Masa molar y peso molecular

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La masa molar es la masa total de una cantidad de entidades —como átomos, moléculas o partículas— equivalente al número de Avogadro. Para imaginarlo de forma más tangible, pensemos en hojas de papel. Si tuviéramos una cantidad de hojas exactamente iguales, y su número fuera igual al valor de la constante de Avogadro, entonces al pesar todas esas hojas juntas obtendríamos la masa molar de hojas de papel.

Evidentemente, esa es nuestra percepción moderna. El concepto de masa molar ha evolucionado mucho a lo largo de la historia de la química, y es el resultado de años de observación, experimentación y refinamiento teórico. Sin embargo, por ahora nos enfocaremos en cómo calcularla a partir de una propiedad clave: el peso atómico, y también en sus unidades asociadas.

Para simplificar la explicación y evitar una cascada de fórmulas, vamos a hacer un pequeño truco matemático. Acordaremos que un mol es, simplemente, una cantidad igual al número de Avogadro de entidades. Así de sencillo. Con esa base, podemos entender la masa molar a través de tres formas distintas de expresar sus unidades.

En primer lugar, tenemos la unidad estándar: gramos por mol ($\color{Purple}\textbf{g/mol}$). Esta surge de la idea original: estamos hablando de la masa total que tiene un mol de átomos, moléculas, o partículas, es decir, una masa acumulada de entidades.

Luego, si sustituimos “mol” por el número de Avogadro y realizamos el cálculo, obtenemos un valor en gramos a secas, sin necesidad de mencionar el mol. Ese número —muy pequeño, casi imperceptible a escala humana— representa la masa individual promedio de una sola entidad, sea un átomo, una molécula, un ion, etc. A este valor también se le conoce como masa atómica, molecular, iónica o de entidad promedio, dependiendo del caso.

Por último, tenemos una tercera unidad: el dalton, también conocido como unidad de masa atómica y simbolizado con la letra $\color{Purple}\textbf{u}$.

La masa molar se puede calcular de diversas maneras. De hecho, se sorprenderían al descubrir la cantidad de teoremas, métodos experimentales y aproximaciones que permiten determinarla con precisión. Sin embargo, para nuestros objetivos introductorios, nos concentraremos en una herramienta básica pero poderosa: el teorema de masa molar, que se basa en los pesos atómicos individuales de los elementos, ponderados según los subíndices presentes en la fórmula molecular.

En otras palabras, si conocemos cuántos átomos de cada elemento hay en una molécula, y sabemos cuál es el peso atómico de cada uno, basta con multiplicar esos valores, sumarlos, y obtenemos la masa molar de la sustancia en cuestión. Es un procedimiento directo, casi mecánico, pero que nos conecta de forma muy elegante con la estructura interna de la materia.

Figura 1. Teorema y factor de conversión de la masa molar. 

Es importante recordar que, dependiendo de cómo se plantee el ejercicio, el resultado del cálculo puede expresarse de distintas formas. Si la pregunta nos pide la masa molar, entonces el resultado debe darse en daltons ($\color{Purple}\textbf{u}$) o en gramos por mol ($\color{Purple}\textbf{g/mol}$). De estas dos, la más común —y la que encontrarán con mayor frecuencia en tablas y ejercicios— es $\color{Purple}\textbf{g/mol}$, ya que expresa directamente la masa de una mol de entidades.

Ahora bien, si el enunciado solicita el peso atómico o el peso molecular, el procedimiento es el mismo, pero cambia la forma en que se presenta el resultado. En este caso, se sustituye el concepto de “mol” por su valor numérico: la constante de Avogadro. Así, lo que se obtiene ya no es una masa molar acumulada, sino la masa de una sola entidad, sea un átomo o una molécula, expresada directamente en gramos.

Figura 2. Ejemplo de cálculo de la masa molar para el agua.

Figura 3. Ejemplo de cálculo de la masa molecular para el agua.

La diferencia puede parecer sutil, pero es clave: una cosa es hablar de una cantidad enorme de entidades agrupadas —un mol—, y otra muy distinta es referirse al peso de una sola partícula microscópica. Ambas están conectadas, pero responden a contextos distintos dentro del análisis químico.

Figura 3. Los pesos atómicos suelen tener valores decimales porque representan un promedio ponderado de las masas de los distintos tipos de átomos de un mismo elemento, conocidos como isótopos. Estos isótopos comparten el mismo comportamiento químico —ya que tienen la misma cantidad de protones y, por tanto, la misma configuración electrónica—, pero difieren en masa debido a que tienen distinto número de neutrones. Además, la constante de masa atómica también proviene de un promedio, en este caso del peso de las partículas que forman el núcleo atómico: protones y neutrones. Por esta razón, los únicos elementos cuyos pesos atómicos se acercan a números enteros son aquellos cuyos átomos están compuestos exclusivamente por un solo isótopo, y en los que la cantidad de protones y neutrones es igual. Solo en esos casos la masa se aproxima a un valor “redondo”.

El parámetro de masa relativa es sinónimo de peso atómico o masa atómica. Se trata del mismo valor numérico que la masa molar de un elemento, pero expresado sin unidades. Es decir, representa una comparación relativa respecto a una escala de referencia, y no una masa absoluta. Los valores promedio de estos pesos atómicos, obtenidos a partir de la composición isotópica natural en la corteza terrestre, están registrados en la tabla periódica que usamos habitualmente en química.

Sección

(Chang 2010) Ejemplo 24.1. En construcción