En muchos problemas químicos se hace necesario considerar las cantidades de sustancias en función del número de átomos, iones o moléculas presentes. Por ejemplo, si comparamos las cantidades de calor que son liberadas en las distintas reacciones químicas, nuestras comparaciones poseerán más sentida si medimos los calores de reacciones en las que intervienen el mismo número de átomos, moléculas o iones.

            El átomo es una partícula increíblemente diminuta. Su masa es demasiado pequeña para medirla en una balanza común, por ejemplo, la masa en gramos de un átomo de carbono “promedio” (masa atómica 12.00 uma) es 2.00 x 10^-23g , lo cual es demasiado pequeño aún para la mejor balanza de laboratorio.

Entonces cómo podemos medir con cierta confianza estos átomos tan diminutos? Al aumentar el número de átomos en una muestra hasta tener una cantidad suficientemente grande para medir su peso en una balanza de laboratorio. El problema es contar los átomos de nuestra muestra.

Considera por un momento la mercancía de un supermercado. Es frecuente clasificar las manzanas y las naranjas por tamaño y después venderlas por peso, no por pieza. El vendedor hace sus cálculos por peso. Para ello necesita conocer la masa de una manzana “promedio” (235 g) y la masa “promedio” de una naranja (186 g). Ahora supón que tiene un pedido de una escuela de la localidad por 275 manzanas y 350 naranjas. Le tomaría mucho tiempo contar y empacar esa orden. El vendedor puede contar con rapidez si lo hace por peso; esto es,

                     275 manzanas  235 g__   = 6.46 x 10⁴ g = 64.6 Kg

                                              manzana

                     350 naranjas   186   g  = 6.51 x 10⁴ g = 65.1 Kg

                                            naranja

Ahora puede pesar 64.6 Kg de manzanas y 65.1 Kg de naranjas y empacarlas sin tener que contar una por una.

            Los químicos también cuentan los átomos por su peso. Conocemos las masas promedio de los átomos, así que podemos contar los átomos, definiendo una unidad que represente un mayor numero de átomos. Los químicos han escogido la mol como una unidad para contar los átomos; justamente como una docena = 12 objetos, una mol es igual a 6.022 x 10²³ objetos.

 Un mol se define como la cantidad de una sustancia que contiene el mismo número de partículas elementales (átomos, moléculas, iones o unidades de iones) que contienen 12 g de carbono-12.

El número representado por 1 mol (6.022 x 10²³) se llama número de Avogadro, en honor del físico Italiano Amadeo Avogadro (1776-1856).

            La masa atómica (expresada en gramos) de 1 mol de cualquier elemento contiene el mismo número de partículas (número de Avogadro) que hay exactamente en 12 g de ¹²C.

A partir de la definición de mol, podemos decir que la masa atómica en gramos de cualquier elemento contiene 1 mol de átomos, moléculas, iones o electrones representa el número de Avogadro de estas partículas.

La masa atómica de un elemento, en gramos, contiene el número de Avogadro de átomos y se define como la masa molar (o masa molecular) del elemento. Para determinar la masa molar de un elemento se convierten las unidades de masa atómica que aparecen en la Tabla periódica a gramos. Por ejemplo el azufre, tiene una masa atómica de 32.07 uma, así que un mol de azufre tiene una masa atómica de 32.07 g y contiene 6.022 x 10²³ átomos de azufre.

    Por definición un mol de ¹²C es 12 g de esta sustancia. ¿Qué peso de átomos de magnesio contendrá el mismo número de átomos que los 12 g de carbono-12?. Como el peso medio de los átomos de magnesio es de 24.31 u.m.a. como cada átomo de magnesio pesa un poco más del doble que un átomo de carbono se deduce que cada mol de magnesio pesará un poco más que el doble del peso de un mol de ¹²C, es decir, 24.31 g exactamente. Esta cantidad, 24.31 g de magnesio contiene el mismo número de átomos que 12 g de ¹²C y se denomina un mol de magnesio.

    El concepto de mol no se limita a los átomos. Podemos aplicarlo a sustancias cuyas partículas elementales sean moléculas, iones o unidades de iones. Por ejemplo, un mol de moléculas de oxígeno (O²) pesa 31.998, un mol de moléculas de ozono (O³) pesa 47.997 g. Cada uno tiene el mismo número de moléculas que el de átomos existentes en un mol de carbono-12.

Para hallar el peso de un mol de Fluoruro de aluminio F₃Al, la unidad más sencilla de este compuesto consiste en un ión de aluminio (Al³⁺) y tres iones de flúor (F^-,F^-,F^-), el peso de esta unidad es 26.98 + 3 (18.998), es decir 83.974 u.m.a. El peso de AlF3 que contenga el mismo número de unidades de AlF₃ que el de átomos existentes en 12 g de ¹²C es de 83.974 g. Esta cantidad es un mol de AlF₃.

    Mediante modernos métodos experimentales para contar átomos, iones y moléculas se ha podido determinar que en un mol de una sustancia existen 6.028 x 10²³partículas o unidades de fórmula, Este elevado número se denomina número de Avogadro en memoria de Dalton que propuso que las moléculas más sencillas de los compuestos podían muy bien ser triatómicas, tetraatómicas o aún más complejas.

    Como una ecuación indica la proporción en que se encuentran las moléculas que intervienen en una reacción química. Una ecuación puede interpretarse también en términos de moles de sustancias reaccionantes y productos. En el caso de la reacción del hidrógeno y el oxígeno para formar agua, la ecuación puede leerse: 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para formar 2 moles de agua. Y como los pesos de un mol de hidrógeno y un mol de oxígeno pueden calcularse fácilmente a partir de los pesos atómicos, la relación ponderal entre sustancias reaccionantes y productos puede obtenerse fácilmente:

 2H₂        +     O₂       ___     H₂O

 2 moles        1 mol             2 moles

 4.02 g       32.00 g           36.02 g

    Cuando se interprete una ecuación expresada en moles, la ecuación puede también expresarse en función de fracciones de mol. Por ejemplo, la ecuación anterior puede escribirse:

 H₂     +     ½0₂                    H₂O

1 mol           ½ mol                1 mol

2.01 g          16.00 g            18.01 g