Estequiometría

Estequiometría Concepto: Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.

Estequiometría. En Química, (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida)) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.

Orígenes

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792.

Escribió:

"La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que está implicados. ".

Principio científico

En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se modifican para dar lugar a los productos.

A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la materia (masa), que implica las dos leyes siguientes:

1.- la conservación del número de átomos de cada elemento químico.

2.- la conservación de la carga total.

Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

Ajustar o balancear una reacción

¿Qué significa ajustar o balancear una reacción?

Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente antes de comenzar y al finalizar la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del número de átomos y de la carga total.

Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas o de átomos, o de iones o de moles; es decir, la cantidad de materia que se consume o se treansforma).

Por ejemplo:

En la reacción de combustión de metano (CH₄), éste se combina con oxígeno molecular(O₂) del aire para formar dióxido de carbono (CO₄) y agua (H₂O).

La reacción sin ajustar (sólo representando los elementos que interactúan) será:

Esta reacción no es correcta, porque no cumple la ley de conservación de la materia. Para el elemento hidrógeno (H), por ejemplo, hay 4 átomos en los reactivos (CH₂) y sólo 2 en los productos (H₂O). Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.

De esta manera, si se pone un 2 delante del H₂O:

se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H), pero no para el oxígeno (O), situación que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O₂ en los reactivos:

y se obtiene así, finalmente, la reacción ajustada.

Ésta dice que 1 molécula de metano (CH₄) reacciona con 2 moléculas de oxígeno molecular (O₂) para dar 1 molécula de dióxido de carbono(CO₂) y 2 moléculas de agua (H₂O). Si verificamos el número de átomos veremos que en ambos lados de la ecuación hay 1 átomo de carbono (C), 4 átomos de hidrógeno (H) y 4 átomos de oxígeno (O).

La materia (la cantidad de átomos) se ha conservado una vez terminada la reacción química.

Coeficiente estequiométrico

Es el coeficiente (un número) que le corresponde a cada especie química (elemento) en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior:

El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2.

Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. En esencia lo que indica este coeficiente es el número de moléculas de cada sustancia.

Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe.

Por eso, en el ejemplo CH₄ y CO₂ no llevan ningún coeficiente delante.

Este método del tanteo para fijar el coeficiente estequiométrico sirve bien cuando la reacción es simple. Consiste en fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás haciendo balances a los átomos implicados en la especie inicial.

Si aparecen fracciones, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo (mcm) de los denominadores.

En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del ion-electrón.

Se recomienda ir balanceando siguiendo el orden: metales, no metales, hidrógenos, oxígenos.

Mezcla/proporciones/condiciones estequiométricas

Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice:

• La mezcla es estequiométrica;

• Los reactivos están en proporciones estequiométricas;

• La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;

• Las tres expresiones tienen el mismo significado.

En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.

Ejemplo:

- ¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para reaccionar con 100 gramos de carbono produciendo dióxido de carbono?

Masa atómica del oxígeno = 15,9994.

Masa atómica del carbono = 12,0107.

La reacción es:

para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.

1 mol de carbono

2 mol de oxígeno 12,0107 gramos de carbono

2 * 15,994 gramos de oxígeno 100 gramos de carbono

x gramos de oxígeno

despejando x:

realizadas las operaciones: x = 266,41 gramos de oxígeno

Algunos conceptos

Para entender la estequiometría hay que tener claridad conceptual de los siguientes términos:

Estequiometría: Es el término utilizado para referirse a todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas.

Estequiometría de composición: Describe las relaciones cuantitativas (en masa) entre los elementos de los compuestos.

Símbolo: Es la representación gráfica de un elemento. El símbolo de un elemento representa no solamente su nombre, sino también un átomo o un número prefijado (“mol”) de átomos de ese elemento.

Ecuación Química: es la representación gráfica de un cambio químico. Una reacción química siempre supone la transformación de una o más sustancias en otra u otras; es decir, hay un reagrupamiento de átomos o iones, y se forman otras sustancias.

Elemento: Es una sustancia compuesta por átomos de una sola clase; todos los átomos poseen el mismo número atómico Z.

Isótopos: Son átomos que poseen el mismo número atómico Z pero cuyas masas son diferentes.

Ión: Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.

Número atómico, Z: De un elemento es el número de protones que contiene el núcleo de un átomo del elemento; este número es igual al de electrones que rodean al núcleo en el átomo neutro.

Número másico (número de nucleones). Es la suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo.

Defecto de masa: Es la diferencia entre la masa de un átomo y la suma de las masas de sus partículas constituyentes (protones, neutrones y electrones).

Fórmula: Combinación de símbolos que indica la composición química de una sustancia. Unidad fórmula o fórmula unitaria.- La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula para las sustancias no iónicas.

Fórmula empírica (fórmula más simple): Es la fórmula más sencilla que expresa el número relativo de átomos de cada clase que contiene; los números que figuran en la fórmula empírica deben ser enteros.

Fórmula molecular: Indica el número de átomos de cada clase que están contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo entero de la fórmula empírica.

Hidrato: Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua enlazada a él.

Ley de las proporciones definidas (Ley de la composición constante): Enunciado que establece que las muestras diferentes de compuestos puros siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masas.

Unidad de masa atómica (uma): Duodécima parte de la masa de un átomo del isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y atómicos, a la cual se le llama dalton.

Masa atómica: De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica.

Peso atómico: El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos.

Masa molecular: Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula molecular de una sustancia.

Peso molecular: Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica.

Masa fórmula:- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula empírica de una sustancia.

Peso fórmula:- La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica.

Composición porcentual: El tanto por ciento de masa de cada elemento en un compuesto.

Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por ejemplo, átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12; 1 mol = 6,022 x 1023 entidades.

Constante de Avogadro: Es el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc) contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x 1023 mol-1.

Masa molar: Es la masa de un mol de una sustancia.

Fuente

• Estequiometría. Available at: http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Estequiometria.html [Accessed January 6, 2012].
• Caballero, Andrés y Ramos, Froilan.2DO AÑO CICLO DIVERSIFICADO CIENCIAS Y CICLO PROFESIONAL. Editorial: Distribuidora Escolar S.A