La masa y la masa molar

La masa (m) es una propiedad intrínseca de los cuerpos. Tradicionalmente se pensaba que estaba relacionada directamente con la cantidad de materia, pero esta idea cambió con el descubrimiento del átomo y el desarrollo de la física de partículas. Se observó que diferentes átomos y partículas elementales, incluso con cantidades de materia similares desde un punto de vista teórico, pueden tener masas distintas.

En la física moderna, existen varias definiciones de masa, que son conceptualmente diferentes pero equivalentes desde el punto de vista físico. Una forma práctica de entender la masa es considerarla como una medida de la inercia de un cuerpo, es decir, su resistencia al cambio de velocidad cuando se le aplica una fuerza. Además, la masa también determina cuán fuerte es la atracción gravitacional que un cuerpo ejerce sobre otros.

La unidad base de masa en el Sistema Internacional es el kilogramo (kg). Es importante no confundir masa con peso. Aunque muchas veces medimos la masa usando básculas que detectan el peso (como las de resorte), en realidad el peso es una fuerza, y no una propiedad intrínseca del objeto. Por ejemplo, un objeto en la Luna pesa menos que en la Tierra debido a la menor gravedad lunar, pero su masa sigue siendo la misma, porque no depende del lugar donde se encuentre.

En el Modelo Estándar de la física, se cree que la masa de las partículas elementales surge por su interacción con el bosón de Higgs, a través de un proceso conocido como el mecanismo de Brout–Englert–Higgs.

Masa estándar

En la sección dedicada a la cantidad de sustancia, vimos que determinar la masa de los elementos fue un proceso complejo, en parte porque no existían estándares absolutos de medición. Fue gracias al trabajo de Cannizzaro, quien logró unificar las ideas previas de Dalton, Gay-Lussac y Avogadro, que se establecieron criterios comunes para avanzar en esta tarea.

El estándar propuesto incluía una temperatura de 0 °C, una presión de 1 atmósfera y un volumen de 22.41 litros, condiciones que hoy conocemos como condiciones normales de temperatura y presión (CNTP). Bajo estas condiciones, se asumía que diferentes gases contenían la misma cantidad de entidades moleculares por 22.41 L, lo que permitía comparar sus masas de forma relativa. Este avance fue fundamental para organizar los cálculos de masa en las reacciones químicas, lo que dio origen a la estequiometría, una herramienta central en la química para predecir y cuantificar los productos y reactivos involucrados en una reacción.

Podemos imaginar que ese volumen de 22,4 litros funcionaba como una especie de caja de huevos; pero mientras una caja puede contener, por ejemplo, 30 unidades, esa “caja” de gas contenía una cantidad enorme de entidades moleculares. Este valor no fue calculado con precisión hasta 1911, cuando Jean Perrin logró estimar el número de Avogadro, confirmando así la existencia real de los átomos.

En su momento, Cannizzaro logró unificar las teorías de Dalton, Gay-Lussac y Avogadro, estableciendo condiciones experimentales estándar: una temperatura de 0 °C, una presión de 1 atm y un volumen de 22,4 L para un mol de gas ideal. Estas tres dimensiones físicas —temperatura, presión y volumen— sirvieron como base para comparar distintas sustancias bajo las mismas condiciones y establecer una medición relativa de la masa.

A la cantidad de sustancia así definida se le dio inicialmente el nombre de molécula-gramo, pero posteriormente se acortó a mol, en parte porque Ostwald y otros químicos termodinámicos desconfiaban de la teoría atómica y preferían evitar referencias directas a los átomos. No obstante, tras los trabajos de Perrin, el mol pasó a representar justamente esa “caja” que contiene un número de Avogadro de entidades elementales, consolidándose como una herramienta clave en la estequiometría y en la conexión entre el mundo macroscópico y el microscópico.

Una vez definida nuestra “caja de huevos atómicos”, podemos empezar a “pesar” distintos elementos para determinar su masa. En realidad, esto fue precisamente lo que hizo Cannizzaro, y su método fue ampliamente mejorado durante las décadas siguientes, incluso en medio de la controversia sobre la existencia del átomo. Muchos químicos antiatomistas negaban la existencia de los átomos, pero los pesos atómicos que derivaban de la técnica de Cannizzaro resultaban tan útiles y consistentes que, por conveniencia, se adoptaron ampliamente.

Así comenzó a crecer la lista de masas atómicas conocidas: primero para los elementos gaseosos, luego para aquellos que reaccionaban con gases y permitían cálculos indirectos. Este proceso condujo, inevitablemente, al desarrollo de listas sistemáticas de masas atómicas y, más adelante, a las primeras tablas periódicas organizadas por peso o masa.

Es importante señalar que, en el contexto de la química, la distinción entre peso y masa ha sido históricamente ambigua. Incluso hoy, muchos textos universitarios utilizan ambos términos de forma intercambiable. A partir de aquí, trataremos de emplear el lenguaje más preciso posible, usando el término masa atómica. Sin embargo, el lector debe tener en cuenta que muchas tablas periódicas comerciales aún emplean el término tradicional de peso atómico.

Definiciones matemáticas

Así, sabemos que el mol permite estandarizar la masa a medir, y por eso la masa de las sustancias químicas se expresa en una unidad compuesta denominada masa molar, aunque también podría llamarse más apropiadamente masa estándar. Sin embargo, el símbolo que representa la masa molar también ha generado cierta confusión.

El primer motivo es la ya mencionada tensión histórica entre el lenguaje matemático y el químico. Por ejemplo, si se trabaja con factores de conversión, no se necesitan símbolos algebraicos complejos: la masa molar se define simplemente como la masa dividida por la cantidad de sustancia:

[1] Factor de conversión equivalente a la masa molar.

Pero si se trabaja con teoremas o expresiones generales, sí es necesario contar con un símbolo específico para el parámetro.

La decisión más lógica sería utilizar el símbolo estándar (°), como se hace con otros parámetros definidos en condiciones estándar del mol, por ejemplo la entalpía estándar (ΔH°). No obstante, este símbolo se introdujo más recientemente, y su uso no se ha generalizado en todos los contextos. Algunos textos emplean una variedad de símbolos alternativos, sin una convención clara.

Para mantener la coherencia formal, en este texto adoptaremos la notación recomendada por el Libro de Oro de la IUPAC, que representa la masa molar con la letra (M). Así, el axioma de masa molar es:

[2] Axioma de la masa molar. Pulse aquí para ver la descripción de la fórmula y su factor de conversión equivalente.

Dado que la masa molar es el cociente entre dos propiedades extensivas —la masa y la cantidad de sustancia—, se trata de una propiedad intensiva. Esta magnitud nos indica cuánto aumenta la masa de un sistema por cada mol de entidades que lo componen. De hecho, si dividimos 1 g/mol considerando el mol como el número de Avogadro, obtenemos un valor unitario equivalente a la masa atómica o constante de masa atómica. Por tanto, esta unidad no solo expresa una proporción, sino que actúa como un puente conceptual y numérico entre las masas macroscópicas y las masas absolutas o microscópicas, estableciendo una relación directa entre el mundo observable y el atómico.

Además de ser una propiedad intensiva, la masa molar del elemento —también conocida como masa atómica o peso atómico— cumple un papel clave en la identificación de los elementos químicos. Si observamos la tabla periódica, notaremos que los valores de masa atómica son suficientemente diferenciables entre sí: por ejemplo, el hidrógeno tiene una masa molar de aproximadamente 1.01 g/mol, mientras que el carbono presenta un valor cercano a 12.01 g/mol. Estas diferencias permiten establecer un criterio numérico para reconocer e identificar los elementos, basado en sus masas características.

En el caso de las moléculas, la situación se vuelve más compleja. Distintas sustancias pueden tener masas molares idénticas o muy similares, lo que limita su utilidad como identificador único. Un ejemplo claro lo encontramos en los isómeros, que comparten la misma fórmula molecular —y, por ende, la misma masa molar— pero tienen estructuras distintas. Además, existen pares de isótopos o sustancias isotópicamente enriquecidas que pueden presentar masas molares coincidentes o apenas diferenciables, dificultando así su distinción únicamente por este criterio.

Por esta razón, mientras que la masa molar resulta altamente efectiva para identificar elementos individuales, su uso en la identificación de compuestos debe complementarse con otros métodos, como el análisis estructural o espectroscópico. No obstante, sigue siendo una herramienta fundamental tanto para el cálculo como para la comprensión de la materia en química, actuando como una especie de "huella numérica" para cada especie química.

Masa molar teórica

La masa molar teórica de una sustancia es el resultado de la suma ponderada de las masas molares de todos los componentes que la conforman. Esta suma ponderada se fundamenta en la ley de la conservación de la masa, lo que implica que la masa total de una sustancia compuesta es igual a la suma de las masas de sus elementos constituyentes, considerando sus proporciones estequiométricas.

[3] Masa molar de una molécula. Pulse aquí para ver la descripción de la fórmula y su factor de conversión equivalente.

Figura 1. Los pesos atómicos son valores decimales porque representan un promedio ponderado de los isótopos naturales de un elemento, que difieren en número de neutrones. Además, la constante de masa atómica promedia las masas de protones y neutrones. Solo elementos con un único isótopo y números iguales de protones y neutrones tienen pesos atómicos cercanos a enteros.

Dado lo anterior, las masas molares son valores constantes y fácilmente calculables a partir de la fórmula química, sin necesidad de realizar experimentos. Por esta razón, actúan como constantes de proporcionalidad que permiten convertir entre cantidad de sustancia (moles) y masa (gramos) de manera directa y confiable.

Es fundamental comprender que, cuando hablamos de moles, lo hacemos en un sentido amplio, ya que esta magnitud también puede interpretarse en términos del número de entidades elementales (como átomos o moléculas). Así, el uso de la masa molar no solo vincula la masa con los moles, sino también con el número total de partículas, extendiendo su aplicabilidad en diversos contextos químicos y fisicoquímicos.

[Ejercicios resueltos de cálculo de masa molar]

[Ejercicios resueltos de conversiones masa, cantidad de sustancia]

Referencias bibliográficas

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