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Explicación

La masa de una molécula

Ya sabes que la masa atómica de un elemento se lee en la tabla periódica y se mide en unidades de masa atómica (u): el oxígeno, 16 u; el hidrógeno, 1 u; el carbono, 12 u.

Una molécula está formada por varios átomos unidos, así que su masa es la suma de las masas de todos sus átomos:

La masa molecular de una sustancia es la suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman su molécula. Se expresa en u.

Por ejemplo, una molécula de agua, $\text{H}_2\text{O}$ , tiene 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno: $M(\text{H}_2\text{O}) = 2 \cdot 1 + 1 \cdot 16 = 18\ \text{u}$

Cómo se calcula, paso a paso

Lee la fórmula y anota cuántos átomos hay de cada elemento. El subíndice indica cuántos átomos hay del símbolo que tiene justo delante; si no hay subíndice, hay 1.
Busca la masa atómica de cada elemento en la tabla periódica.
Multiplica cada masa atómica por el número de átomos y suma los resultados.
Escribe la unidad: u.

Es cómodo hacerlo en una tabla. Para el dióxido de carbono, $\text{CO}_2$ :

Elemento	N.º de átomos	Masa atómica (u)	Masa (u)
C	1	12	12
O	2	16	32
		Total	44 u

Masa fórmula: los compuestos iónicos

Los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio, $\text{NaCl}$ , no forman moléculas: son cristales con muchísimos iones $\text{Na}^{+}$ y $\text{Cl}^{-}$ ordenados. Su fórmula solo indica la proporción de iones (aquí, 1 a 1). Por eso, en vez de masa molecular hablamos de masa fórmula: la masa de la unidad que indica la fórmula. Se calcula igual: $M(\text{NaCl}) = 23 + 35{,}5 = 58{,}5\ \text{u}$

¿Para qué sirve?

La masa molecular permite comparar sustancias: una molécula de $\text{CO}_2$ (44 u) tiene más masa que una de $\text{H}_2\text{O}$ (18 u); en concreto, $44 : 18 \approx 2{,}4$ veces más. Más adelante la usarás para calcular cantidades de sustancia (moles).

Masas atómicas que usaremos (u): H 1 · C 12 · N 14 · O 16 · Na 23 · Mg 24 · Al 27 · S 32 · Cl 35,5 · K 39 · Ca 40.

Puntos clave

Masa molecular = suma de las masas atómicas de todos los átomos de la molécula.
Se expresa en unidades de masa atómica (u).
El subíndice indica cuántos átomos hay del elemento que tiene justo delante; sin subíndice, hay 1.
En los compuestos iónicos (cristales) se habla de masa fórmula, pero se calcula igual.
Las masas atómicas se leen en la tabla periódica; no se confunden con el número atómico.
La masa molecular sirve para comparar sustancias: cuanto mayor, más masa tiene cada molécula.

Errores frecuentes

ErrorSumar las masas atómicas sin multiplicar por el subíndice: $M(\text{CO}_2) = 12 + 16 = 28$ u.
Cómo corregirloHaz la tabla de átomos: en $\text{CO}_2$ hay 2 átomos de O, así que el oxígeno aporta $2 \cdot 16 = 32$ u. Total: 44 u.
ErrorAplicar el subíndice a toda la fórmula: $M(\text{CO}_2) = (12 + 16) \cdot 2 = 56$ u.
Cómo corregirloEl subíndice solo afecta al símbolo que tiene justo delante. El C no lleva subíndice: hay un solo átomo de carbono.
ErrorUsar el número atómico en vez de la masa atómica (por ejemplo, O = 8).
Cómo corregirloEn la casilla de la tabla periódica, el número atómico es el número entero pequeño (8); la masa atómica es el número con decimales o más grande (16,00).
ErrorOlvidar la unidad o poner g.
Cómo corregirloLa masa molecular de una molécula se da en u: $M(\text{H}_2\text{O}) = 18$ u. Los gramos aparecerán más adelante, con el mol.
ErrorLlamar «molécula» a una unidad de $\text{NaCl}$ .
Cómo corregirloEl cloruro de sodio es un cristal iónico: no hay moléculas. Su masa es la masa fórmula (58,5 u).

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1. Contar bolas: el modelo del amoníaco modelo de bolas (visual)
En el laboratorio tenemos el modelo de bolas y varillas de una molécula de amoníaco ( $\text{NH}_3$ ): una bola azul (nitrógeno) unida a tres bolas blancas (hidrógeno). Al lado, el modelo del metano ( $\text{CH}_4$ ), el gas natural de las cocinas: una bola negra (carbono) unida a cuatro blancas. ¿Qué molécula tiene más masa? Datos: H = 1 u; C = 12 u; N = 14 u.

Resolución
Contamos las bolas de cada tipo y multiplicamos por su masa atómica.

Amoníaco, $\text{NH}_3$ : 1 N y 3 H. $M(\text{NH}_3) = 1 \cdot 14 + 3 \cdot 1 = 17\ \text{u}$

Metano, $\text{CH}_4$ : 1 C y 4 H. $M(\text{CH}_4) = 1 \cdot 12 + 4 \cdot 1 = 16\ \text{u}$

La molécula de amoníaco tiene algo más de masa (17 u frente a 16 u), aunque tiene menos átomos (4 frente a 5). Lo que cuenta no es el número de átomos, sino cuánta masa tiene cada uno: el N (14 u) es más pesado que el C (12 u).
Ejemplo 2. Butano y propano: los gases de las bombonas situación real (comparar sustancias)
En muchas casas de Madrid se cocina con bombonas de butano ( $\text{C}_4\text{H}_{10}$ ), y algunos depósitos de calefacción y bombonas de camping llevan propano ( $\text{C}_3\text{H}_8$ ). a) Calcula la masa molecular de cada uno. b) ¿Qué gas tiene las moléculas de mayor masa? c) Comprueba que la masa molecular del propano coincide con la del dióxido de carbono ( $\text{CO}_2$ ). Datos: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u.

Resolución
a) Butano, $\text{C}_4\text{H}_{10}$ : 4 C y 10 H. $M(\text{C}_4\text{H}_{10}) = 4 \cdot 12 + 10 \cdot 1 = 48 + 10 = 58\ \text{u}$ Propano, $\text{C}_3\text{H}_8$ : 3 C y 8 H. $M(\text{C}_3\text{H}_8) = 3 \cdot 12 + 8 \cdot 1 = 36 + 8 = 44\ \text{u}$

b) El butano (58 u) tiene moléculas de mayor masa que el propano (44 u).

c) $M(\text{CO}_2) = 12 + 2 \cdot 16 = 44$ u. Coinciden: dos sustancias distintas pueden tener la misma masa molecular. Por eso la masa molecular no basta para saber qué sustancia es: hay que conocer su fórmula.
Ejemplo 3. El azúcar y la sal de la cocina numérico (masa molecular frente a masa fórmula)
En la cocina hay dos sólidos blancos: el azúcar (sacarosa, $\text{C}_{12}\text{H}_{22}\text{O}_{11}$ ), que es una sustancia molecular, y la sal (cloruro de sodio, $\text{NaCl}$ ), que es un compuesto iónico. a) Calcula la masa molecular de la sacarosa. b) Calcula la masa fórmula del cloruro de sodio. c) ¿Por qué en un caso hablamos de masa molecular y en el otro de masa fórmula? Datos: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Na = 23 u; Cl = 35,5 u.

Resolución
a) Tabla de átomos de la sacarosa:

Elemento N.º de átomos Masa atómica (u) Masa (u)

C 12 12 144

H 22 1 22

O 11 16 176

Total 342 u

$M(\text{C}_{12}\text{H}_{22}\text{O}_{11}) = 342$ u.

b) $M(\text{NaCl}) = 23 + 35{,}5 = 58{,}5$ u.

c) El azúcar está formado por moléculas de $\text{C}_{12}\text{H}_{22}\text{O}_{11}$ : cada una tiene 342 u. La sal es un cristal iónico: no hay moléculas, solo iones $\text{Na}^{+}$ y $\text{Cl}^{-}$ en proporción 1 a 1; por eso calculamos la masa de la «unidad fórmula» $\text{NaCl}$ y la llamamos masa fórmula.

Elemento	N.º de átomos	Masa atómica (u)	Masa (u)
C	12	12	144
H	22	1	22
O	11	16	176
		Total	342 u

Ejercicios

De menos a más. Intenta cada uno antes de mirar la solución.

1. Fácil
Calcula la masa molecular de estas sustancias: a) oxígeno, $\text{O}_2$ ; b) nitrógeno, $\text{N}_2$ ; c) cloruro de hidrógeno, $\text{HCl}$ ; d) dióxido de carbono, $\text{CO}_2$ . Datos: H = 1 u; C = 12 u; N = 14 u; O = 16 u; Cl = 35,5 u.

Ver solución
a) 32 u. b) 28 u. c) 36,5 u. d) 44 u.
a) $M(\text{O}_2) = 2 \cdot 16 = 32$ u. b) $M(\text{N}_2) = 2 \cdot 14 = 28$ u. c) $M(\text{HCl}) = 1 + 35{,}5 = 36{,}5$ u. d) $M(\text{CO}_2) = 12 + 2 \cdot 16 = 44$ u.
2. Fácil
Calcula la masa fórmula de estos compuestos iónicos y explica por qué hablamos de masa fórmula y no de masa molecular: a) óxido de calcio o cal viva, $\text{CaO}$ ; b) cloruro de potasio, $\text{KCl}$ (la «sal baja en sodio»); c) cloruro de calcio, $\text{CaCl}_2$ (el de los absorbehumedad). Datos: O = 16 u; Cl = 35,5 u; K = 39 u; Ca = 40 u.

Ver solución
a) 56 u. b) 74,5 u. c) 111 u. Son cristales iónicos, sin moléculas.
a) $M(\text{CaO}) = 40 + 16 = 56$ u. b) $M(\text{KCl}) = 39 + 35{,}5 = 74{,}5$ u. c) $M(\text{CaCl}_2) = 40 + 2 \cdot 35{,}5 = 40 + 71 = 111$ u. Los tres son compuestos iónicos (metal + no metal): forman cristales de iones, no moléculas. La fórmula indica la proporción de iones, y su masa es la masa fórmula.
3. Media
Ordena estas sustancias de menor a mayor masa molecular: metano ( $\text{CH}_4$ ), agua ( $\text{H}_2\text{O}$ ), amoníaco ( $\text{NH}_3$ ), oxígeno ( $\text{O}_2$ ), dióxido de carbono ( $\text{CO}_2$ ) y ozono ( $\text{O}_3$ ). Datos: H = 1 u; C = 12 u; N = 14 u; O = 16 u.

Ver solución
CH₄ (16 u) < NH₃ (17 u) < H₂O (18 u) < O₂ (32 u) < CO₂ (44 u) < O₃ (48 u).
$M(\text{CH}_4) = 12 + 4 \cdot 1 = 16$ u $M(\text{NH}_3) = 14 + 3 \cdot 1 = 17$ u $M(\text{H}_2\text{O}) = 2 \cdot 1 + 16 = 18$ u $M(\text{O}_2) = 2 \cdot 16 = 32$ u $M(\text{CO}_2) = 12 + 2 \cdot 16 = 44$ u $M(\text{O}_3) = 3 \cdot 16 = 48$ u Orden: $\text{CH}_4 < \text{NH}_3 < \text{H}_2\text{O} < \text{O}_2 < \text{CO}_2 < \text{O}_3$ .
4. Media
La glucosa ( $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$ ) es el azúcar que usan nuestras células para obtener energía. a) ¿Cuántos átomos tiene una molécula de glucosa? b) Calcula su masa molecular. c) ¿Qué elemento aporta más masa a la molécula? Datos: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u.

Ver solución
a) 24 átomos. b) 180 u. c) El oxígeno (96 u).
a) $6 + 12 + 6 = 24$ átomos. b) C: $6 \cdot 12 = 72$ u; H: $12 \cdot 1 = 12$ u; O: $6 \cdot 16 = 96$ u. $M(\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6) = 72 + 12 + 96 = 180\ \text{u}$ c) El oxígeno, con 96 u (más de la mitad de la masa), aunque hay el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno.
5. Difícil
El gas de los mecheros es un compuesto formado solo por carbono e hidrógeno. Su molécula tiene 4 átomos de carbono y su masa molecular es 58 u. ¿Cuántos átomos de hidrógeno tiene? Escribe su fórmula. Datos: H = 1 u; C = 12 u.

Ver solución
10 átomos de H; fórmula C₄H₁₀ (butano).
Masa que aportan los 4 átomos de carbono: $4 \cdot 12 = 48$ u. Masa que queda para el hidrógeno: $58 - 48 = 10$ u. Como cada H tiene 1 u, hay $10 : 1 = 10$ átomos de H. Fórmula: $\text{C}_4\text{H}_{10}$ (es el butano). Comprobación: $4 \cdot 12 + 10 \cdot 1 = 58$ u. ✔

Para practicar más

1. Fácil
Calcula la masa molecular de: a) dióxido de azufre, $\text{SO}_2$ (gas que se forma al quemar carbón); b) peróxido de hidrógeno, $\text{H}_2\text{O}_2$ (agua oxigenada); c) metano, $\text{CH}_4$ . Datos: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; S = 32 u.

Ver solución
a) 64 u. b) 34 u. c) 16 u.
a) $M(\text{SO}_2) = 32 + 2 \cdot 16 = 64$ u. b) $M(\text{H}_2\text{O}_2) = 2 \cdot 1 + 2 \cdot 16 = 34$ u. c) $M(\text{CH}_4) = 12 + 4 \cdot 1 = 16$ u.
2. Fácil
Calcula la masa fórmula de: a) hidrogenocarbonato de sodio o bicarbonato, $\text{NaHCO}_3$ ; b) carbonato de calcio, $\text{CaCO}_3$ (la caliza y el mármol). Datos: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Na = 23 u; Ca = 40 u.

Ver solución
a) 84 u. b) 100 u.
a) $M(\text{NaHCO}_3) = 23 + 1 + 12 + 3 \cdot 16 = 84$ u. b) $M(\text{CaCO}_3) = 40 + 12 + 3 \cdot 16 = 100$ u.
3. Media
El ácido sulfúrico ( $\text{H}_2\text{SO}_4$ ) es el producto químico que más se fabrica en el mundo. a) Calcula su masa molecular. b) ¿Cuántas veces es mayor que la masa molecular del agua ( $\text{H}_2\text{O}$ )? Datos: H = 1 u; O = 16 u; S = 32 u.

Ver solución
a) 98 u. b) Unas 5,4 veces.
a) $M(\text{H}_2\text{SO}_4) = 2 \cdot 1 + 32 + 4 \cdot 16 = 2 + 32 + 64 = 98$ u. b) $M(\text{H}_2\text{O}) = 18$ u; $\dfrac{98}{18} \approx 5{,}4$ . Una molécula de ácido sulfúrico tiene unas 5,4 veces más masa que una de agua.
4. Media
El etanol ( $\text{C}_2\text{H}_6\text{O}$ ) es el alcohol de las bebidas y de los geles desinfectantes, y el ácido acético ( $\text{C}_2\text{H}_4\text{O}_2$ ) es el ácido del vinagre. a) Calcula la masa molecular de cada uno. b) ¿Cuál tiene más masa y cuánta más? Datos: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u.

Ver solución
a) Etanol 46 u; ácido acético 60 u. b) El ácido acético, 14 u más.
a) $M(\text{C}_2\text{H}_6\text{O}) = 2 \cdot 12 + 6 \cdot 1 + 16 = 24 + 6 + 16 = 46$ u. $M(\text{C}_2\text{H}_4\text{O}_2) = 2 \cdot 12 + 4 \cdot 1 + 2 \cdot 16 = 24 + 4 + 32 = 60$ u. b) El ácido acético: $60 - 46 = 14$ u más.
5. Difícil
Un compuesto formado por azufre y oxígeno tiene un átomo de azufre por molécula y una masa molecular de 80 u. ¿Cuántos átomos de oxígeno tiene? Escribe su fórmula. Datos: O = 16 u; S = 32 u.

Ver solución
3 átomos de O; fórmula SO₃.
Masa del azufre: 32 u. Masa que queda para el oxígeno: $80 - 32 = 48$ u. Átomos de O: $48 : 16 = 3$ . Fórmula: $\text{SO}_3$ . Comprobación: $32 + 3 \cdot 16 = 80$ u. ✔

Masa molecular y masa fórmula