El Mol, Masa Molar y Cálculos Estequiométricos
Cálculos estequiométricos: de reactivos a productos
Al terminar vas a poder resolver un cálculo estequiométrico completo con un método de cuatro pasos que sirve para cualquier problema, sepas en qué unidades venga el dato y en cuáles te pidan la respuesta.
Qué es la estequiometría
La estequiometría usa los coeficientes de una ecuación balanceada para calcular cuánto reactivo hace falta o cuánto producto sale.
Es la parte de la química que contesta preguntas de uso real: ¿cuánto oxígeno consume este motor?, ¿cuánta cal hace falta para neutralizar este vertido?, ¿cuánto fertilizante rinde esta tonelada de amoníaco?
La idea que sostiene todo el método
Ya se vio en el cálculo mol a mol y conviene repetirla, porque es la que decide la forma del método:
Los coeficientes son la proporción en MOLES, no en gramos.
De ahí sale que ningún problema se resuelva en línea recta desde los gramos. Siempre hay que bajar a moles, cruzar con los coeficientes, y volver a subir a la unidad que pidan.
El método, en cuatro pasos
1. BALANCEAR la ecuación.
2. CONVERTIR el dato a moles.
3. CRUZAR con los coeficientes: moles de lo que tengo → moles de lo que busco.
4. CONVERTIR los moles obtenidos a la unidad que piden.
Los pasos 2 y 4 cambian según las unidades; el 1 y el 3 son siempre iguales. Por eso conviene pensar el problema como un viaje con una parada obligatoria en el medio:
dato → MOLES de A → [coeficientes] → MOLES de B → respuesta
Las herramientas de cada tramo:
| Para pasar de | a | se usa |
|---|---|---|
| gramos | moles | ÷ masa molar |
| moles | gramos | × masa molar |
| litros de gas en CN | moles | ÷ 22,4 |
| moles | litros de gas en CN | × 22,4 |
| partículas | moles | ÷ 6,022 × 10²³ |
| moles | partículas | × 6,022 × 10²³ |
| moles de A | moles de B | coeficiente de B ÷ coeficiente de A |
Ejemplo resuelto 1 · de gramos a gramos
¿Cuántos gramos de agua se obtienen al quemar 16 g de metano?
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
- Balanceada: C 1=1, H 4=4, O 4=4. ✔
- Dato a moles: M(CH₄) = 16 g/mol → 16 ÷ 16 = 1 mol de CH₄.
- Cruce: la proporción CH₄ : H₂O es 1 : 2 → 1 × (2 ÷ 1) = 2 moles de H₂O.
- Moles a gramos: M(H₂O) = 18 → 2 × 18 = 36 g de agua.
Comprobación de masa, que conviene hacer siempre: entran 16 g de CH₄ más 2 × 32 = 64 g de O₂, o sea 80 g. Salen 44 g de CO₂ más 36 g de agua: 80 g. La masa se conserva. Si no cuadra, hay un error en algún paso.
Ejemplo resuelto 2 · de gramos a litros
¿Cuántos litros de CO₂ en CN se producen al quemar 32 g de metano?
- 1 mol de CH₄ son 16 g → 32 ÷ 16 = 2 moles.
- Proporción CH₄ : CO₂ = 1 : 1 → 2 moles de CO₂.
- Moles a litros: 2 × 22,4 = 44,8 L.
Ejemplo resuelto 3 · de litros a gramos
En N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, ¿cuántos gramos de amoníaco salen de 67,2 L de H₂ en CN?
- Litros a moles: 67,2 ÷ 22,4 = 3 moles de H₂.
- Proporción H₂ : NH₃ = 3 : 2 → 3 × (2 ÷ 3) = 2 moles de NH₃.
- Moles a gramos: M(NH₃) = 14 + 3 = 17 → 2 × 17 = 34 g.
Ejemplo resuelto 4 · de gramos a partículas
¿Cuántas moléculas de agua se forman al quemar 8 g de metano?
- 8 ÷ 16 = 0,5 mol de CH₄.
- Proporción 1 : 2 → 1 mol de H₂O.
- 1 × 6,022 × 10²³ = 6,022 × 10²³ moléculas.
Ejemplo resuelto 5 · hacia atrás, que es el que cuesta
¿Cuántos gramos de zinc hacen falta para obtener 4,48 L de hidrógeno en CN?
Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂
- Litros a moles: 4,48 ÷ 22,4 = 0,2 mol de H₂.
- Cruce, ahora de producto a reactivo: la proporción Zn : H₂ es 1 : 1 → 0,2 mol de Zn.
- Moles a gramos: M(Zn) = 65,4 → 0,2 × 65,4 = 13,1 g de zinc.
El método no cambia por ir al revés: el cruce con los coeficientes funciona en las dos direcciones, y también entre dos reactivos o entre dos productos.
Cómo comprobar el resultado
Tres controles, en orden de utilidad:
- ¿La ecuación estaba balanceada? Si no, todo lo demás es inútil.
- ¿Se conserva la masa? La suma de los reactivos que reaccionan tiene que dar la suma de los productos.
- ¿El tamaño del número es razonable? Si de 16 g de metano te salen 3.600 g de agua, se coló un factor de 100 en algún lado.
Y el control de unidades, que ya viene de la conversión: escribí cada paso como una fracción y cancelá. Si al final te queda «g de agua», el camino estuvo bien; si te queda algo raro, una fracción está invertida.
Lo que el método NO cubre todavía
El método de arriba supone dos cosas que no siempre se cumplen, y cada una tiene su lección aparte:
- Que haya suficiente del otro reactivo. Si no, la reacción se detiene cuando se acaba el más escaso: eso es el reactivo limitante.
- Que la reacción ocurra por completo. En la práctica casi nunca pasa: lo que se obtiene de verdad se compara con lo calculado, y esa comparación es el rendimiento.
Lo que este método calcula es el máximo teórico, en condiciones ideales. Tenerlo claro evita la confusión más común de la unidad.
Los errores que más se cobran
- No balancear la ecuación. Los coeficientes son la base del paso 3.
- Aplicar los coeficientes a gramos. La proporción es en moles.
- Saltarse la parada en moles. No se va de gramos a gramos de un tirón.
- Invertir el factor de los coeficientes. Arriba el que buscás, abajo el que tenés.
- Calcular mal una masa molar, sobre todo en los diatómicos: el O₂ es 32.
- Usar 22,4 fuera de condiciones normales o sobre gramos.
- Olvidar la unidad y la sustancia en la respuesta. «36» no es una respuesta: 36 g de agua sí.
Clave de análisis
Cualquier problema estequiométrico, por largo que parezca, tiene la misma forma: dato → moles → coeficientes → moles → respuesta, con una parada obligatoria en moles porque la proporción de la ecuación está en moles y no en gramos. Los pasos de entrada y salida cambian según las unidades —masa molar para gramos, 22,4 para litros de gas en CN, el número de Avogadro para partículas— pero el del medio es siempre el mismo: cruzar con los coeficientes, poniendo arriba el que buscás. Antes de empezar, balanceá; al terminar, comprobá que la masa se conserve y que el tamaño del número tenga sentido. Y tené presente que lo que sale de acá es el máximo teórico: cuánto se obtiene de verdad depende del reactivo limitante y del rendimiento.