Diferencia entre la masa de fórmula y la masa molecular

La masa de fórmula, a veces también llamada peso de fórmula y representada como PF, corresponde a la suma de los pesos atómicos promedio de todos los átomos presentes en la fórmula empírica de una sustancia química. Por otro lado, la masa molecular, también llamada peso molecular y representada como PM, corresponde a la masa promedio de una molécula o unidad discreta de un compuesto molecular. Al igual que la masa de fórmula, la masa molecular se puede calcular sumando las masas atómicas promedio de los átomos que conforman a la molécula y que, por lo tanto, están representados en la fórmula molecular.

A pesar de ser esencialmente distintos, los conceptos de masa de fórmula y masa molecular están íntimamente relacionados. Ambos se calculan de la misma manera y ambos se utilizan con la misma intención. En otras palabras, desde el punto de vista práctico son indistinguibles el uno del otro. Sin embargo, desde el punto de vista conceptual, implican diferencias sutiles que tiene que ver con el uso correcto de la terminología química.

Fórmulas moleculares y fórmulas empíricas

Para comprender mejor la diferencia entre la masa de fórmula y la masa molecular, es necesario aclarar la diferencia entre fórmulas empíricas y fórmulas moleculares, ya que, en el fondo, estas masas no son más que la suma de las masas de los átomos presentes en una u otra fórmula.

La fórmula molecular

La fórmula molecular es una representación simplificada de la composición química de una sustancia molecular. Indica los tipos de átomos que componen una molécula, así como el número real de átomos de cada tipo presentes en su estructura. En este sentido, el concepto de fórmula molecular solamente corresponde a compuestos moleculares, es decir, a aquellos que están formados por unidades discretas denominadas moléculas, en las que todos los átomos se encuentran unidos entre sí por medio de enlaces covalentes, y que presentan interacciones intermoleculares débiles del tipo van der Waals.

La fórmula molecular y los compuestos iónicos

Es un error muy común hablar de fórmula molecular en relación a compuesto iónicos. Por ejemplo, se suele decir de manera descuidada que la fórmula «molecular» del cloruro de sodio es NaCl. Esto representa un error conceptual ya que, por tratarse de un compuesto iónico, en el cloruro de sodio no existen moléculas. Ningún ion sodio está enlazado a un único ion cloruro formando una unidad discreta de NaCl, sino que todos están unidos a todos los demás por medio de fuerzas de atracción electrostática, es decir, por medio del enlace iónico.

En un ejemplo libre, eso sería equivalente a decir que en un salón con 20 alumnos varones y 20 alumnas hembras, quienes apenas se conocen, hay 20 parejas de novios. A pesar de que, en efecto, hay una hembra por cada varón, esto no quiere decir que exista entre ellos ningún vínculo que no sea el hecho de estar en el mismo sitios. En este caso, sería más correcto decir que el salón está formado por igual cantidad de varones y hembras. Esto es justamente lo que la fórmula de un compuesto iónico busca transmitir: NaCl no significa que el cloruro de sodio este formado por «parejas» de iones cloruro y de iones sodio, sino que en el cloruro de sodio hay la misma proporción de cada ion.

La fórmula molecular y la masa molecular

En vista de que los compuestos iónicos no forman moléculas, es incorrecto hablar de la fórmula molecular de un compuesto iónico. Solo los compuestos moleculares tienen fórmula molecular. Por extensión, solo los compuestos moleculares tienen masa molecular.

Ejemplos:

• La fórmula molecular del benceno es C₆H₆ y tiene una masa molecular de 78,11 uma.
• La fórmula molecular del agua es H₂O y tiene una masa molecular de 18.01 uma.
• La fórmula molecular de la glucosa es C₆H₁₂O₆ y tiene una masa molecular de 180.16 uma.
• El nitrato de potasio, por ser un compuesto iónico, no tiene fórmula molecular ni tampoco masa molecular. Lo que tiene es fórmula empírica y masa fórmula.

La fórmula empírica

La fórmula empírica es la relación mínima de números enteros que puede existir entre los átomos que conforman a una sustancia química. En función de la ley de las proporciones definidas, toda sustancia pura, sea esta iónica o molecular, está conformada por un conjunto de elementos que se encuentran asociados en una proporción fija y bien definida. La fórmula empírica consiste, entonces, en la combinación de números enteros más pequeños posible con la que se puede representar esta proporción.

Por ejemplo, como hemos visto, el benceno es un compuesto molecular formado por 6 carbonos y 6 hidrógenos, por lo que podemos decir que, en esta sustancia, los átomos de carbono e hidrógeno están es una proporción de 6:6. Sin embargo, esta proporción se puede simplificar para obtener una con números enteros más pequeños, que es 1:1. Por esta razón, podemos decir que la fórmula empírica del benceno es CH.

La fórmula empírica y los compuestos iónicos

A diferencia de las fórmulas moleculares, las cuales solo se aplican a compuestos moleculares, la fórmula empírica puede aplicarse a cualquier tipo de sustancia química, desde elementos puros hasta compuestos iónicos, pasando por los compuestos moleculares. En otras palabras, la única manera correcta de representar a los compuestos iónicos es a través de su fórmula empírica, mientras que los compuestos moleculares pueden representarse tanto por su fórmula empírica como molecular.

La fórmula empírica y la masa de fórmula

La masa de fórmula representa la masa de una unidad de la fórmula empírica, y es de allí de donde recibe su nombre. De lo anterior se deduce que, mientras que los a los compuestos moleculares se les asocia una masa molecular pero a los iónicos no, tanto a los primeros como a los segundos se les asocia una masa de fórmula.

Determinación de la masa de fórmula de un compuesto iónico

Se debe aclarar un punto importante respecto a la fórmula empírica y la masa fórmula de los compuestos iónicos. Existen algunas situaciones en las que la fórmula empírica no coincide de manera exacta con la fórmula que utilizamos para representar a algunos compuestos iónicos, en particular aquellos que poseen iones poliatómicos covalentes de fórmula simplificable como por ejemplo el oxalato (C₂O₄^2-), el tetrationato (S₄O₆^–) o el peróxido (O₂^2-). Esto se debe a que una fórmula empírica busca representar la mínima proporción en la que se encuentran todos los átomos de una sustancia, pero en el caso de los compuestos iónicos, resulta más importante expresar la mínima proporción en la que se encuentran los iones que conforman dicho compuesto, más no los átomos individuales.

En este sentido, debemos tener en cuenta que, al expresar la fórmula de un compuesto iónico, se toman los iones poliatómicos como unidades discretas indivisibles, incluso si sus subíndices se pueden simplificar más.

Ejemplo

Para ilustrar lo anterior, consideremos el oxalato de potasio, que es un compuesto iónico formado por iones oxalato (C₂O₄^2-) y cationes potasio (K⁺). Se requieren dos potasios por cada oxalato, así que la fórmula de este compuesto es K₂C₂O₄. A pesar de que esta fórmula se podría simplificar a KCO₂ (la que de hecho es la fórmula empírica de este compuesto), a fines de la determinación de la masa de fórmula en este caso no se lleva a cabo la simplificación debido a que se considera el ion oxalato como una unidad discreta.

Esta práctica asegura que las fórmulas de los compuestos iónicos y sus respectivas masas fórmula siempre se puedan utilizar inequívocamente para determinar el número de iones de cada tipo presentes en una muestra.

Cálculo de la masa fórmula y la masa molecular

Como ya se mencionó, desde el punto de vista práctico tanto la masa molecular como la masa de fórmula se calculan y se utilizan de la misma manera. En ambos casos se parte de la respectiva fórmula, la molecular o la empírica, según sea el caso, y se suman las masas atómicas promedio de todos los átomos presentes.

Magnitud y unidades de la masa de fórmula y la masa molecular

Al tratarse de masas, es evidente que tanto la masa fórmula como la molecular se deben expresar en unidades de masa. Dicho esto, es importante notar que ambas masas tienen magnitudes extremadamente pequeñas en virtud de que representan las masas de tan solo unos pocos átomos. Por esta razón, en lugar de utilizar unidades como gramos o kilogramos para representar a la masa de fórmula o la molecular, se utilizan unidades de masa atómica o uma.

En este sentido, es incorrecto decir que la masa molecular del agua es 18 g, ya que esa es, en realidad, la masa de un mol de moléculas de agua, no de una sola. En este caso, se están confundiendo los conceptos de masa fórmula y molecular con el de masa molar, que no es lo mismo.

Ejemplos

• Determinar la masa molecular del ácido butanóico cuya fórmula molecular es C₃H₇COOH.

Este compuesto posee 4 átomos de carbono, 8 de hidrógeno y 2 de oxígeno, por lo que su masa molecular o peso molecular es:

PM_C3H7COOH = (4 x PA_C) + (8 x PA_H) + (2 x PA_O) =  (4 x 12 uma) + (8 x 1 uma) + (2 x 16 uma) = 88 uma

• Determinar la masa fórmula del fosfato de calcio cuya fórmula empírica es Ca₃(PO₄)₂

PF_Ca3(PO4)2 = (3 x PA_Ca) + (2 x PA_P) + (8 x PA_O) =  (3 x 40 uma) + (2 x 31 uma) + (8 x 16 uma) = 310 uma

El uso de la masa de fórmula y la masa molecular

La razón principal por la que la mayoría de las personas determina la masa fórmula de un compuesto iónico o la molecular de una sustancia molecular, es debido a que ambas son numéricamente iguales a las respectivas masas molares. Estas representan la masa en gramos de un mol de sustancia, por lo que la masa de fórmula y la masa molecular sirven para determinar indirectamente el número de moles presentes en cualquier muestra de sustancia.

Por medio del número de moles se abre la posibilidad de llevar a cabo todo tipo de cálculos estequiométricos, desde número de átomos, iones o moléculas, hasta reactivos limitantes, reactivos en exceso y los distintos tipos de rendimientos, entre otros.

Resumen de las diferencias y semejanzas entre masa fórmula y masa molecular

La siguiente tabla resume todo lo discutido a lo largo del presente artículo.

Referencias

¿Cómo calcular el Peso molecular? Ejemplos y ejercios. (2021, May 18). Unibetas curso examen de admisión online. https://unibetas.com/peso-molecular/

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Medina, J. (2011). QUÍMICA I: CLASE 4: Tema 1 Estequiometría de compuestos. El Blog Del Profesor Jhonny Medina. http://quimicaunouc.blogspot.com/p/masa-molecular-masa-formula-y-masa-molar.html

Merino, M. (2009). Definición de peso molecular — Definicion.de. Definición.de. https://definicion.de/peso-molecular/

Peso fórmula (Química). (2017, June 12). Glosarios especializados. https://glosarios.servidor-alicante.com/quimica/peso-formula