1. QUÍMICA 4º AÑO ESTEQUIOMETRÍA
MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR
Como las masas de los átomos y moléculas son muy pequeñas, resulta inapropiado
expresar sus valores en gramos, por lo cual los científicos han elegido otra unidad para
determinar la masa de un átomo. Dicha unidad se llama: unidad de masa atómica (u.m.a.) y
equivale a la doceava parte de la masa de un ´çatomo de carbono. Esto significa que, si a un
átomo de carbono se lo divide en 12 partes, cada una de éstas tiene una masa igual a una
u.m.a. Para calcular la masa atómica, se compara las masas de los átomos de los diferentes
elementos químicos con la unidad de masa atómica (u.m.a.). De esta manera se han podido
establecer los valores de masa atómica de dichos elementos.
La masa atómica de un átomo, es el número que figura en cada casillero de los elementos,
en la Tabla Periódica y equivale a cuántas veces es más grande que la u.m.a., la masa de
dicho átomo. Así: la masa atómica del Nitrógeno es 14, esto quiere decir que el átomo de
Nitrógeno es 14 veces más grande que la u.m.a.
La masa molecular, se calcula sumando las masas atómicas. Así por ejemplo, la masa
molécula del agua (H2O) es 18, que resulta de sumar: la masa atómica del Hidrógeno (1)
multiplicada por 2 más la masa atómica del Oxígeno(16).
UNIDAD DE CANTIDAD DE MATERIA: EL MOL
En el trabajo diario de laboratorio resulta imposible separar un átomo o una molécula para
estudiar su comportamiento, debido a su extraordinaria pequeñez. Los investigadores, para
resolver este problema, han buscado una cantidad de materia que contenga un número
conocido de moléculas o átomos y que sea fácil de pesar o medir.
En muchas actividades se utilizan unidades como: docena (doce unidades), centena (100
unidades), millar (1000 unidades), etc. En el caso de las partículas elementales (moléculas,
átomos, iones, electrones) que constituyen la materia, caracterizadas por su pequeñez, fue
necesario recurrir a una unidad que reuniera una cantidad mucho mayor de dichas partículas y
que fuese fácil de determinar. Así surgió el MOL, que puede definirse del siguiente modo:
23
Mol es la cantidad de sustancia que contiene exactamente 6,02 . 10 partículas
elementales
El número 6,02 .1023 (notación ientífica) es una forma abreviada de expresar seiscientos dos
mil trillones; el exponente 23 indica el número de lugares que debe correrse la coma hacia la
derecha y entonces dicho número escrito en la forma corriente sería: 602.
000.000.000.000.000.000.000 (seiscientos dos mil trillones).
La expresión “partículas elementales” puede referirse a moléculas, átomos, iones,
electrones, etc., debiendo especificarse en cada caso de qué se trata. Así, un mol de
moléculas se refiere a 6,02 .1023 moléculas; un mol de átomos a 6,02 .1023 átomos, etc.
El número 6,02 .1023 se denomina número de Avogadro, por ser dicho investigador quién
procedió a calcularlo.
Masa de un mol de átomos: es su masa atómica, expresada en gramos; o sea: la masa de un
mol de átomos de Nitrógeno es 14 g, eso quiere decir que 6,02 . 1023 átomos de Nitrógeno
tienen una masa de 14 gramos.
Masa de un mol de moléculas: es la masa molecular, expresada en gramos; o sea: la masa
de un mol de moléculas de agua (H2O), es 18 gramos, eso quiere decir que 6,02 .10 23
moléculas de agua, tienen una masa de 18 gramos.

2. VOLUMEN MOLAR:
A partir de la hipótesis de Avogadro se puede deducir el volumen que ocupa un mol de
moléculas de un gas en condiciones normales de presión y temperatura.
Como los gases no tienen volumen propio y éste se puede modificar variando la presión y/o
la temperatura, los científicos han acordado como “Condiciones normales de presión y
temperatura” (CNPT) a la temperatura de 0ºC y la presión de 1 atmósfera (1.013,3
hectopascales (hPa).
Experimentalmente se ha determinado que 1 litro de Nitrógeno en CNPT pesa 1,25 g. A
partir de ese dato podemos calcular qué volumen en CNPT ocupa un mol de moléculas de
nitrógeno (N2) cuya masa es de 28 g.:
1,25 g 1litro
28 g x= 28g x 1 litro = 22,4 litros
1,25 g
En el caso del Hidrógeno se ha establecido que 2 litros del mismo en CNPT tienen una masa
de 0, 17856 gramos. Entonces, un mol de moléculas de Hidrógeno (H2), (2 gramos), en CNPT
ocupa el siguiente volumen:
0, 17856 g 2 litros
2g x= 2g x 2 litros = 22,4 litros.
0, 17856 g
Como sucede lo mismo con cualquier gas, se concluye que el volumen en CNPT que ocupa
un mol de moléculas es de 22,4 litros.
En consecuencia, se puede dar el siguiente concepto:
Volumen molar es el volumen ocupado por un mol de moléculas de cualquier sustancia
en estado gaseoso y en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT). Su valor
es de 22,4 litros.
Luego, un mol de moléculas de cualquier sustancia que se encuentre en estado gaseoso y en
CXNPT, tiene 6,02 .1023 moléculas y ocupa un volumen de 22,4 litros.
En resumen:
1 mol de moléculas de cualquier sustancia= 6,02 .1023 moléculas= 22,4 L (si es un gas en
CNPT)
La Estequiometría es la parte de la Química que se ocupa de calcular las masas de los
elementos y de los compuestos que intervienen en una reacción química.
En un sentido más amplio se aplica a la determinación del número de moléculas, de moles
de moléculas o de volúmenes de las sustancias reaccionantes y de los productos de la
reacción.
Como se ha señalado anteriormente, las reacciones químicas se representan por medio de
ecuaciones químicas. Así por ejemplo:
O2 + 2 SO2 2 SO3
Esta ecuación nos indica que una molécula de O2 + 2 moléculas de SO2 forman 2 moléculas
de SO3.

3. De donde se deduce que:
6,02 .1023 moléculas de O2 + 2x 6,02 .1023 moléculas de SO2 forman 2x 6,02 .1023
moléculas de SO3
6,02 .1023 moléculas de O2 + 12, 04 .1023 moléculas de SO2 forman 12, 04 .1023 moléculas
de SO3
Teniendo en cuenta que 6,02 .1023 moléculas constituyen 1 mol de moléculas, se deduce
que:
1 mol de moléculas de O2 + 2 moles de moléculas de SO 2 forman 2 moles de
moléculas de SO3
Recordando que la masa de un mol de moléculas es igual a la masa molecular
expresada en gramos, resulta que:
1 mol de moléculas de O2 = 32 g
1 mol de moléculas de SO2 = 64 g
1 mol de moléculas de SO3 = 80 g
Entonces:
32 g de O2 + 2x 64 g de SO2 forman 2x 80 g de SO3
32 g de O2 + 128 g de SO2 forman 160 g de SO3
Considerando que 1 mol de moléculas de una sustancia gaseosa ocupa un volumen de
22,4 litros en CNPT, se puede establecer que:
22,4 L de O2 + 2x 22,4 L de SO2 forman 2x 22,4 L de SO3
22,4 L de O2 + 44, 8 L de SO2 forman 44, 8 L de SO3
En resumen:
Ecuación química: O2 + 2 SO2 2 SO3
Relaciones entre:
a) Moléculas: 6,02 .1023 + 12,04 .1023 12,04 .1023
b) Moles de moléculas: 1 mol + 2 moles 2 moles
c) Masas: 32 g + 128 g 160 g
d) Volúmenes: 22,4 L + 44, 8 L 44, 8 L