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Estequiometría: Definición, fórmulas y ejemplos

Publicado el 7 abril, 2024

¿Qué es la estequiometría?

La estequiometría es una rama de la química esencial para predecir las cantidades de sustancias involucradas en una reacción e interpretar los resultados de las reacciones químicas. Las reacciones químicas son procesos en los que sustancias, conocidas como reactivos, sufren transformaciones para dar lugar a nuevas sustancias, llamadas productos. Estas transformaciones implican cambios en la disposición y enlace de los átomos, lo que resulta en la formación o ruptura de enlaces químicos. La estequiometría describe la conexión entre las cantidades relativas de reactivos y productos en una reacción química.

Ley de Conservación de la masa

Las reacciones químicas se rigen por varios principios fundamentales, entre ellos la Ley de Conservación de la Masa. Esta ley establece que la masa total de los reactivos en una reacción química es igual a la masa total de los productos. La Ley de Conservación de la Masa subraya que la materia no puede crearse ni destruirse en una reacción química, sino que sólo puede cambiar de forma.

Al garantizar la conservación de la masa, los cálculos estequiométricos se vuelven fiables y precisos. Permite a los científicos hacer predicciones precisas sobre las cantidades de sustancias involucradas en una reacción, asegurando procesos químicos controlados y eficientes.

Relación estequiométrica

La relación estequiométrica, también conocida como cantidad estequiométrica, se refiere a la proporción equilibrada de sustancias en una reacción química. Es la proporción precisa en la que los reactivos se combinan para formar productos, según lo determina la ecuación química balanceada.

Las relaciones estequiométricas son indispensables en industrias químicas como la farmacéutica, donde el uso eficiente de los recursos y el control preciso de las reacciones son particularmente importantes. Las relaciones estequiométricas permiten a los científicos e ingenieros predecir los resultados de fabricación, optimizar los procesos y garantizar la calidad de los productos.

Proporción molar

Un mol es una unidad química fundamental que se utiliza para medir la cantidad de una sustancia. Un mol representa aproximadamente {eq}6,022 \times 10^{23} {/eq} entidades de una sustancia, ya sean átomos, moléculas o iones.

Convertir masa en moles implica usar la masa molar de una sustancia, que representa la masa de un mol en gramos por mol (g/mol) y se encuentra en la tabla periódica. Esto permite a una persona determinar la cantidad de moles en una masa determinada.

Una relación molar es una proporción entre las cantidades en moles de dos sustancias cualesquiera involucradas en una reacción química. Muestra qué cantidad de una sustancia reaccionará con otra.

Por ejemplo, esta reacción química equilibrada {eq}2H_2 + O_2 \to 2H_2O {/eq} nos dice que 2 moles de hidrógeno molecular

({eq}H_2 {/eq}) reacciona con 1 mol de oxígeno molecular ({eq}O_2 {/eq}) para producir 2 moles de agua ({eq}H_2O {/eq}). La proporción estequiométrica de reactivos en esta reacción es 2:1, lo que representa la proporción de moles en la que los reactivos se combinan para formar los productos. Esto significa que por cada 2 moles de hidrógeno molecular, se necesita 1 mol de oxígeno molecular para producir 2 moles de agua.

Fórmulas de estequiometría

La estequiometría emplea varias fórmulas fundamentales necesarias para la conversión de unidades y el análisis cuantitativo de reacciones químicas. A continuación se muestran algunos conceptos y fórmulas importantes utilizados en estequiometría.

Fórmulas moleculares

Las fórmulas moleculares proporcionan una descripción detallada de los tipos y cantidades de átomos presentes dentro de una sola molécula de una sustancia. Las fórmulas moleculares guían la asignación de coeficientes estequiométricos en ecuaciones químicas balanceadas.

Una fórmula molecular genérica, {eq}A_2B {/eq}, indica que una molécula de esta sustancia contiene dos átomos A y un átomo B.

Coeficientes estequiométricos

Los coeficientes estequiométricos son esenciales para comprender cómo se combinan los reactivos y se forman los productos en una reacción química, proporcionando una relación cuantitativa entre las sustancias involucradas. Los coeficientes estequiométricos garantizan el cumplimiento de la ley de conservación de la masa al garantizar que exista la misma cantidad de átomos de cada elemento en el lado del reactivo y del producto.

En la reacción química {eq}2A + B_2 \to 2AB {/eq}, los números delante de cada fórmula molecular son coeficientes estequiométricos. Los coeficientes son los valores numéricos que aparecen antes de las fórmulas químicas de los reactivos y productos. El coeficiente “2” delante de A y AB indica que por cada dos moléculas (o moles) de A que reaccionan, se producen dos moléculas (o moles) de AB. El coeficiente “1” delante de B (no mostrado pero implícito) indica que se requiere una molécula (o mol) de {eq}B_2 {/eq} para la reacción.

Conversión de gramos a moles

La conversión de gramos a moles nos permite determinar la cantidad de una sustancia en moles, dada su masa molar y su masa conocida. Es útil para calcular cantidades de reactivos, predecir rendimientos de productos y realizar análisis químicos precisos.

{eq}Moles = \frac{Dado\,Masa\,(g)} {Molar\,Masa\,(g/mol)} {/eq}

“Masa dada” es la cantidad de sustancia disponible, generalmente medida en gramos (g). Es la cantidad que se conoce y se va a convertir en moles. “Masa molar” es la masa de un mol de una sustancia y se expresa en gramos por mol (g/mol). Se puede encontrar en la tabla periódica y se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos en una fórmula química de una sustancia.

La fórmula del porcentaje de rendimiento

La fórmula del porcentaje de rendimiento permite evaluar la eficiencia de una reacción química comparando el rendimiento real (la cantidad de producto obtenido de la reacción) con el rendimiento teórico (la cantidad máxima de producto que teóricamente podría obtenerse en condiciones ideales).

{eq}Porcentaje\,Rendimiento =( \frac{Real\,Rendimiento}{Teórico\,Rendimiento})\times100\% {/eq}

La fórmula calcula un porcentaje, lo que da una indicación de qué tan eficiente fue la reacción. Un rendimiento porcentual alto (cerca del 100%) indica que la reacción fue muy eficaz. Por el contrario, un rendimiento porcentual bajo sugiere algunas ineficiencias, como reacciones secundarias o pérdidas durante el experimento.

Ejemplos de estequiometría

Muchas ramas de las ciencias naturales se basan en la determinación de la composición precisa de los compuestos y en el cálculo preciso de las cantidades de reactivos y productos. A continuación se muestran algunos ejemplos de dichos cálculos.

Ejemplo de fórmula molecular

La fórmula molecular {eq}H_2O {/eq} representa uno de los compuestos más fundamentales de la Tierra: el agua. Esta fórmula indica que una sola molécula de agua consta de dos átomos de hidrógeno (indicados por el subíndice “2”) y un átomo de oxígeno (el subíndice “1” se omite en las fórmulas moleculares).

Las fórmulas moleculares guían la asignación de coeficientes estequiométricos en ecuaciones químicas balanceadas.

Ejemplo de coeficiente estequiométrico

En la ecuación química {eq}2H_2 + O_2 \to 2H_2O {/eq}, el coeficiente “2” delante de la fórmula del hidrógeno molecular {eq}H_2 {/eq} significa que dos moléculas de hidrógeno molecular sirven como reactivos. El coeficiente “1” implícito delante de {eq}O_2 {/eq} denota que una molécula de oxígeno molecular sirve como segundo reactivo. De manera similar, el coeficiente “2” delante de {eq}H_2O {/eq} indica que se forman dos moléculas de agua como productos. Estos coeficientes aseguran que la ecuación esté equilibrada, lo que significa que la misma cantidad de átomos de cada elemento está presente en ambos lados. En este caso, hay cuatro átomos de hidrógeno y dos de oxígeno a ambos lados de la ecuación.

Los coeficientes estequiométricos proporcionan una comprensión cuantitativa de la reacción y revelan que dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para producir dos moléculas de agua.

Ejemplo de conversión de gramos a moles

Por ejemplo, para encontrar la cantidad de oxígeno molecular ({eq}O_2 {/eq}) en 48 gramos de esta sustancia, es necesario seguir un proceso de tres pasos:

  1. Determinar la masa molar: cada átomo de oxígeno (O) tiene una masa atómica de aproximadamente 16 unidades de masa atómica (uma). Esto se encuentra en la tabla periódica. El oxígeno molecular ({eq}O_2 {/eq}) tiene una masa molar de aproximadamente 32 gramos por mol (16 gramos por átomo de oxígeno multiplicado por 2 átomos).
  2. Utilice la masa molar como factor de conversión: dado que la masa molar es 16 g/mol, 32 gramos de oxígeno equivalen a un mol de moléculas de oxígeno ({eq}O_2 {/eq}).
  3. Aplique el factor de conversión: Para determinar el número de moles en una masa determinada de sustancia, aplique la siguiente fórmula: {eq}Moles = \frac{Dada\,Masa\,(g)} {Molar\,Masa\,(g) /mol)} = \frac{48\,(g)} {32\,(g/mol)} = 1,5\,moles {/eq}. Por tanto, 48 gramos de oxígeno molecular ({eq}O_2 {/eq}) equivalen a 1,5 moles.

El ejemplo de cálculo del porcentaje de rendimiento

Considere la ecuación química {eq}2H_2 + O_2 \to 2H_2O {/eq}, donde 10 gramos de hidrógeno molecular reaccionan con un exceso de oxígeno molecular, produciendo 18 gramos de agua. En este caso, el rendimiento porcentual se puede calcular usando la fórmula {eq}Porcentaje\,Rendimiento =( \frac{Rendimiento\,real}{Teórico\,Rendimiento})\times100\% = ( \frac{18\,g }{18\,g})\times100\% = 100\% {/eq}.

En realidad, debido a diversos factores como reacciones incompletas, impurezas o reacciones secundarias, uno podría terminar con, por ejemplo, 16 gramos de agua en lugar de los 18 gramos teóricos. Por lo tanto, {eq}Porcentaje\,Rendimiento =( \frac{Rendimiento\,real}{Rendimiento\,teórico})\times100\% = ( \frac{16\,g}{18\,g})\times100\ % = 88,9\% {/eq}.

Esto significa que el rendimiento real fue aproximadamente el 88,9% de lo que era teóricamente posible debido a las limitaciones prácticas de la reacción.

Resumen de la lección

La estequiometría es el estudio cuantitativo de reacciones químicas, que implican que sustancias ( reactivos ) se transformen en nuevas sustancias ( productos ) mediante cambios en la disposición atómica y los enlaces. Este campo de la química se basa en la ecuación química equilibrada, lo que garantiza la misma cantidad de átomos en ambos lados de la ecuación química. La piedra angular de la estequiometría es la Ley de Conservación de la Masa, que establece que la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, enfatizando que la materia no se puede crear ni destruir en una reacción. Comprender la estequiometría requiere conocer las reglas de abreviatura de las fórmulas moleculares, el concepto de mol y cómo se asignan los coeficientes estequiométricos para producir una ecuación química equilibrada. Las fórmulas de estequiometría, como el porcentaje de rendimiento, proporcionan herramientas esenciales para cuantificar la eficiencia de las reacciones y predecir los resultados de los procesos químicos.

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