Masa molar

¿Qué es la masa molar?

La masa molar es una propiedad intensiva de la materia que relaciona el concepto de mol con las mediciones de masa. Siendo más concisos, es la cantidad de masa correspondiente a un mol de sustancia; es decir, lo que “pesa” un número de Avogadro (6.022·10²³) de partículas determinadas.

Un mol de cualquier sustancia contendrá el mismo número de partículas (iones, moléculas, átomos, etc.); sin embargo, su masa variará debido a que sus dimensiones moleculares vienen definidas por el número de átomos y los isótopos que integran su estructura. Cuanto más másico sea el átomo o la molécula, más grande será su masa molar.

Por ejemplo, supongamos que se reúne exactamente un mol para cinco compuestos distintos (imagen superior). Utilizando una balanza, se ha medido la masa para cada cúmulo, expresada debajo. Esta masa corresponde a la masa molar. De todos ellos, el compuesto morado es el que tiene las partículas más livianas, mientras que el compuesto azul oscuro, las más pesadas.

Nótese que se muestra una tendencia generalizada y exagerada: a mayor masa molar, menor es la cantidad de muestra que debe colocarse en la balanza. No obstante, este volumen de materia también depende enormemente del estado de agregación de cada compuesto y de su densidad.

Cálculo de la masa molar

Definición

La masa molar puede calcularse partiendo de su definición: cantidad de masa por mol de sustancia:

M = gramos de sustancia /mol de sustancia

De hecho, g/mol es la unidad en la que usualmente viene expresada la masa molar, junto a kg/mol. Así, si conocemos cuántos moles tenemos de un compuesto o elemento, y lo pesamos, llegaremos directamente a su masa molar aplicando una sencilla división.

Elementos

La masa molar no solo aplica para los compuestos, sino también para los elementos. El concepto de moles no discrimina en lo absoluto. Por lo tanto, con la ayuda de una tabla periódica, ubicamos las masas atómicas relativas para un elemento de interés y multiplicamos su valor por 1 g/mol; esta es la constante de Avogadro, M_U.

Por ejemplo, la masa atómica relativa del estroncio es 87,62. Si queremos tener su masa atómica, sería 87,62 uma; pero si lo que buscamos es su masa molar, entonces será 87,62 g/mol (87,62·1g/mol). Y así, las masas molares de todos los demás elementos se obtienen del mismo modo, sin necesidad siquiera de realizar dicha multiplicación.

Compuestos

La masa molar de un compuesto no es más que la sumatoria de las masas atómicas relativas de sus átomos multiplicada por M_U.

Por ejemplo, la molécula de agua, H₂O, tiene tres átomos: dos de hidrógeno y uno de oxígeno. Las masas atómicas relativas del H y O son 1,008 y 15,999, respectivamente. Así, sumamos sus masas multiplicando por el número de átomos presentes en la molécula del compuesto:

2 H · (1,008) = 2,016

1 O · (15,999) = 15,999

M(H₂O) = (2,016 + 15,999)·1g/mol = 18,015 g/mol

Es una práctica bastante común el omitir M_U al final:

M(H₂O) = (2,016 + 15,999) = 18,015 g/mol

Se sobreentiende que la masa molar tiene unidades de g/mol.

Ejemplos de masa molar

Se ha mencionado una de las masas molares más conocidas: la del agua, 18 g/mol. Quienes se familiarizan con estos cálculos, llegan a un punto en el que son capaces de memorizar algunas masas molares sin necesidad de buscarlas o calcularlas como se hizo arriba. Algunas de estas masas molares, que sirven como ejemplos, son las siguientes:

• O₂: 32 g/mol.
• N₂: 28 g/mol.
• NH₃: 17 g/mol.
• CH₄: 16 g/mol.
• CO₂: 44 g/mol.
• HCl: 36,5 g/mol.
• H₂SO₄: 98 g/mol.
• CH₃COOH: 60 g/mol.
• Fe: 56 g/mol.

Nótese que los valores dados están redondeados. Para propósitos más precisos, se deben expresar las masas molares con más decimales y calcularlas con las debidas y exactas masas atómicas relativas.

Ejercicios resueltos

Ejercicio 1

Mediante métodos analíticos, se calculó que una solución de una muestra contiene 0,0267 moles de un analito D. Asimismo, se sabe que su masa corresponde al 14% de una muestra cuya masa total es de 76 gramos. Calcule la masa molar del supuesto analito D.

Debemos determinar la masa de D que está disuelta en la solución. Procedemos:

Masa (D) = 76 g·0,14 = 10,64 g D

Es decir, calculamos el 14% de los 76 gramos de la muestra, los cuales corresponden a los gramos del analito D. Luego, y por último, aplicamos la definición de la masa molar, ya que disponemos de los datos suficientes para calcularla:

M(D) = 10,64 g D/ 0,0267 moles D

=398,50 g/mol

Lo que se traduce como: un mol (6.022·10²³) de moléculas de Y tiene una masa igual a 398,50 gramos. Gracias a este valor podemos saber cuánto de Y queremos pesar en la balanza en caso de que deseáramos, por ejemplo, preparar una solución de una concentración molar de 5·10^-3 M; esto es, disolver 0,1993 gramos de Y en un litro de solvente:

5·10^-3 (mol/L) · (398,50 g/mol) = 0,1993 g Y

Ejercicio 2

Calcule la masa molar del ácido cítrico sabiendo que su fórmula molecular es C₆H₈O₇.

La misma fórmula C₆H₈O₇ facilita la comprensión del cálculo, ya que nos dice de una vez el número de átomos de C, H y O que hay en el ácido cítrico. Por lo tanto, repetimos el mismo paso realizado con el agua:

6 C · (12,0107) = 72,0642

8 H · (1,008) = 8,064

7 O · (15,999) = 111,993

M(ácido cítrico) = 72,0642 + 8,064 + 111,993

= 192,1212 g/mol

Ejercicio 3

Calcule la masa molar del sulfato de cobre pentahidratado, CuSO₄·5H₂O.

Conocemos de antes que la masa molar del agua es 18,015 g/mol. Esto nos sirve para simplificar los cálculos, pues la omitimos por el momento y nos enfocamos en la sal anhidra CuSO₄.

Tenemos que las masas atómicas relativas del cobre y azufre son 63,546 y 32,065, respectivamente. Con estos datos, procedemos del mismo modo que con el ejercicio 2:

1 Cu · (63,546) = 63,546

1 S · (32,065) = 32,065

4 O · (15,999) = 63,996

M(CuSO₄) = 63,546 + 32,065 + 63,996

= 159,607 g/mol

Pero nos interesa la masa molar de la sal pentahidratada, no la anhidra. Para ello, debemos sumarle al resultado la masa correspondiente del agua:

5 H₂O = 5 · (18,015) = 90,075

M(CuSO₄·5H₂O) = 159,607 + 90,075

=249,682 g/mol

Referencias

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química (8va ed.). CENGAGE Learning.
2. Molar mass. Recuperado de en.wikipedia.org.
3. Garcia, N. What is Molar Mass? Definition, Formula & Examples. Recuperado de study.com.
4. Kristy, D., Bailey, M. Stoichiometry Tutorial Finding Molar Mass. Recuperado de occc.edu.
5. Helmenstine, A.M. Molar Mass Example Problem. Recuperado de thoughtco.com.