La estequiometría es una rama de la química que se ocupa de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y los productos en una reacción química. Conocer la estequiometría permite a los químicos determinar las cantidades de sustancias consumidas y producidas en una reacción, lo que lo hace crucial para el trabajo de laboratorio y las aplicaciones industriales.
En estequiometría, la ecuación química proporciona una receta para una reacción química. Muestra qué reactivos se combinan y qué productos se forman, junto con sus respectivas cantidades. Considere la ecuación para la combustión del metano:
\( \textrm{CH}_4 + 2\textrm{oh}_2 \rightarrow \textrm{CO}_2 + 2\textrm{h}_2\textrm{oh} \)Esta ecuación nos dice que una molécula de metano ( \(\textrm{CH}_4\) ) reacciona con dos moléculas de oxígeno ( \(2\textrm{oh}_2\) ) para producir una molécula de dióxido de carbono ( \(\textrm{CO}_2\) ) y dos moléculas de agua ( \(2\textrm{h}_2\textrm{oh}\) ).
El mol es una unidad utilizada en química para expresar cantidades de una sustancia química. Un mol contiene exactamente \(6.022 \times 10^{23}\) partículas de la sustancia (número de Avogadro). Utilizando el concepto de mol, los químicos pueden relacionar la masa de sustancias con la cantidad de partículas o moles involucrados en una reacción.
Los números delante de las fórmulas químicas en una ecuación química se llaman coeficientes estequiométricos. Indican las proporciones en las que se combinan los reactivos y se forman los productos. En el ejemplo de la combustión de metano, los coeficientes estequiométricos son 1 para metano, 2 para oxígeno, 1 para dióxido de carbono y 2 para agua.
Para realizar cálculos estequiométricos, muchas veces necesitamos convertir moles a gramos o viceversa. Esto se puede hacer usando la masa molar de la sustancia, que es la masa de un mol de esa sustancia. La masa molar de un compuesto es la suma de las masas molares de sus componentes. Por ejemplo:
Calculemos la masa de dióxido de carbono producida cuando \(50.0\, \textrm{gramo}\) de metano se quema completamente en oxígeno. La masa molar del metano es \(16.04\, \textrm{g/mol}\) y la masa molar del dióxido de carbono es \(44.01\, \textrm{g/mol}\) .
Primero, convierta la masa de metano a moles:
\( \textrm{moles de CH}_4 = \frac{50.0\, \textrm{gramo}}{16.04\, \textrm{g/mol}} \)Usando los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada, sabemos que 1 mol de metano produce 1 mol de dióxido de carbono, por lo que los moles de dióxido de carbono producidos serán iguales a los moles de metano que reaccionaron.
Luego, convierta moles de dióxido de carbono a gramos:
\( \textrm{masa de CO}_2 = \textrm{moles de CO}_2 \times \textrm{masa molar de CO}_2 \)En una reacción química, el reactivo limitante es la sustancia que se consume por completo primero y determina la cantidad máxima de producto que se puede formar. El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que se espera de una reacción, en función de la cantidad de reactivo limitante.
Para identificar el reactivo limitante, compare la relación molar de los reactivos disponibles con la relación molar requerida por la ecuación química balanceada. El reactivo que proporciona la menor cantidad de producto según la relación estequiométrica es el reactivo limitante. Calcular el rendimiento teórico implica utilizar la cantidad de reactivo limitante y la estequiometría de la reacción.
Considere la reacción entre el gas nitrógeno ( \(\textrm{norte}_2\) ) y el gas hidrógeno ( \(\textrm{h}_2\) ) para producir amoníaco ( \(\textrm{NUEVA HAMPSHIRE}_3\) ):
\( \textrm{norte}_2 + 3\textrm{h}_2 \rightarrow 2\textrm{NUEVA HAMPSHIRE}_3 \)Si tenemos 28 g de \(\textrm{norte}_2\) y 10 g de \(\textrm{h}_2\) , cuál es el reactivo limitante y cuál es el rendimiento teórico de \(\textrm{NUEVA HAMPSHIRE}_3\) ?
Masa molar de \(\textrm{norte}_2 = 28.02\, \textrm{g/mol}\) ; Masa molar de \(\textrm{h}_2 = 2.016\, \textrm{g/mol}\)
Convertir gramos a moles:
\( \textrm{moles de norte}_2 = \frac{28\, \textrm{gramo}}{28.02\, \textrm{g/mol}} \) \( \textrm{moles de H}_2 = \frac{10\, \textrm{gramo}}{2.016\, \textrm{g/mol}} \)Compara la relación molar disponible de \(\textrm{h}_2\) a \(\textrm{norte}_2\) con la relación estequiométrica de la ecuación. El reactivo limitante determina la cantidad máxima de \(\textrm{NUEVA HAMPSHIRE}_3\) que se puede producir. Convierte los moles del reactivo limitante a moles de \(\textrm{NUEVA HAMPSHIRE}_3\) usando los coeficientes estequiométricos y luego a gramos, si es necesario.
Los cálculos estequiométricos no se limitan a reactivos y productos en su forma pura; también se aplican a las soluciones. En soluciones acuosas, las concentraciones a menudo se expresan en molaridad, que son moles de soluto por litro de solución ( \(M = \textrm{prostituta}\) ).
Cuando se realizan reacciones en solución, el volumen de la solución y su molaridad se pueden usar para encontrar los moles del reactivo o producto involucrado. Esto es particularmente útil en experimentos de titulación, donde se utiliza una solución de concentración conocida para determinar la concentración de una solución desconocida mediante neutralización.
Supongamos que necesitamos neutralizar 50,0 ml de una solución de HCl 1,0 M con una solución de NaOH. La reacción es la siguiente:
\( \textrm{HCl} + \textrm{NaOH} \rightarrow \textrm{NaCl} + \textrm{h}_2\textrm{oh} \)La estequiometría de la reacción nos dice que un mol de HCl reacciona con un mol de NaOH para producir un mol de NaCl y un mol de agua. Primero, determine los moles de HCl:
\( \textrm{Moles de HCl} = \textrm{Volumen (litros)} \times \textrm{Molaridad (M)} \)Luego, usando la relación estequiométrica, calcule el volumen de solución de NaOH necesario para reaccionar completamente con la solución de HCl. Este ejemplo demuestra la aplicación de la estequiometría en soluciones, donde la concentración y el volumen de las soluciones determinan las cantidades de reactivos y productos.
La estequiometría es un concepto fundamental en química que permite el análisis cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Al comprender la relación entre las cantidades de diferentes sustancias involucradas en una reacción, los químicos pueden predecir los rendimientos de los productos, identificar reactivos limitantes y calcular las cantidades necesarias de materiales para las reacciones. Ya sea que se trate de reacciones en sus formas puras o en soluciones, los cálculos estequiométricos brindan información valiosa tanto para experimentos de laboratorio como para procesos químicos industriales. Los componentes clave, incluido el concepto molar, los coeficientes estequiométricos y la capacidad de convertir entre moles y gramos o determinar concentraciones en soluciones, son esenciales para realizar estos cálculos con precisión. Mediante la práctica y la aplicación, se pueden dominar los cálculos estequiométricos y aplicarlos a una amplia gama de problemas químicos.
