PARTE IV · Química: composición, estructura y transformación

Cantidad de sustancia y transformaciones químicas

Cómo la química cuenta partículas invisibles mediante masa, proporción y volumen

Capítulo 28 · 81 capítulos publicados

En este capítulo

Una reacción química ocurre entre partículas, pero las partículas individuales no se pesan una por una en una balanza ordinaria. La química cuantitativa resuelve esa tensión con una unidad puente: el mol. Gracias al mol, una masa macroscópica se conecta con número de entidades, fórmula química y proporción de reacción.

La estequiometría no es una técnica de sustitución de números en fórmulas. Es contabilidad de conservación: los átomos presentes antes de una reacción deben aparecer después, reorganizados en otras especies. La dificultad real está en no confundir masa, cantidad de sustancia, número de partículas, volumen y concentración.

28.1. Por qué hace falta el mol#

Si una molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, una reacción que forma agua requiere hidrógeno y oxígeno en una proporción de partículas. Pero las muestras se manejan en gramos, litros o concentraciones. El mol permite pasar de una escala a otra sin contar partículas individualmente.

El mol es la unidad del Sistema Internacional para cantidad de sustancia. Desde la redefinición del SI, un mol contiene exactamente $6.02214076 \times 10^{23}$ entidades elementales especificadas. Esa cifra es la constante de Avogadro expresada en ${mol}^{- 1}$ , con valor exacto por definición. (BIPM, SI Brochure; NIST, Avogadro constant)

La palabra «entidades» obliga a decir qué se cuenta: átomos, moléculas, iones, electrones, unidades fórmula u otras entidades especificadas. Un mol de átomos de hierro contiene el mismo número de átomos que un mol de moléculas de agua contiene moléculas; las masas son distintas porque cada entidad tiene masa distinta.

La masa molar conecta gramos y moles. Si la masa molar de una sustancia es $M$ , la cantidad de sustancia $n$ en una muestra de masa $m$ es:

n = \frac{m}{M}

donde $n$ se expresa en moles si $m$ está en gramos y $M$ en gramos por mol. La ecuación no crea la relación química; sólo traduce una medida de masa a cantidad de entidades.

28.2. Masa molar y fórmula química#

La masa molar de un compuesto se calcula sumando las masas atómicas estándar de los elementos según la fórmula. Para el agua, una aproximación común usa $2 \times 1.008$ g/mol para hidrógeno y $15.999$ g/mol para oxígeno, dando aproximadamente $18.015$ g/mol. La precisión adecuada depende del problema y de la fuente de pesos atómicos.

La fórmula química importa. La masa molar de $O_{2}$ no es la del oxígeno atómico $O$ ; contiene dos átomos por molécula. La de $C O_{2}$ suma un carbono y dos oxígenos. En compuestos iónicos, la fórmula representa la unidad de proporción mínima de la red; aun así, puede usarse para calcular masa molar de la unidad fórmula.

Los hidratos y mezclas requieren cuidado. Un compuesto hidratado incorpora moléculas de agua en proporción definida dentro del sólido, de modo que su fórmula y masa molar incluyen esa agua. Una mezcla, en cambio, no tiene una fórmula única; se describe por composición. Confundir compuesto con mezcla produce cálculos aparentemente correctos sobre una entidad inexistente.

28.3. Ecuaciones químicas como balances de átomos y carga#

Una ecuación química representa una transformación entre especies. Para ser válida como contabilidad, debe conservar átomos y carga total. Por ejemplo:

2 H_{2} + O_{2} \to 2 H_{2} O

Esta ecuación no dice que dos gramos de hidrógeno reaccionen con un gramo de oxígeno. Dice que dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para formar dos moléculas de agua; a escala molar, dos moles de $H_{2}$ reaccionan con un mol de $O_{2}$ para formar dos moles de $H_{2} O$ .

Los coeficientes estequiométricos multiplican entidades completas. No se balancea cambiando subíndices dentro de fórmulas, porque cambiar un subíndice cambia la sustancia. Convertir $H_{2} O$ en $H_{2} O_{2}$ para igualar oxígenos no balancea agua: introduce peróxido de hidrógeno, otra especie química.

En reacciones con iones, la carga también se conserva. Si una ecuación muestra especies cargadas, la suma de cargas a ambos lados debe coincidir. Esta restricción será central en el capítulo 30 al tratar reacciones redox, donde la transferencia de electrones se representa explícitamente.

28.4. Reactivo limitante y rendimiento#

Una receta química de proporciones no garantiza que todos los reactivos se consuman. Si una reacción requiere dos moles de A por cada mol de B, y se mezclan diez moles de A con un mol de B, B limita la cantidad máxima de producto. El reactivo limitante es el que se agota primero según la proporción estequiométrica.

El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto calculada a partir del reactivo limitante, suponiendo que la reacción procede según la ecuación y sin pérdidas. El rendimiento real suele ser menor por equilibrio incompleto, reacciones secundarias, pérdidas de transferencia, impurezas, evaporación, humedad o separación imperfecta. El porcentaje de rendimiento compara ambos:

% rendimiento = \frac{rendimiento real}{rendimiento teórico} \times 100

La fórmula debe usarse con unidades coherentes: masa con masa, moles con moles o cantidad equivalente. Un rendimiento superior al 100 % no indica una reacción milagrosamente eficiente; suele señalar impurezas, solvente retenido, producto húmedo, error de medición o ecuación mal planteada.

Diagrama de cuatro nodos conecta masa, moles, número de entidades y proporciones de ecuación balanceada, con la masa molar y la constante de Avogadro como puentes. — Figura 28.1 — El mol conecta la balanza con la ecuación química

28.5. Concentración: cantidad por volumen, masa o fracción#

Una disolución no se describe sólo diciendo qué contiene. También importa cuánto contiene por cantidad de mezcla o solvente. La concentración molar, o molaridad, se define como:

C = \frac{n}{V}

donde $C$ es concentración en moles por litro si $n$ está en moles y $V$ en litros de disolución. La frase «de disolución» es importante: el volumen final no siempre es la suma simple de volúmenes de soluto y solvente.

También se usan concentración en masa, fracción molar, fracción de masa, molalidad y partes por millón, según el contexto. En química ambiental, farmacéutica, industrial o analítica, escoger una expresión incorrecta puede cambiar la interpretación. Una concentración de masa informa gramos por volumen; una concentración molar informa entidades químicas por volumen; una molalidad informa moles por kilogramo de solvente y resulta útil cuando la temperatura cambia el volumen.

Diluir una disolución reduce concentración, no cantidad de soluto si no se retira soluto. Para una dilución ideal en la que se conserva la cantidad de soluto:

C_{1} V_{1} = C_{2} V_{2}

La relación no debe aplicarse mecánicamente fuera de su supuesto: misma especie conservada, mezcla homogénea, unidades compatibles y volúmenes referidos a la disolución correspondiente.

28.6. Estequiometría en disolución#

Cuando una reacción ocurre en disolución, la cantidad de reactivo puede calcularse desde concentración y volumen. Si una disolución contiene $0.10$ mol/L de una especie, cada litro contiene $0.10$ mol de esa especie; cada 0.100 L contiene $0.010$ mol. Pero la cifra sólo es significativa si la disolución está bien mezclada y la concentración se conoce con incertidumbre adecuada.

Las reacciones de precipitación muestran la utilidad del cálculo. Si dos disoluciones aportan iones que forman un sólido poco soluble, la cantidad máxima de precipitado se calcula con la ecuación iónica balanceada y las cantidades iniciales de iones. La observación de un sólido confirma un cambio visible, pero el cálculo exige saber cuál ion limita y qué especies permanecen en disolución.

En una titulación, una disolución de concentración conocida reacciona con una muestra para inferir la cantidad de una especie. El punto final observado debe relacionarse con el punto de equivalencia químico; esa relación depende del indicador, del instrumento o del método. La estequiometría da la proporción; el método analítico decide con qué precisión se reconoce que la proporción se alcanzó.

28.7. Incertidumbre, cifras y sentido químico#

Los cálculos químicos pueden parecer exactos porque producen muchas cifras decimales. Esa precisión suele ser falsa. La incertidumbre de una masa, un volumen, una pureza o una concentración limita la certeza del resultado. Usar pesos atómicos con seis cifras no mejora un cálculo si el volumen se midió con una probeta aproximada.

La primera prueba de un resultado es el orden de magnitud. Si una muestra de unos pocos gramos produce supuestamente toneladas de producto, hay un error de unidades o de proporción. Si una concentración diluida aumenta al añadir solvente sin añadir soluto, se violó conservación de cantidad. Si el reactivo limitante calculado queda en exceso al final, se invirtió la comparación estequiométrica.

La segunda prueba es química, no aritmética. Una ecuación debe representar especies plausibles, cargas conservadas y condiciones razonables. El cálculo más limpio no rescata una ecuación mal formulada. En los próximos capítulos, esa contabilidad se combinará con energía, velocidad y equilibrio para explicar por qué algunas reacciones posibles en papel no avanzan de modo observable o se detienen antes de consumirse.

Preguntas de transferencia#

Masa no equivale a moles#

Ejemplo construido. Se comparan 10 g de hidrógeno molecular y 10 g de oxígeno molecular. ¿Contienen el mismo número de moléculas?

Mostrar respuesta razonada

No. El número de moléculas depende de los moles, y los moles se obtienen dividiendo masa por masa molar. Como $H_{2}$ tiene masa molar mucho menor que $O_{2}$ , 10 g de $H_{2}$ contienen más moles y más moléculas.

Coeficientes y subíndices#

Ejemplo construido. Para balancear una ecuación, alguien cambia $H_{2} O$ a $H_{2} O_{2}$ . ¿Por qué eso no es balancear?

Mostrar respuesta razonada

Porque el subíndice forma parte de la identidad de la sustancia. $H_{2} O$ y $H_{2} O_{2}$ son especies diferentes. Balancear consiste en cambiar coeficientes delante de fórmulas correctas, conservando átomos y carga sin inventar sustancias.

Dilución#

Ejemplo construido. Una disolución contiene cierta cantidad de soluto. Se duplica el volumen añadiendo solvente puro. ¿Qué ocurre con los moles de soluto y con la concentración ideal?

Mostrar respuesta razonada

Los moles de soluto se conservan si no hay reacción ni pérdida. La concentración se reduce a la mitad si el volumen final se duplica y la mezcla es homogénea, porque $C = n / V$ .

Rendimiento mayor que 100 %#

Ejemplo construido. Un producto pesado da un rendimiento aparente de 108 %. ¿Qué inferencia es más razonable que aceptar ese número como rendimiento real?

Mostrar respuesta razonada

Es más razonable sospechar producto húmedo, impurezas, solvente retenido, error de balanza, reacción secundaria o cálculo estequiométrico incorrecto. El rendimiento teórico ya representa el máximo bajo la ecuación asumida.

Fuentes y lecturas del capítulo#

BIPM. The International System of Units, SI Brochure. Define el mol y establece el marco del SI usado para cantidad de sustancia. (SI Brochure)

NIST. CODATA Value: Avogadro constant. Valor exacto de la constante de Avogadro en el SI vigente. (NIST Avogadro constant)

IUPAC Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights. Atomic Weights of the Elements 2023. Fuente para masas atómicas estándar y advertencias sobre variación isotópica. (Atomic Weights 2023)

OpenStax. Chemistry 2e. Explicación introductoria de mol, estequiometría, soluciones y cálculos de concentración. (OpenStax Chemistry 2e)

IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, Gold Book. Terminología de cantidad de sustancia, concentración, solución y entidades químicas. (Gold Book)

Última revisión editorial: 28 de septiembre de 2026
Cierre de contenidos: 28 de septiembre de 2026