El Mol, Masa Molar y Cálculos Estequiométricos
Estequiometría mol a mol
Al terminar vas a poder calcular los moles de un producto a partir de los moles de un reactivo usando los coeficientes, entender por qué la proporción es en moles y no en gramos, y armar el factor de conversión en la dirección correcta.
La idea de fondo
Una ecuación balanceada dice en qué proporción se combinan las sustancias:
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
Se lee: por cada 2 moléculas de hidrógeno reacciona 1 de oxígeno y se forman 2 de agua.
Y acá está el paso que convierte eso en una herramienta: si la proporción vale para moléculas sueltas, vale igual para cualquier múltiplo de ellas. Vale para 2 y 1 moléculas, para 200 y 100, y también para 2 moles y 1 mol.
Los coeficientes de una ecuación balanceada son la proporción en MOLES.
Por eso el mol es la unidad natural de la estequiometría: es la única en la que los coeficientes se pueden leer directamente.
Por qué la proporción NO es en gramos
Esta es la pregunta que separa a quien entendió de quien memorizó.
Mirá la misma ecuación en gramos:
- 2 moles de H₂ = 4 g
- 1 mol de O₂ = 32 g
- 2 moles de H₂O = 36 g
La proporción en moles es 2 : 1 : 2. En gramos es 4 : 32 : 36, que no se parece en nada.
¿Por qué? Porque cada partícula pesa distinto. La ecuación cuenta partículas, no masa. Un coeficiente 2 significa dos partículas, y dos partículas de hidrógeno pesan mucho menos que una de oxígeno.
Lo que sí se conserva es la masa total: 4 + 32 = 36, que es exactamente lo que sale. La masa se conserva, pero no la proporción. Por eso todo cálculo estequiométrico pasa por moles, aunque el dato venga en gramos y la respuesta se pida en gramos.
El factor de conversión
Para pasar de los moles de una sustancia a los de otra se arma una fracción con los coeficientes:
moles de B = moles de A × (coeficiente de B ÷ coeficiente de A)
Cómo armarla sin equivocarse: el que querés obtener va arriba, el que tenés va abajo. Así el que tenés se cancela y queda el que buscás:
mol de A × (mol de B ÷ mol de A) = mol de B ✔
Y el control de sentido común: si el coeficiente del que buscás es mayor, el resultado tiene que ser mayor; si es menor, menor. En 2 H₂ + O₂, a partir de hidrógeno siempre sale menos oxígeno, porque su coeficiente es la mitad.
Ejemplos resueltos
1 · El caso básico. En 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, ¿cuántos moles de agua se forman con 6 moles de H₂?
- La proporción H₂ : H₂O es 2 : 2, o sea 1 : 1.
- 6 × (2 ÷ 2) = 6 moles de agua.
2 · Con proporción distinta de uno. ¿Cuántos moles de O₂ hacen falta para 6 moles de H₂?
- La proporción H₂ : O₂ es 2 : 1.
- 6 × (1 ÷ 2) = 3 moles de O₂.
- Comprobación: el coeficiente del oxígeno es la mitad, así que tiene que dar la mitad. ✔
3 · Un caso con números más grandes. En N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, ¿cuántos moles de amoníaco salen de 9 moles de H₂?
- Proporción H₂ : NH₃ = 3 : 2.
- 9 × (2 ÷ 3) = 6 moles de NH₃.
- Comprobación: 2 es menos que 3, así que el resultado tiene que ser menor que 9. ✔
4 · Hacia atrás, de producto a reactivo. ¿Cuántos moles de N₂ hacen falta para obtener 10 moles de NH₃?
- Proporción N₂ : NH₃ = 1 : 2.
- 10 × (1 ÷ 2) = 5 moles de N₂.
El factor funciona en las dos direcciones, y también entre dos reactivos o entre dos productos: cualquier par de sustancias de la ecuación se relaciona con sus coeficientes.
5 · El error que hay que ver venir. En 2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃, ¿cuántos moles de Cl₂ hacen falta para 4 moles de Al?
- Proporción Al : Cl₂ = 2 : 3.
- 4 × (3 ÷ 2) = 6 moles de Cl₂.
- Comprobación: el coeficiente del cloro es mayor, así que el resultado tiene que ser mayor que 4. ✔ Si te dio menos, invertiste la fracción.
El paso previo que nadie puede saltar
La ecuación tiene que estar BALANCEADA antes de usar los coeficientes.
Si no lo está, la proporción es falsa y todo el cálculo sale mal aunque las cuentas estén bien hechas.
Ejemplo del riesgo: con H₂ + O₂ → H₂O sin balancear, la proporción parecería 1 : 1 : 1, y con 6 moles de H₂ darían 6 moles de O₂. Lo correcto es 3. El error es del 100 %, y no se nota en la aritmética.
Antes de cualquier cálculo estequiométrico: contá los átomos de los dos lados.
Dónde encaja este paso en un problema completo
El cálculo mol a mol es el corazón de toda la estequiometría. Cualquier problema, por largo que sea, tiene esta forma:
dato (g, L o partículas) → MOLES de A → [coeficientes] → MOLES de B → lo que se pide
El primer y el último paso cambian según las unidades del problema. El del medio es siempre este, y siempre con los coeficientes.
Los errores que más se cobran
- Usar la ecuación sin balancear. Los coeficientes son la base de todo.
- Invertir el factor. Arriba va el que buscás; abajo, el que tenés.
- Aplicar los coeficientes a gramos. La proporción es en moles.
- Confundir coeficiente con subíndice. El coeficiente va delante y sí se usa acá; el subíndice es parte de la fórmula.
- No comprobar el sentido del resultado. Coeficiente mayor → resultado mayor.
- Olvidar la unidad. El resultado son moles de una sustancia concreta: hay que decir de cuál.
Clave de análisis
Los coeficientes de una ecuación balanceada son la proporción en moles, y la razón es que la ecuación cuenta partículas: lo que vale para 2 y 1 moléculas vale para 2 y 1 moles. En gramos esa proporción no se cumple, porque cada partícula pesa distinto —lo que se conserva es la masa total, no la proporción—, y por eso todo cálculo pasa por moles. El paso se hace con un factor armado así: el que buscás arriba, el que tenés abajo, de modo que las unidades se cancelen. Comprobá siempre con el sentido común —coeficiente mayor, resultado mayor— y, antes de empezar, asegurate de lo único que puede arruinarlo todo sin que se note: que la ecuación esté balanceada.