Fórmulas, calculadora de conversión mol-masa y de reactivo limitante, ejemplos resueltos y ejercicios de nivel básico y avanzado.
Los átomos y moléculas son tan chicos que contarlos de a uno no sirve de nada práctico. El mol es una unidad que agrupa una cantidad enorme y fija de partículas — igual que "una docena" siempre son 12, "un mol" siempre son 6.022×10²³ partículas (el número de Avogadro).
¿Cuántos moles hay en 18 g de agua (H₂O, masa molar 18 g/mol)?
1Datos
2Fórmula utilizada
3Resolución
4Respuesta
Hay n = 1 mol de agua
Eso significa que hay 6.022×10²³ moléculas de agua en esos 18 gramos.
La masa (m) es cuánto pesa la muestra que tienes en la mano; la masa molar (M) es una propiedad fija de la sustancia (se busca en la tabla periódica o se calcula) — no son lo mismo.
Para H₂O hay que sumar 2×(masa del H) + 1×(masa del O), no usar solo la masa de un átomo — cada subíndice de la fórmula cuenta.
Si te piden la masa en vez de los moles, la fórmula despejada es m=n×M, no m=n/M — verifica siempre qué letra estás buscando.
En una ecuación química balanceada, los coeficientes indican en qué proporción de moles reaccionan y se forman las sustancias. Cuando hay dos reactivos, el que se termina primero (el reactivo limitante) determina cuánto producto se puede formar como máximo — el otro queda "sobrando".
Para la reacción 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
Tienes 5 moles de H₂ y 2 moles de O₂ para la reacción 2H₂+O₂→2H₂O. ¿Cuál es el reactivo limitante y cuánta agua se forma?
1Datos
2Fórmula utilizada
Calculo cuánto H₂ hace falta para reaccionar con todo el O₂ disponible, usando la proporción 2:1.
3Resolución
4Respuesta
El O₂ es el reactivo limitante, y se forman 4 moles de H₂O como máximo
No es cuestión de comparar números directamente — hay que tener en cuenta la proporción de la ecuación balanceada. Acá había menos O₂ en cantidad, pero eso coincidió con ser el limitante; no siempre es así.
El producto formado se calcula SIEMPRE a partir del reactivo limitante, nunca del que sobra — usar el que sobra da un resultado mayor al real (imposible de lograr).
Los coeficientes de la ecuación (2, 1, 2 en este caso) solo son válidos si la ecuación está correctamente balanceada — si no lo está, hay que balancearla primero.
Es una constante que se definió así porque es la cantidad de átomos de carbono-12 que hay en exactamente 12 gramos de ese isótopo — un número enorme, elegido para que "un mol" de cualquier sustancia tenga una masa manejable en gramos.
Sumas las masas atómicas (de la tabla periódica) de todos los átomos que forman la molécula. Por ejemplo, el agua (H₂O) es 2×1 (hidrógeno) + 1×16 (oxígeno) = 18 g/mol.
Los cálculos van a estar mal, porque toda la estequiometría depende de los coeficientes balanceados — son los que definen la proporción real de moles que reaccionan y se forman.