Los átomos son demasiado pequeños para contarlos uno a uno. Los químicos los cuentan «por paquetes»: el mol. Con él pasarás de gramos a número de partículas, calcularás la composición de un compuesto y deducirás su fórmula a partir de un análisis de laboratorio.
Objetivos
- Calcular masas moleculares y masas molares
- Relacionar masa, cantidad de sustancia y número de partículas
- Calcular la composición centesimal de un compuesto
- Determinar la fórmula empírica y la fórmula molecular
1. Masa atómica, masa molecular y mol
Unidad de masa atómica (u): Es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. La masa atómica de un elemento (en u) es la media ponderada de sus isótopos: H = 1 u, C = 12 u, O = 16 u, Cl = 35,5 u.
Mol: Cantidad de sustancia que contiene exactamente 6,022 · 10²³ entidades elementales (átomos, moléculas, iones…). Ese número es la constante de Avogadro, NA = 6,022 · 10²³ mol⁻¹.
Masa molar (M): Masa de un mol de sustancia, en g/mol. Coincide numéricamente con la masa molecular en u: M(H₂O) = 2 · 1 + 16 = 18 g/mol.
n = ; N = n · NA
¿Cuántas moléculas y átomos hay en 88 g de CO₂?
- M(CO₂) = 12 + 2 · 16 = 44 g/mol
- n = = 2 mol
- N = 2 · 6,022 · 10²³ = 1,204 · 10²⁴ moléculas
- Cada molécula tiene 3 átomos: 3,61 · 10²⁴ átomos
2. Composición centesimal
Es el porcentaje en masa de cada elemento en el compuesto. Se calcula con la masa de un mol:
% elemento = · 100
Composición del ácido sulfúrico, H₂SO₄
- M = 2 · 1 + 32 + 4 · 16 = 98 g/mol
- % H = · 100 ≈ 2,04 %
- % S = · 100 ≈ 32,65 %
- % O = · 100 ≈ 65,31 %
Los porcentajes deben sumar 100 % (comprobación).
3. Fórmula empírica y fórmula molecular
Fórmula empírica: Indica la proporción más sencilla de números enteros entre los átomos del compuesto. La glucosa, C₆H₁₂O₆, tiene fórmula empírica CH₂O.
Fórmula molecular: Indica el número real de átomos de cada elemento en una molécula. Es un múltiplo entero de la empírica: (CH₂O)ₙ.
- Toma 100 g de compuesto: los porcentajes se convierten en gramos.
- Divide cada masa entre la masa atómica: obtienes moles de átomos.
- Divide todos los resultados entre el menor.
- Si no salen enteros, multiplica por 2, 3… (0,5 → ×2; 0,33 → ×3; 0,25 → ×4).
- Fórmula molecular: n = .
Un compuesto tiene 40,0 % de C, 6,7 % de H y 53,3 % de O, y M = 180 g/mol
- C: = 3,33 mol; H: = 6,7 mol; O: = 3,33 mol
- Dividiendo entre 3,33: C 1, H 2, O 1 ⟹ fórmula empírica CH₂O (30 g/mol)
- n = = 6
Fórmula molecular: C₆H₁₂O₆ (glucosa).
Recuerda
- 1 mol = 6,022 · 10²³ entidades; la masa molar en g/mol coincide con la masa molecular en u.
- n = y N = n · NA.
- La composición centesimal se calcula con un mol de compuesto.
- Empírica: proporción mínima; molecular: múltiplo de la empírica, con n = .
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.