mol y masas relativas

didáctica de la química

Educ. quím., 21(4), 287-290, 2010. © Universidad Nacional Autónoma de México, ISSN 0187-893-X
Publicado en línea el 28 de agosto de 2010, ISSNE 1870-8404

Masas relativas y el mol.
Una demostración simple de un concepto difícil
Armando Marín-Becerra y Rafael Moreno-Esparza*

Abstract (Relative masses and mole, a simple demonstration of a difficult concept)Amount of substance, molecular and molar mass and their relation with Avogadro’s number are
concepts that students often find difficult to understand. Using a two–plate balance and a simple
analogy, it is easy to demonstrate that one gram of hydrogen contains the same number of atoms
as those contained in twelve grams of carbon, without needing to know the actual quantity of
the atoms involved.Keywords: first–year undergraduate; general chemistry; demonstrations; analogies; constructivism

Introducción
Un mol —como unidad de la cantidad de sustancia— la masa
molar y la masa atómica, así como la relación que guardan
con el número de Avogadro son, en general, conceptos que a
los estudiantes les resultan difíciles de asimilar. Diversos auto­
res han documentado la dificultad yconfusión que existe en­
tre ellos, así como las diferentes estrategias usadas para su
enseñanza (Case, 1999; Furió et al., 1999; 2000; 2002; 2006;
Garritz et al., 2002; Padilla et al., 2008).
La forma en que los profesores abordamos estos temas sin
duda no ayuda a esclarecer la gran diferencia que existe entre
estos diferentes conceptos.
El vínculo, al parecer inseparable, entre el concepto demol
y el número de Avogadro se refleja en muchas de las publica­
ciones que han abordado el tema, pues en general el concepto
de mol se ilustra a través del cálculo o determinación del nú­
mero de Avogadro (Bindel, 1992; 2002; Goh, Subramaniam y
Chia, 1994; Solomon y Chinhyu, 1993; Kruglak, 1988; Boyko
y Blliveau, 1986; Feinstein y Sisson, 1982; Seiglie, 2003;
Singh, Pike, Szafran, Davis, yLeone, 1995; Széll, Dannis, Jo­
uas y Wong, 1980) o presentando analogías que ilustran lo
enorme de este número, empleando para ello objetos macros­
cópicos tales como chocolates, monedas, granos de arena, etc.
(Uthe, 2002; Diemente, 1998; Johns, 1993; Hoyt, 1992; van
Lubeck, 1989; Poskozim, Wazorick, Tiempetpaisal y Posko­
zim, 1986; Todd, 1985; Fulkrod, 1981).
Pensamos que estascomparaciones sólo consiguen ilustrar
que los átomos son entidades extraordinariamente pequeñas,
un concepto que probablemente ya la mayoría de los estu­
diantes entiende. Sin embargo, en general se hace poco énfasis

* Departamento de Química Inorgánica, Facultad de Química.
Universidad Nacional Autónoma de México. Ciudad Universitaria, 04360, México, DF
Correos electrónicos: amarin@unam.mx;moresp@unam.mx
Fecha de recepción: 22 de septiembre 2009.
Fecha de aceptación: 4 de enero 2010.

octubre de 2010 

•  educación química

en el concepto central que subyace: la cantidad de sustancia1
y su unidad, el mol.
El objetivo del presente trabajo es presentar una analogía
que permite ilustrar el concepto de mol sin la necesidad de
conocer la magnitud del número de Avogadro.
Esnuestro parecer que demostrar que 12 g de carbono ne­
cesariamente contienen el mismo número de átomos que los
que hay en 1 g de hidrógeno, es un hecho mucho más impor­
tante que saber cuántos átomos son ésos.
Hoy en día las siguientes dos oraciones parecen equiva­
lentes:
——1 g de hidrógeno contiene un mol de átomos de hidrógeno.
——1 g de hidrogeno contiene 6.02 × 1023 átomos de hidrógeno.
Sinembargo, históricamente la química avanzó emplean­
do las consecuencias de la primera oración, sin necesidad de
conocer la segunda.
Una vez que fueron establecidas con cierta precisión un
conjunto de masas atómicas relativas, la composición másica
porcentual de las sustancias puede ser traducida a las fórmu­
las químicas correspondientes y fue con la ayuda de éstas que
D. Mendeleev...