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Moles a partir de masa y peso molecular

Calculá moles a partir de masa y peso molecular con n = m/M. Incluye cantidad de moléculas, ejemplos y casos reales de laboratorio.

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Cuando pesás una muestra en el laboratorio, la balanza te da gramos. Pero la química habla en moles: la unidad que conecta lo que podés pesar con lo que realmente ocurre a escala molecular. Esa brecha entre gramos y moles es, en la práctica, el primer obstáculo que frena a estudiantes de secundaria, universitarios de exactas y técnicos de laboratorio por igual.

La fórmula es simple: n = m ÷ M, donde n es la cantidad de moles, m es la masa en gramos y M es el peso molecular (masa molar) en g/mol. Pero el error más común no está en la fórmula sino antes: usar el peso molecular equivocado, confundir la masa de la muestra con la del reactivo puro, o mezclar unidades. Esta calculadora hace la conversión al instante y, además, muestra cuántas moléculas individuales contiene tu muestra multiplicando los moles por la constante de Avogadro (6,02214076 × 10²³ mol⁻¹), valor exacto según la redefinición del SI adoptada en mayo de 2019.

El resultado tiene aplicación directa en cualquier contexto donde necesitás precisión: preparar soluciones de concentración exacta en un laboratorio universitario o industrial, calcular rendimientos de reacción, dosificar activos farmacéuticos, o estimar la disponibilidad de nutrientes en fertilizantes agrícolas. En Argentina, el Código Alimentario Argentino (CAA), la farmacopea y las normas IRAM de análisis químico exigen expresar concentraciones en términos molares para validar formulaciones.

Ingresá la masa de tu muestra y el peso molecular del compuesto —que encontrás en la tabla periódica sumando las masas atómicas de cada elemento— y obtenés moles y cantidad de moléculas en el acto. Sin cuentas a mano, sin errores de redondeo intermedios.

Cuándo usar esta calculadora

  • Preparar una solución de NaCl 1 M para práctica de laboratorio: el estudiante pesa 58,44 g de cloruro de sodio (M = 58,44 g/mol), ingresa esos datos y confirma que tiene exactamente 1 mol; luego disuelve en agua destilada hasta completar 1 litro.
  • Control de calidad en industria alimentaria: un técnico debe verificar que una muestra de 21,0 g de ácido cítrico (M = 192,12 g/mol) aporte los moles de conservante dentro del límite del Código Alimentario Argentino; la calculadora devuelve n = 0,1093 mol al instante.
  • Cálculo de rendimiento en síntesis orgánica: el estudiante obtiene 4,5 g de aspirina (ácido acetilsalicílico, M = 180,16 g/mol) en una práctica; ingresa esa masa y sabe que produjo 0,025 mol, que compara con los 0,028 mol teóricos para calcular un rendimiento del 89,3 %.
  • Dosificación de urea como fertilizante nitrogenado: un agrónomo necesita saber cuántos moles de nitrógeno aportan 50 kg de urea (M = 60,06 g/mol); convierte 50 000 g y obtiene 832,5 mol de urea, equivalentes a 1.665 mol de N disponibles para el cultivo.
  • Preparación de solución inyectable en farmacia hospitalaria: el farmacéutico prepara 500 mL de glucosa al 5 % (25 g de glucosa, M = 180,16 g/mol); la calculadora confirma n = 0,1388 mol, base para verificar la osmolaridad de la solución.
  • Laboratorio escolar con agua oxigenada: un docente pesa 3,4 g de H₂O₂ (M = 34,01 g/mol) para una demostración de descomposición catalítica; obtiene n = 0,10 mol y puede predecir que se liberarán 0,05 mol de O₂ según la estequiometría.
  • Industria petroquímica — cálculo de gas en proceso: un técnico mide 64 g de metano (CH₄, M = 16,04 g/mol); la calculadora devuelve n = 3,99 mol, que luego usa en PV = nRT para estimar el volumen a 25 °C y 1 atm (≈ 97,6 L).
  • Análisis bioquímico de glucosa en muestra clínica: un bioquímico determina gravimétricamente 0,90 g de glucosa (M = 180,16 g/mol) en un extracto; la calculadora entrega n = 0,004996 mol, base para expresar la concentración en mmol/L según exige el sistema SI en informes de laboratorio clínico.

Masa molar y moles de sustancias comunes (muestra de 100 g)

Aplicando n = 100 g ÷ M para cada sustancia

SustanciaFórmulaM (g/mol)Moles en 100 gMoléculas en 100 g
AguaH₂O18.0155,551 mol3,343 × 10²⁴
MetanoCH₄16.046,234 mol3,754 × 10²⁴
Dióxido de carbonoCO₂44.012,272 mol1,368 × 10²⁴
EtanolC₂H₅OH46.072,171 mol1,307 × 10²⁴
Sal de mesa (NaCl)NaCl58.441,711 mol1,030 × 10²⁴
UreaCH₄N₂O60.061,665 mol1,003 × 10²⁴
AmoníacoNH₃17.035,872 mol3,536 × 10²⁴
Ácido acéticoCH₃COOH60.051,665 mol1,003 × 10²⁴
GlucosaC₆H₁₂O₆180.160,5551 mol3,343 × 10²³
SacarosaC₁₂H₂₂O₁₁342.30,2921 mol1,759 × 10²³

n = 100 g ÷ M (g/mol); N = n × 6,02214076×10²³ mol⁻¹ (constante de Avogadro, exacta según redefinición SI 2019). Masas molares: IUPAC 2021 (mismos valores citados en el JSON de esta calc).

Cómo funciona

Cómo se calcula

La cantidad de materia en moles se obtiene dividiendo la masa de la muestra por el peso molecular (masa molar) de la sustancia:

n = m / M

Donde:
  n  = cantidad de sustancia (mol)
  m  = masa de la muestra (g)
  M  = peso molecular o masa molar (g/mol)

Número de moléculas:
  N = n × Nₐ
  Nₐ = 6,02214076 × 10²³ mol⁻¹  (Número de Avogadro, exacto desde 2019 según SI)

Ejemplo completo — agua:
  m = 36 g,  M = 18,015 g/mol
  n = 36 / 18,015 = 1,999 mol ≈ 2 mol
  N = 2 × 6,02214076×10²³ = 1,2044×10²⁴ moléculas

El peso molecular se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula, expresadas en u (unidades de masa atómica), que numéricamente coinciden con g/mol.

---

Tabla de referencia

Masas molares de sustancias de uso frecuente (fuente: IUPAC / Wikipedia ES):

SustanciaFórmulaM (g/mol)1 mol en gramos
AguaH₂O18,01518,015 g
Sal de mesaNaCl58,4458,44 g
GlucosaC₆H₁₂O₆180,16180,16 g
Dióxido de carbonoCO₂44,0144,01 g
AmoníacoNH₃17,0317,03 g
EtanolC₂H₅OH46,0746,07 g
UreaCH₄N₂O60,0660,06 g
Ácido sulfúricoH₂SO₄98,0898,08 g
Hierro (Fe)Fe55,84555,845 g
Oxígeno (gas)O₂32,0032,00 g
Carbonato de calcioCaCO₃100,09100,09 g
Hidrógeno (gas)H₂2,0162,016 g

---

Casos típicos

Caso 1 — Preparación de solución salina


Se necesitan 2 mol de NaCl para un experimento. ¿Cuántos gramos se pesan?
  • M(NaCl) = 58,44 g/mol

  • m = n × M = 2 × 58,44 = 116,88 g

  • Verificación inversa: n = 116,88 / 58,44 = 2,000 mol ✔

    • Caso 2 — Análisis de glucosa en sangre


    Una muestra de suero contiene 0,540 g de glucosa (M = 180,16 g/mol).
  • n = 0,540 / 180,16 = 0,002998 mol ≈ 3,00 × 10⁻³ mol

  • N = 3,00 × 10⁻³ × 6,022 × 10²³ = 1,807 × 10²¹ moléculas

    • Caso 3 — Gas CO₂ en reacción de combustión


    Se producen 22 g de CO₂ (M = 44,01 g/mol) al quemar carbono.
  • n = 22 / 44,01 = 0,4999 mol ≈ 0,500 mol

  • Esto equivale a 0,500 × 6,022 × 10²³ = 3,011 × 10²³ moléculas de CO₂

    • ---

    Errores comunes

    1. Confundir masa atómica con masa molecular: La masa atómica del oxígeno es 16 u, pero el oxígeno molecular (O₂) tiene M = 32 g/mol. Siempre usá la fórmula molecular completa de la especie presente.

    2. Usar gramos cuando la consigna da miligramos o kilogramos: La fórmula exige que m esté en gramos. Si tenés 500 mg, convertí primero: 500 mg = 0,500 g. Si tenés 2 kg = 2000 g.

    3. Redondear el peso molecular prematuramente: Usar M(H₂O) = 18 en vez de 18,015 g/mol introduce un error del 0,08 %, que en síntesis a escala industrial puede significar kilogramos de diferencia.

    4. Confundir moles con moléculas: 1 mol NO es 1 molécula; es 6,022 × 10²³ moléculas. Es el error conceptual más frecuente en estudiantes secundarios y de primer año universitario.

    5. Aplicar la fórmula a mezclas sin distinguir componentes: Si la muestra es una mezcla (p. ej., aire), cada componente tiene su propio M. No existe un único "peso molecular de la mezcla" salvo que se calcule el promedio ponderado por fracción molar.

    ---

    Ejemplo de cálculo

    18g de agua (MW=18)
    n = 18/18 = 1 mol
    6.022×10²³ moléculas
    1 mol = 6.022×10²³ moléculas

    Preguntas frecuentes

    ¿Qué es exactamente un mol y por qué la constante de Avogadro tiene ese valor tan específico?
    Un mol es la cantidad de sustancia que contiene exactamente 6,02214076 × 10²³ entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.). Ese número es la constante de Avogadro (Nₐ) y fue fijado como valor exacto por la revisión del Sistema Internacional de Unidades (SI) aprobada por la CGPM en noviembre de 2018, vigente desde el 20 de mayo de 2019. Se eligió ese valor específico porque hace que la masa molar del carbono-12 sea prácticamente 12 g/mol, manteniendo coherencia con décadas de tablas periódicas y datos experimentales. Antes de 2019, Nₐ era un valor medido experimentalmente; ahora es una constante definida, al igual que la velocidad de la luz. En Argentina, el INTI adoptó el nuevo SI como referencia oficial de metrología química.
    ¿Cuál es la diferencia entre peso molecular y masa molar? ¿Puedo usarlos indistintamente?
    Técnicamente son distintos. El peso molecular es una magnitud adimensional: es la relación entre la masa de una molécula y 1/12 de la masa del átomo de ¹²C, expresada en unidades de masa atómica (u o Da). La masa molar es la masa de un mol de esa sustancia, expresada en g/mol. Numéricamente coinciden: el agua tiene peso molecular 18,015 u y masa molar 18,015 g/mol. En la práctica química y en esta calculadora podés usarlos como sinónimos sin error apreciable. La distinción importa en física de partículas y en metrología de alta precisión, pero no en trabajo de laboratorio estándar ni en educación secundaria o universitaria general.
    ¿Cómo calculo el peso molecular de un compuesto si no lo tengo a mano?
    Sumás las masas atómicas estándar de cada elemento, multiplicadas por la cantidad de veces que aparece en la fórmula molecular. Ejemplo con ácido sulfúrico (H₂SO₄): 2 × 1,008 (H) + 1 × 32,06 (S) + 4 × 16,00 (O) = 2,016 + 32,06 + 64,00 = 98,08 g/mol. Las masas atómicas estándar las publica la IUPAC en su tabla periódica oficial, que actualiza periódicamente (la edición 2021 es la más reciente). Para compuestos complejos como proteínas o polímeros, el peso molecular promedio se determina por técnicas como espectrometría de masas o cromatografía de exclusión molecular, y puede variar según el lote.
    ¿Qué errores comunes se cometen al usar n = m/M y cómo evitarlos?
    Los errores más frecuentes son: 1) Unidades inconsistentes: si la masa está en kilogramos o miligramos, primero convertí a gramos. 2) Peso molecular del elemento vs. del compuesto: si trabajás con O₂, M = 32,00 g/mol (no 16,00, que es el del átomo de oxígeno). 3) Ignorar la pureza: si el reactivo no es 100 % puro, la masa efectiva es menor (ver pregunta sobre pureza). 4) Confundir masa molar con densidad: frecuente con líquidos. Si tenés volumen, primero multiplicás por la densidad para obtener gramos. 5) Redondeo prematuro: si redondeás M antes de dividir, el error se amplifica en muestras pequeñas. Usá al menos cuatro cifras significativas en M.
    ¿Qué pasa si la muestra no es pura? ¿Cómo adapto el cálculo?
    La fórmula n = m/M aplica solo a la porción pura del compuesto. Si conocés el porcentaje de pureza, primero calculás la masa efectiva: m_puro = m_total × (% pureza / 100). Ejemplo: tenés 100 g de carbonato de calcio (CaCO₃, M = 100,09 g/mol) con 92 % de pureza. Masa pura = 100 × 0,92 = 92 g; moles = 92 / 100,09 = 0,919 mol. Si en cambio usaras los 100 g sin corregir, obtendrías 0,999 mol, un error del 8,7 %. En análisis industriales y en el control de calidad según normas IRAM, siempre se especifica la pureza del estándar de referencia utilizado.
    ¿Cómo uso los moles calculados para preparar una solución de concentración exacta?
    Una vez que tenés los moles (n), la concentración molar o molaridad se calcula como C (mol/L) = n / V(L). Ejemplo completo: querés 250 mL de solución de sacarosa 0,5 M (M = 342,30 g/mol). Moles necesarios = 0,5 × 0,250 = 0,125 mol. Masa a pesar = 0,125 × 342,30 = 42,79 g. Pesás esa cantidad, la disolvés en agua destilada y aforás a 250 mL en un matraz volumétrico. Este procedimiento es el estándar en laboratorios universitarios y en la preparación de soluciones patrón para análisis clínicos, donde la concentración exacta es crítica para la exactitud del resultado.
    ¿Puedo aplicar esta fórmula a gases? ¿Qué consideraciones extra hay?
    Sí, y es muy frecuente. Para gases, n = m/M funciona igual, y luego podés combinar con la ecuación de estado del gas ideal: PV = nRT, donde R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹. A condiciones normales (0 °C, 101,325 kPa), 1 mol de gas ideal ocupa 22,414 L. A condiciones estándar de laboratorio (25 °C, 100 kPa), ese volumen molar es 24,790 L. Ejemplo: 16 g de metano (CH₄, M = 16,04 g/mol) → n ≈ 0,998 mol → a 25 °C y 1 atm ocupa ≈ 24,47 L. Para gases reales a alta presión o baja temperatura, el comportamiento se desvía del ideal y convendría usar la ecuación de Van der Waals o datos de tablas termodinámicas.
    ¿Qué diferencia hay entre 'mol de átomos' y 'mol de moléculas'? ¿Cambia el cálculo?
    La distinción es fundamental. Un mol de moléculas de O₂ contiene Nₐ moléculas de O₂, pero 2 × Nₐ átomos de oxígeno (porque cada molécula tiene 2 átomos). Si usás M = 32,00 g/mol (O₂) en n = m/M, obtenés moles de moléculas diatómicas. Si en cambio querés moles de átomos de oxígeno, usás M = 16,00 g/mol. Este error es muy común en ejercicios de electroquímica (donde se cuentan electrones o iones) y en cálculos de equilibrio ácido-base. Siempre clarificá en la fórmula si trabajás con la especie molecular completa o con un átomo constituyente.
    ¿En qué situaciones concretas de la industria y la ciencia argentina se usa esta conversión?
    En Argentina, el cálculo de moles es cotidiano en varios sectores: Agro: las empresas formuladoras de fertilizantes calculan moles de nitrógeno en urea (M = 60,06 g/mol) o sulfato de amonio (M = 132,14 g/mol) para recomendar dosis por hectárea según tipo de cultivo. Alimentos: los laboratorios de control verifican que los aditivos (ácido sórbico, benzoato de sodio) cumplan los límites molares del Código Alimentario Argentino (CAA), administrado por ANMAT y SENASA. Farmacia: la elaboración de soluciones parenterales en hospitales públicos argentinos sigue la Farmacopea Argentina (7.ª edición) que exige expresar concentraciones en mmol/L. Industria química y petroquímica: plantas como las del polo petroquímico de Bahía Blanca usan balances molares para optimizar rendimientos de procesos como el cracking de etileno.
    ¿Cómo se relacionan los moles con el número de Avogadro en términos prácticos? ¿Para qué sirve conocer la cantidad de moléculas?
    Multiplicar los moles por Nₐ (6,02214076 × 10²³) convierte la escala laboratorio en escala molecular. Aunque nadie puede contar 10²³ moléculas individualmente, ese número es clave para: 1) Comprender reactividad: la estequiometría dice que 1 mol de H₂ reacciona con 1 mol de Cl₂, es decir, molécula a molécula. 2) Calcular propiedades colectivas: presión osmótica, punto de ebullición, conductividad eléctrica de soluciones dependen del número de partículas disueltas, no de su masa. 3) Diseño de materiales: en nanotecnología y síntesis de materiales, los investigadores del CONICET y universidades nacionales trabajan con cantidades del orden de micromoles (10⁻⁶ mol), lo que implica ~10¹⁷ moléculas, un número manejable experimentalmente pero inmenso en términos absolutos.
    ¿Qué unidades acepta la calculadora y cómo manejo muestras en miligramos o kilogramos?
    La calculadora trabaja con masa en gramos (g) y peso molecular en g/mol. Si tu muestra está en otras unidades, convertí antes de ingresar: miligramos → gramos: dividí por 1.000 (ej.: 250 mg = 0,250 g). kilogramos → gramos: multiplicá por 1.000 (ej.: 2,5 kg = 2.500 g). microgramos → gramos: dividí por 1.000.000 (ej.: 500 µg = 0,0005 g). En análisis de trazas (muestras muy pequeñas, habitual en laboratorios de toxicología forense o control ambiental), trabajar con microgramos es rutinario. En esos casos, los moles resultantes serán del orden de nanomoles o picomoles, igualmente válidos con la misma fórmula.
    ¿Cómo se usa esta calculadora en educación secundaria argentina y qué conexión tiene con el programa de química?
    En el sistema educativo argentino, la conversión mol-masa aparece en el programa de Química de 4.º y 5.º año del secundario (o equivalente según jurisdicción) dentro de la unidad de estequiometría. Los contenidos mínimos del Consejo Federal de Educación incluyen la noción de mol, la constante de Avogadro y los cálculos de masa-moles-número de partículas. Los errores más frecuentes en evaluaciones son: confundir la masa atómica con la masa molar de compuestos, y no considerar el número de átomos de cada elemento al calcular M. Esta calculadora permite al estudiante verificar sus cuentas paso a paso y detectar dónde se equivocó, sin reemplazar la comprensión conceptual pero sí agilizando la práctica.

    Historial de actualizaciones

    Registro de cambios de datos, fórmula y contenido de esta calculadora.

    • Se agregaron ejemplos reales y una tabla con 10 sustancias comunes.

    Metodología y confianza

    Editorial

    Calculadora de ciencia con fórmula verificada automáticamente contra Wikipedia ES — Mol (unidad), según nuestra política editorial y metodología.

    Actualización

    Actualizado: julio de 2026. Los parámetros se verifican periódicamente con las fuentes citadas.

    Privacidad

    Los cálculos corren 100% en tu navegador. No guardamos ni transmitimos tus datos.

    Limitaciones

    Resultados orientativos. Para decisiones críticas, consultá con un profesional.

    📌 Cómo citar esta calculadora
    Formato APA

    Rodríguez, M. (2026). Moles a partir de masa y peso molecular. Hacé Cuentas. https://hacecuentas.com/calculadora-moles-masa-formula-molecular

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