El documento explica las diferencias entre masa atómica, masa molecular y masa fórmula. La masa atómica se refiere a la masa de un átomo individual, la masa molecular es la suma de las masas de los átomos que componen una molécula, y la masa fórmula se usa para compuestos iónicos y se refiere a la masa de la unidad fórmula. También proporciona ejemplos del cálculo de las masas moleculares del etanol y el cloruro de calcio para ilustrar estas

1. Masa atómica es la masa de un átomo, medida en u. Por
ejemplo, cuando decimos que la masa atómica del calcio
es de 40 u. Estamos indicando que es 40 veces mayor
que la doceava parte de la masa de un átomo de carbono
12.
Masa molecular es la masa de una molécula, medida en
u. Es la suma de las masas de los átomos que forman la
molécula. Ejemplo: La masa molecular del agua H2O es:
H = 1.0 u X 2 = 2.0 u
O= 16 u X 1 = 16.0 u
Masa molecular del agua = 18.0 u.
El término masa molecular se debe reservar para las
sustancias que existen en forma de moléculas discretas;
al referirse a compuestos iónicos y a otros en los que no
existen moléculas discretas es preferible utilizar la
expresión masa fórmula.

3. Masa molecular- La masa molecular de un compuesto covalente es la masa, en
unidades de masa atómica, de una molécula. Su masa molar es la masa, en
gramos, de un mol de sus moléculas.
La masa fórmula de un compuesto iónico es la masa, en unidades de masa
atómica, de una unidad fórmula. Su masa molar es la masa, en gramos, de un
mol de unidades fórmula.
Etanol, C₂H₅OH, un compuesto covalente.
2 átomos de carbono 2X 12.0 u = 24.00 u
6 átomos de hidrógeno 6X 1.00 u = 6.00 u
1 átomo de oxígeno 1X 16.0 u = 16.00 u
masa molecular de C₂H₅OH 46.00 u.
Masa de un mol de moléculas de C₂H₅OH = 46 g
Masa molar del C₂H₅OH = 46.0 g/mol
Cloruro de calcio, CaCl₂, un compuesto iónico
1 átomo de calcio 1X 40.1u = 40.1 u
2 átomos de cloro 2X 35.5u = 71.0 u
masa fórmula del cloruro de calcio 111.1 u
Masa de un mol de unidades fórmula de ,CaCl₂ = 111.1 g
Masa molar del cloruro de calcio = 111.1 g/mol

4. MOL
Mol, unidad básica del sistema internacional de unidades (SI),
definida como la cantidad de una sustancia que contiene tantas
entidades elementales (átomos, moléculas, iones, u otras
partículas) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono 12.
Esa cantidad de partículas es aproximadamente de
6,0221 × 1023, el llamado número de Avogadro. Por tanto, un
mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya masa expresada
en gramos es numéricamente igual a la masa atómica de dicha
sustancia.
ESTEQUIOMETRÍA
Cuando Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce
como ley de la conservación de la materia sentó las bases
para la estequiometría que la podemos definir como el
procedimiento por medio del cual se determinan las cantidades
de reactivos y productos que intervienen en una reacción
química. Su etimología deriva del griego stoicheion que significa
primer principio o elemento y metrón que significa medida.

5. El concepto de mol se ha generalizado como un número
de partículas y es frecuente encontrar expresiones como:
“un mol de átomos, “un mol de iones”, “un mol de
moléculas”, etc. En todos los casos un mol contiene
6.02X1023 partículas: un mol de moléculas contiene
6.02X1023 moléculas, un mol de iones contiene 6.02X1023
iones etc.
Al número
6.02X1023
se le conoce como número de
Avogadro

6. Estequiometría. Se denomina estequiometría al
estudio de las reacciones cuantitativas que existen
entre las sustancias que intervienen en las reacciones
químicas.
Pasos fundamentales en la resolución de problemas de
estequiometría:
 a) Escribir la ecuación química.
 b) Balancearla.
 c) A partir de la reacción balanceada, calcular las masas,
moles o moléculas de las sustancias que se mencionan
en al problema.

7.  Ley de Proust. “Cuando dos o más elementos se unen para
formar un compuesto, la relación en masa en que lo hacen es
siempre la misma”
Ejercicio 5. Calcular la composición
en % (centesimal) de las sustancias que se indican en
la tabla, llenando los
espacios correspondientes, utiliza la siguiente fórmula:
Proust observó que el
agua está formada
siempre por 11 partes por
100 de hidrógeno y por
89 partes por 100 de
oxígeno, sea cual sea su
procedencia.
En la molécula de agua
hay 11 % de Hidrógeno
y 89 % de Oxígeno.

8. La estequiometría es utilizada para saber cuánto producto
se formará a partir de cierta cantidad de reactivo ó que
cantidad de reactivo se necesita para obtener una
cantidad “x” de producto; es por ello que se realizan
cálculos estequiométricos.
Se pueden hacer conversiones estequiométricas masa –
masa ó mol – mol dependiendo de lo que se solicite.
Estequiometría masa – masa: este proceso se utiliza
cuando se necesita conocer la cantidad de cada reactivo
que se debe utilizar para producir la masa del producto
que se desee.