Hay una manera más formal de definir la masa molecular. Si tenemos un compuesto químico cuyas moléculas están formadas por α átomos del elemento A, β átomos del elemento B... etc, de modo que su fórmula molecular viene dada por A_αB_βC_γD_δ... entonces definimos la masa molecular M de este compuesto mediante la expresión:

M = α · M_A + β · M_B + ...

dónde M_X es la masa atómica del elemento X.

Hay que recalcar que los subíndices α, β, γ, δ... deben pertenecer a la fórmula molecular del compuesto, no a su fórmula empírica. Esto es lógico. Las moléculas pueden contener un número de átomos que permita simplificar la fórmula molecular, dando lugar a una fórmula empírica más simple, pero eso no es aplicable al cálculo de la masa de ésta. Un ejemplo muy sencillo es el del peróxido de hidrógeno, H₂O₂. La masa molecular se debe calcular en base a que las moléculas de peróxido de hidrógeno contienen dos átomos de oxígeno y dos de hidrógeno, a pesar de que su fórmula empírica seria HO. La fórmula empírica representa la proporción matemática entre cantidades de átomos de cada elemento presente en la molécula, pero no indica su cantidad real. Para ello debemos usar la fórmula molecular.

Por supuesto, se puede establecer una relación entre la masa molecular y la masa de la fórmula empírica (M_FE). Si la fórmula empírica se encuentra repetida n veces dentro de la fórmula molecular, la masa molecular será n veces la masa de la fórmula empírica.

Es decir, si la fórmula empírica es A_αB_βC_γD_δ... y la fórmula molecular viene dada por A_α·nB_β·nC_γ·nD_δ·n... para algún número natural n, entonces:

M = n · MFE

Volviendo al ejemplo del peróxido de hidrógeno, H₂O₂... La fórmula empírica es HO, de modo que la fórmula molecular se obtiene multiplicando los subíndices de la fórmula empírica por 2. Entonces tenemos que:

M(H₂O₂) = 2 · M(HO) = 2 · (1 + 16) = 34 uma

Un apunte, Germán...

A menudo he visto que los estudiantes suelen tener muchos problemas a la hora de entender el concepto de mol. La definición que das en este artículo es correcta, evidentemente, pero los que se acercan por primera vez a una clase de química se suelen perder un poco con el concepto de mol.

Existe bastante controversia sobre cual sería la mejor definición posible para el mol. Incluso la Wikipedia tiene un artículo algo confuso sobre este tema (http://es.wikipedia.org/wiki/Mol).

Mi opinión es que nos complicamos mucho la vida. Todo el mundo sabe lo que es una docena, ¿no? Una docena son doce cosas, ni más ni menos. Pues bien, un mol son N_A cosas. Punto. Si partimos de esa definición, se aclaran montones de dudas en los alumnos de ESO o de bachillerato. Quiero creer que los estudiantes universitarios ya lo tienen algo más claro...

A mis alumnos siempre se lo explico así: un mol de cosas es el número de Avogadro de cosas. Ya sé que no queda muy fino, pero funciona muy bien. Entonces, cuando en un segundo año de química he de explicar lo que sería el concepto de átomo-gramo, teniendo asumido ya el de mol, resulta más fácil explicar que mol se refiere sólo a unidades elementales de sustancia, es decir, de moléculas. El concepto de átomo-gramo sería su equivalente pero para contar átomos individuales.

Resumiendo, a mí me funcionan muy bien estas dos definiciones:

1 mol de moléculas = N_A moléculas.

1 át-g de átomos = N_A átomos.

Por supuesto, luego hemos de definir bien la unidad de masa atómica y mencionar que se usa el átomo de carbono 12 como patrón de masa atómica (concretamente, 1 uma = 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12), para que cuadre todo. Pero creo que si hacemos la analogía de las docenas (o cualquier otra unidad pensada para contar cosas) se entiende más deprisa lo que es un mol y se evitan muchos problemas.

Excelente pagina gracias.