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CAPÍTULO 5 

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS: EL CABALLO DE BATALLA DEL ANALISTA

Como los elementos que existen de manera natural consisten en mezclas de isótopos, 

los pesos atómicos químicos serán un promedio de los pesos de los isótopos de cada ele-

mento tomando en cuenta su abundancia natural relativa. Así, ninguno de los elementos 

tiene un peso entero. Por ejemplo, el bromo tiene dos isótopos: 

79

Br, con peso atómico 

78.981338, con abundancia relativa de 100.0, y 

81

Br, con peso atómico 80.9162921, con 

abundancia relativa de 97.28 (es decir, 50.69 y 49.31%, respectivamente). Esto da como 

promedio 79.904, el peso atómico natural que se usa en los cálculos químicos. Otra me-

dición que usan los químicos es peso molecular en gramos (gmw, gram-molecular weight), 

que se define como la suma de los pesos atómicos de los átomos que forman un compuesto. 

El término peso fórmula en gramos (gfw, gram-formula weight) es una descripción más 

exacta para sustancias que no existen como moléculas sino como compuestos iónicos 

(electrólitos fuertes: ácidos, bases, sales). Algunas veces se usa el término masa molar en 

vez de peso fórmula en gramos. Aquí se usará simplemente el término peso fórmula 

en todos los cálculos.

¿QUÉ ES UN DALTON?

Los biólogos y los químicos usan a veces la unidad dalton para reportar masas de grandes 

sustancias proteínicas, como cromosomas, ribosomas, virus y mitocondrias, en las que el 

término peso molecular sería inadecuado. La masa de un solo átomo de carbono-12 es 

equivalente a 12 dáltones, y un dalton es, por tanto, 1.661 

 10

24

 g, el valor recíproco 

del número de Avogadro. El número de dáltones en una sola molécula es numéricamente 

equivalente al peso molecular (g/mol). Hablando estrictamente, no es correcto usar el 

dalton como unidad de peso molecular, y se debe reservar para los tipos de sustancias que 

se mencionaron. Por ejemplo, la masa de una célula bacteriana de Escherichia coli es al-

rededor de 1 

 10

12

 g, o 6 

 10

11

 dáltones.

MOLES: LA UNIDAD BÁSICA PARA IGUALAR LAS COSAS

El químico sabe que los átomos y las moléculas reaccionan en proporciones definidas. Por 

infortunio, no puede contar cómodamente el número de átomos o moléculas que participan 

en una reacción. Sin embargo, si ha determinado sus masas relativas, puede describir sus 

reacciones sobre la base de las masas relativas de átomos y moléculas que reaccionan y 

no del número de átomos y moléculas que lo hacen. Por ejemplo, en la reacción

Ag



 

 Cl



 

→ A



g



C



l



se sabe que un ion plata se combina con un ion cloruro. Se sabe, además, que como el 

peso atómico de la plata es 107.870 y el del cloro es 35.453, se combinarán 107.870 uni-

dades de masa de la plata con 35.453 unidades de masa del cloro. Para simplificar los 

cálculos, los químicos han desarrollado el concepto de mol, que es el número de Avogadro 

(6.023 

 10

23

) de átomos, moléculas, iones u otra especie. Numéricamente, es el número 

atómico, molecular o de fórmula de una sustancia, expresada en gramos.

1

Ahora bien, como un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de áto-

mos o moléculas que un mol de cualquiera otra, los átomos reaccionarán en la misma 

relación molar que la relación atómica en su reacción. En el ejemplo anterior, un ion plata 

reacciona con un ion cloruro, y así cada mol de ion plata reaccionará con un mol de ion 

cloruro. (Cada 107.87 g de Ag reaccionarán con 35.453 g de Cl.)

1

 En realidad, el término peso atómico en gramos es más correcto para los átomos; peso fórmula en gramos para 

sustancias iónicas, y peso molecular en gramos para moléculas; pero aquí se usará moles en sentido amplio para in-

cluir todas las sustancias. En vez de peso fórmula en gramos, se usará simplemente peso fórmula (p. fórm.).

Se usará peso fórmula (p. fórm.) 

para expresar gramos por mol.

Hay 6.023 

 10

23

 átomos 

en un mol de átomos.

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