Separa masa, cantidad de sustancia y concentración
La masa describe la muestra, en unidades como el gramo. La cantidad de sustancia, en moles, cuenta entidades con el mol. La concentración molar relaciona una cantidad de soluto con el volumen final de la disolución. Esas magnitudes se conectan, pero no valen como datos intercambiables.
Para una muestra de masa m y masa molar M, n = m/M. Con una masa molar de 58,5 g/mol, 11,7 g corresponden a 11,7/58,5 = 0,200 mol. Deja la sustancia y las unidades en el cálculo, para que la cantidad quede unida a la especie correcta.
Calcula la molaridad con el volumen final de la disolución
La concentración molar es c = n/V si n está en moles y V es el volumen final de la disolución en litros. El ejemplo resuelto usa 0,50 mol en 2,0 L y da 0,25 mol/L. Si hay 0,060 mol en 300 mL de disolución, pasa 300 mL a 0,300 L y calcula 0,060/0,300 = 0,20 mol/L.
No sustituyas el volumen final de la disolución por la cantidad de disolvente añadida, salvo que el problema fije esa relación. Con el soluto fijo, duplicar el volumen final deja la molaridad en la mitad. Esa predicción sirve como control de orden de magnitud, junto con la cuenta.
Ajusta con coeficientes y deja las fórmulas intactas
Toma la ecuación preparada N₂ + H₂ → NH₃. Pon un 2 delante de NH₃ para tener dos átomos de nitrógeno a cada lado, y luego un 3 delante de H₂ para tener seis átomos de hidrógeno a cada lado. La ecuación ajustada es N₂ + 3H₂ → 2NH₃. Cuenta cada elemento para comprobarlo.
Cambiar NH₃ a NH₂ cambiaría la sustancia que representa. Ajusta cambiando los coeficientes y deja los subíndices intactos. Un coeficiente multiplica toda la fórmula: 2NH₃ son dos átomos de nitrógeno y seis de hidrógeno en el recuento de moléculas.
Usa la ecuación ajustada como relación molar
En N₂ + 3H₂ → 2NH₃, un mol de N₂ reacciona con tres moles de H₂ y corresponde a dos moles de NH₃. Si 0,40 mol de N₂ reaccionan del todo con hidrógeno en exceso, la cantidad teórica de NH₃ es 0,40 × 2 = 0,80 mol. Esto es una relación molar, no de masas.
Un cálculo teórico supone las condiciones del problema, incluido qué reactivo limita la reacción. El rendimiento real puede ser más bajo. Para pasar de la cantidad de producto a la masa, usa la masa molar de ese producto después de la relación molar.
Identifica el reactivo limitante con esa misma reacción
Supón 0,40 mol de N₂ y 0,90 mol de H₂ disponibles para la misma ecuación. El nitrógeno necesitaría 1,20 mol de H₂ para reaccionar del todo, pero solo hay 0,90 mol. El hidrógeno limita la reacción. En teoría puede dar 0,90 × (2/3) = 0,60 mol de NH₃.
También puedes calcular la cantidad posible de producto desde cada reactivo y quedarte con la menor. Comparar sin más las cantidades iniciales en moles no basta, porque los coeficientes no son iguales. Aquí, 0,90 mol de H₂ consumen 0,30 mol de N₂ y dejan 0,10 mol de N₂ en este cálculo idealizado.
Di qué describe el número
La respuesta final debe nombrar la sustancia o la disolución, la magnitud y la unidad. Distingue mol de mol/L, y los gramos de los moles. Sigue las cifras significativas y el redondeo de la tarea, y conserva bastantes cifras en los pasos intermedios.
Si el resultado parece mal, mira primero la fórmula, el volumen final, los coeficientes del ajuste y el camino de las conversiones. Pregúntale a Lirno por la primera relación que no veas clara. Estos ejemplos sirven para la tarea escrita; en el laboratorio, sigue los procedimientos y la supervisión que aprueba tu clase.
Pasa de una masa a la cantidad de producto, paso a paso
En la reacción preparada 2Mg + O₂ → 2MgO, supón que 4,8 g de magnesio reaccionan del todo con oxígeno en exceso. Usa las masas molares redondeadas que te dan: Mg = 24 g/mol y MgO = 40 g/mol. Primero pasa la masa de magnesio a cantidad de sustancia: 4,8/24 = 0,20 mol. La ecuación ajustada tiene relación 2:2, así que salen 0,20 mol de MgO.
Vuelve a pasar la cantidad de producto a masa: 0,20 × 40 = 8,0 g de MgO. El producto pesa más que el magnesio solo porque el oxígeno aporta masa. Con estos valores redondeados entran 3,2 g de oxígeno, y 4,8 + 3,2 = 8,0 g. Si tu tarea da otras masas atómicas, usa esas; no mezcles valores redondeados con otros más precisos a mitad del cálculo.
