El Mol, Masa Molar y Cálculos Estequiométricos
Masa molar: la masa de un mol
Al terminar vas a poder calcular la masa molar de cualquier compuesto a partir de su fórmula y la tabla periódica, manejar bien los paréntesis y el punto del hidrato, y comprobar el resultado antes de entregarlo.
Qué es la masa molar
La masa molar (M) es la masa de un mol de una sustancia, en gramos por mol (g/mol).
Y tiene la propiedad que la hace tan cómoda:
La masa molar en g/mol coincide numéricamente con la masa atómica o molecular en uma.
- Una molécula de agua pesa 18 uma.
- Un mol de agua pesa 18 g.
Eso no es casualidad: el mol se definió justamente para que coincidiera. Por eso la tabla periódica sirve directamente: el número con decimales de cada casilla es, al mismo tiempo, la masa de un átomo en uma y la masa de un mol de esos átomos en gramos.
Y para qué sirve, en una frase: es lo que permite pesar una cantidad exacta de partículas. No se pueden contar moléculas, pero si necesitás 6,022 × 10²³ de ellas, ponés 18 gramos de agua en la balanza y las tenés.
Cómo se calcula
Se suma la masa atómica de todos los átomos de la fórmula, multiplicando cada una por su subíndice.
Las masas atómicas salen de la tabla periódica. Para el examen se suelen redondear: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16, Na = 23, S = 32, Cl = 35,5, Ca = 40, Fe = 56.
Ejemplo 1 · H₂O
| Elemento | Masa | Cuántos | Aporta |
|---|---|---|---|
| H | 1,008 | 2 | 2,016 |
| O | 16,00 | 1 | 16,00 |
| M = 18,02 g/mol |
Ejemplo 2 · NaCl
Na 22,99 + Cl 35,45 = M = 58,44 g/mol
Ejemplo 3 · H₂SO₄
| Elemento | Masa | Cuántos | Aporta |
|---|---|---|---|
| H | 1 | 2 | 2 |
| S | 32 | 1 | 32 |
| O | 16 | 4 | 64 |
| M = 98 g/mol |
El paréntesis, que es donde se pierden los puntos
El subíndice de afuera del paréntesis multiplica a TODO lo que hay adentro.
Ejemplo 4 · Ca(OH)₂
| Elemento | Masa | Cuántos | Aporta |
|---|---|---|---|
| Ca | 40,08 | 1 | 40,08 |
| O | 16,00 | 2 | 32,00 |
| H | 1,008 | 2 | 2,016 |
| M = 74,10 g/mol |
Hay dos oxígenos y dos hidrógenos, no uno de cada uno: el 2 de afuera multiplica al OH entero.
Ejemplo 5 · el caso difícil: Al₂(SO₄)₃
Acá hay dos niveles de multiplicación, y conviene hacerlo por partes:
- Aluminio: 27 × 2 = 54
- Azufre: hay 3 grupos sulfato, con 1 azufre cada uno → 32 × 3 = 96
- Oxígeno: hay 3 grupos con 4 oxígenos cada uno → 3 × 4 = 12 oxígenos → 16 × 12 = 192
- M = 54 + 96 + 192 = 342 g/mol
El paso 3 es el que más se falla: se multiplican el subíndice de adentro por el de afuera. Cuatro por tres, doce.
Ejemplo 6 · el punto del hidrato: CuSO₄ · 5 H₂O
El punto no es una multiplicación de fórmula: indica moléculas de agua unidas al cristal. Se suman aparte.
- CuSO₄: 63,5 + 32 + (16 × 4) = 159,5
- 5 H₂O: 5 × 18 = 90
- M = 159,5 + 90 = 249,5 g/mol
Cómo comprobar antes de entregar
Tres controles rápidos que atrapan casi todo:
- ¿Contaste todos los átomos? Recorré la fórmula elemento por elemento y verificá el subíndice de cada uno.
- ¿El resultado tiene un tamaño razonable? Una molécula pequeña anda por decenas; una con muchos oxígenos, por cientos. Una masa molar de 8 g/mol o de 5.000 g/mol para un compuesto común es señal de error.
- ¿Multiplicaste los dos subíndices en los grupos entre paréntesis?
Masas molares que conviene tener a mano
| Compuesto | Fórmula | M (g/mol) |
|---|---|---|
| Agua | H₂O | 18 |
| Dióxido de carbono | CO₂ | 44 |
| Oxígeno molecular | O₂ | 32 |
| Nitrógeno molecular | N₂ | 28 |
| Sal de cocina | NaCl | 58,5 |
| Ácido sulfúrico | H₂SO₄ | 98 |
| Glucosa | C₆H₁₂O₆ | 180 |
| Carbonato de calcio | CaCO₃ | 100 |
| Amoníaco | NH₃ | 17 |
Conocer estas nueve ahorra tiempo real en el examen, porque son las que más aparecen.
El detalle del elemento diatómico
Cuidado con el oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno y los halógenos: en estado libre son moléculas de dos átomos.
- O atómico: 16 g/mol
- O₂ molecular: 32 g/mol
Si el problema dice «oxígeno gaseoso» o escribe O₂, la masa molar es 32, no 16. Ese es uno de los errores más caros de toda la unidad de estequiometría, porque arruina el cálculo entero y no se nota hasta el final.
Los diatómicos son H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂.
Ejemplos resueltos de aplicación
1 · ¿Cuántos moles son 49 g de H₂SO₄?
- M = 98 g/mol.
- n = 49 ÷ 98 = 0,5 mol.
2 · ¿Cuánto pesan 3 moles de glucosa?
- M(C₆H₁₂O₆) = (12×6) + (1×12) + (16×6) = 72 + 12 + 96 = 180 g/mol.
- m = 3 × 180 = 540 g.
3 · ¿Qué pesa más: un mol de agua o un mol de dióxido de carbono?
Los dos tienen la misma cantidad de moléculas, pero M(H₂O) = 18 y M(CO₂) = 44: pesa más el CO₂, porque sus moléculas son más pesadas.
Los errores que más se cobran
- Olvidar multiplicar por el subíndice. En el H₂SO₄ el oxígeno aporta 64, no 16.
- Ignorar el paréntesis. En el Ca(OH)₂ hay dos OH completos.
- No multiplicar los dos subíndices en un grupo repetido. En el Al₂(SO₄)₃ hay 12 oxígenos.
- Usar la masa del elemento cuando es diatómico. El O₂ es 32, no 16.
- Confundir masa molar con masa. La masa molar es una propiedad de la sustancia (g/mol); la masa es cuánto hay (g).
- Tratar el punto del hidrato como multiplicación de toda la fórmula. Las aguas se suman aparte.
Clave de análisis
La masa molar es la masa de un mol y se lee directamente de la tabla periódica, porque el mol fue definido para que los gramos por mol coincidan con las uma por partícula — de ahí que 18 g de agua sean exactamente 6,022 × 10²³ moléculas, sin contar nada. Calcularla es sumar la masa de cada elemento por su subíndice, y toda la dificultad está en contar bien: el subíndice de afuera del paréntesis multiplica al grupo entero, así que en el Al₂(SO₄)₃ los oxígenos son cuatro por tres, doce. Antes de entregar, hacé los tres controles: todos los átomos contados, tamaño razonable, y los dos subíndices multiplicados. Y tené presente el detalle que arruina cálculos enteros: los elementos diatómicos —H₂, N₂, O₂, Cl₂— valen el doble de lo que dice su casilla.