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).
n = cantidad de sustancia (mol) · m = masa (g) · M = masa molar (g/mol) — la masa de un mol de esa sustancia, se lee de la tabla periódica
La masa molar de un elemento es, en gramos, el mismo número que su masa atómica en la tabla periódica. Para compuestos, se suman las masas molares de todos los átomos que lo forman.
¿Cuántos moles hay en 18 g de agua (H₂O, masa molar 18 g/mol)?
n = m/M = 18/18 = 1 mol
Eso significa que hay 6.022×10²³ moléculas de agua en esos 18 gramos.
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".
Esta ecuación dice: 2 moles de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ para formar 2 moles de H₂O — esa proporción (2:1:2) es fija, viene de los coeficientes balanceados.
Para la reacción 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
Tienes 5 moles de H₂ y 2 moles de O₂. ¿Cuál es el reactivo limitante y cuánta agua se forma?
Con 2 moles de O₂, según la proporción 2:1, harían falta 2×2=4 moles de H₂ — y tienes 5, así que sobra H₂.
El O₂ es el reactivo limitante — determina que se formen 2×2 = 4 moles de H₂O como máximo.
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.