ s = ns ; χ d = nd
n totales n totales
Cálculos
Mr (H2O) = 18 g / mol Mr(CH3COOH)= 60 g/mol
n s= 120 g = 2 moles ; n d = 324 g = 18 moles
60 g/mol 18 g/mol
χ s = 2 = 0.1 ; χ d = 18 = 0.9
2 + 18 2 + 18
Respuesta
La fracción molar del soluto es 0.1 la fracción molar del disolvente 0.9
mol. La fracción molar de la disolución siempre es 1 mol

17. Tenemos 100 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico en agua
de densidad 1,8g/cm3 y 96% de riqueza en masa. Calcula:
a) La masa de soluto y la masa de disolvente que hay en
la disolución
b) Concentración Molar de la disolución.
Para averiguar la concentración en moles por litro, es decir,
la molaridad, tenemos que conocer la cantidad de sustancia
(mol) de soluto que hay. Para ello, dividimos la masa de
soluto entre la masa molecular de éste, calculada
previamente.
Mr= 1·2 + 32·1 + 16·4 = 98 g/mol
n = 172,8 / 98 = 1,76 mol H2SO4
Con los moles y el
VT (en litros) calculamos
la Molaridad
[M] = 1,76 = 17,6 M H2SO4
0,1

18. La tasa de alcohol en sangre permitida para conductores
es de 0,5 g/L. Una persona se toma una lata de cerveza
(de 33 cL) que posee un 4 % vol de alcohol. Admitiendo
que el volumen total de sangre de esa persona es de
unos 6 L, ¿daría positivo si lo paran en un control?
(densidad del alcohol = 0,79 g/mL)
Con los datos de la cerveza podemos obtener la cantidad de alcohol puro
(en cL) que ingerimos al tomarnos la bebida:
Datos:
Vcerveza(Total)= 33 cL ≡330 mL
% vol = 4 %
A partir de la fórmula del % vol, despejamos Vsoluto:
100 100
Vsoluto = % vol · Vtotal = 4 ·330 = 13,2 mL
Conociendo ya el volumen de alcohol puro y sabiendo la densidad de éste
podemos hallar la masa, en gramos, de alcohol:
malcohol = V·d = 13,2·0,79 = 10,428 g alcoholDatos:
Valcohol= 13,2 mL
dalcohol= 0,79 g/mL
Con este dato y la fórmula de la concentración en g/L (aplicándola
a volumen total de sangre) podremos obtener la tasa de alcohol:
C(g/L) = 10,428 = 1, 738 g/L
6
El resultado de la prueba de
alcoholemia sería negativo

19. EJERCICIOS
1. ¿Cuántos moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
(SOL. 0.448 moles Fe)
2. ¿Cuántos átomos de magnesio hay en 5.00 g de magnesio
(Mg)? (SOL. 1,24·1023 Mg)
3. ¿Cuál es la masa de 3.01 x 1023 átomos de sodio
(Na)?(SOL. 11,45 g Na)
4. Calcula la masa molar de los siguientes compuestos:
Hidróxido de potasio (SOL. 56.11 g/mol) ; sulfato de cobre (II)
(SOL. 379.69 g/mol); Tris[trioxosulfato (III)] de aluminio(SOL.
294.14 g/mol)
5. ¿Cuántos moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1 kg
de esta sustancia? (SOL. 25.0 mol)
6. ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?(SOL. 90.1 g)
7. ¿Cuántas moléculas de HCl hay en 25.0 g? ( SOL. 4.13 ·
1023 moléculas)

20. 8. Un tubo de ensayo contiene 25 mL de agua. Calcula:
a) El número de moles de agua.(SOL. 1,39 mol)
b) El número total de átomos de hidrógeno. (SOL.
1,67·1024 átomos de H)
c) La masa en gramos de una molécula de agua.
(SOL. 2,98·10-23 g)
Datos: Densidad del agua = 1 g/mL
9. Un cilindro contiene 0,15 g de etano (C2H6), calcula:
a) El número de moles de etano. (SOL. 0,005 mol)
b) El número de moléculas de etano. (SOL.
3,02·1023 moléculas)
c) El número de átomos de carbono. (SOL.
6,022·1023 átomos de C)
10.Calcula el número de átomos de hidrógeno que hay en
33 g de sulfato de amonio, (NH4)2SO4 (SOL. 1,2·1024
átomos de H)

21. 11.- Se disuelven 2 g de glucosa (C6H12O6) en 150 cm3 de
agua destilada. ¿Cuál es la concentración de la disolución en %
en masa? SOL: 1,31 %
12.- Calcula la concentración en mol/L de una disolución que
contiene 7,2 g/L de glucosa. SOL: 0,04 mol/L
13.- ¿Qué masa de cloruro de sodio contienen 200 mL de una
disolución cuya concentración es 2 mol/L? SOL: 23,4 g
14.- Se disuelven 60 g de ácido sulfúrico hasta que el volumen
de la disolución es de 300 mL. ¿Cuál es la concentración de la
disolución en g/L y en mol/L? SOL: 200 g/L // 2,04 mol/L
15.- Calcula la molaridad de una disolución de cloruro de calcio
al 18 %, si su densidad es de 1,6 g/ml. SOL: 1,9 M
16.- Calcula la molaridad de una solución de bromuro de
potasio, al 14 %, si su densidad es 1,1 kg/l. SOL: 1,3 M
17.- Calcula la densidad de una disolución de amoniaco en
agua que contiene el 20,3 % en peso de soluto y es 11 M. Sol:
0,921 g/cm3

22. 18.- Si se parte de una disolución de ácido clorhídrico comercial
del 36 % de riqueza en peso y 1,18 g/cm3 de densidad, calcular
que volúmenes habrá que tomar para tener 1 mol de soluto y 10 g
de soluto, respectivamente. Sol: 0,085 l // 0,024 l
19.- Disolviendo 350 g de cloruro de cinc (d=2,91 g/cm3) en 650 g
de agua, se obtiene una disolución cuyo volumen total, a 20 ºC,
es 740 ml. Calcúlese: molaridad, fracción molar y % en peso de la
disolución. Sol: 3,47 M // 0,067 y 0,933 // 35%
20.- La etiqueta de una botella que contiene una solución acuosa
de amoniaco, indica:
Riqueza mínima: 23 % Riqueza máxima: 30 %
Dens. mín.: 0,89 g/ml Dens. máx.: 0,90 g/ml
¿Entre qué límites máximo y mínimo oscila la molaridad de esta
disolución?
SOL: entre 12 M y 15,9 M

23. 21. Calcular la molaridad de cada una de las soluciones
siguientes:
• 1.50 g de KBr en 1.60 l de solución
• 2.78 g de Ca(N03)2 en 150 ml de solución
• 2.50 g de Co (NO3)2 en 80 ml de solución
22. Calcula la cantidad (gramos de soluto) que se necesita
para preparar las siguientes soluciones acuosas:
• 500 ml de solución de NaBr al 0.110 M
• 250 ml de solución de CaS al 0.140 M
• 720 mI de solución de Na2SO4 al 0.155 M
23. El amoniaco acuoso concentrado comercial tiene 29 %
de NH3 en peso y tiene una densidad de 0.90 g/ml.
¿Cuál es la molaridad de esta solución?.
24. Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571.6 g
de H2 SO4 por litro de solución tiene una densidad de
1.329 g/ml. Calcular:
a) el porcentaje en peso y
b) la molaridad del ácido sulfúrico en solución.

24. 25. Cuántos gramos de CuSO4 (Mr = 160) se requieren para
preparar 150 mL de disolución de CuSO4 0,24 Molar?
26. ¿Qué molalidad obtenemos al mezclar?:
a.- 2,50 litros de agua en 120 g de NaOH.
b.- 50 mL de alcohol (d= 0,78 g/ml) 100 g de Nitrato de
plata
c.- 400 mL de líquido (d = 1,2 kg/l) en 80 g de hidróxido
de zinc.
27. 25 g de éter etílico (C2H5OC2H5) se han mezclado con 1 gr.
de ácido esteárico C17 H35COOH. ¿Cuál es la fracción molar
de cada componente y de la solución?
28. En 900 g de agua han disuelto 2 moles de soluto. ¿Cuál es
la fracción molar de cada componente y de la solución?
29. Una solución de agua (H2O) disuelta en alcohol (C2H5OH)
esta al 20 % en masa. ¿Cuál es la fracción molar de cada
componente y de la solución?