5. ESTEQUIOMETRIA

INTRODUCCION.

En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y "μετρον"=métron, (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica aunque históricamente fueron enunciadas sin hacer referencia a la composición de la materia según distintas leyes y principios.

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

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

PRINCIPIO.

En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: Los reactantes se consumen 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 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 ECUACION.

Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente en el curso de la reacción y por tanto debe respetar las leyes de conservación del numero 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/átomos/iones o moles, es decir la cantidad de materia que se consume o se forma)

ACTIVIDAD 3:

En la reacción de combustión de metano (CH4) este se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Analize la ecuación química y balance si es necesario con ayuda del maestro así como la realización de ejercicios dentro y fuera del salon de clases.

a) La reacción sin ajustar inicialmente 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 reactantes y solo 2 en los productos. Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.
b) 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), que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O2 en los reactantes y se obtiene la reacción ajustada.
c) Esta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.

Este Método del Tanteo 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 mcm de los denominadores. En reacciones más complejas como reacciones redox se emplea el Método del Ion-Eectrón.

COFICIENTE ESTEQUIOMETRICO.

Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior el coeficiente del metano es 1, el del oxigeno 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. Es el número de moles 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.

MEZCLA, PROPORCIONES Y CONDICIONES ESTQUIOMETRICAS.

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

a) La mezcla es estequiométrica;
b) Los reactivos están en proporciones estequiométricas;
c) La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;
d) 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. Si no en esta forma existirá el reactivo limitante que es el que esta en menor proporción y que en base a el se trabajan todos los cálculos.

LEYES PONDERALES.

Son las leyes usadas en la ESTEQUIOMETRIA, de manera que, nos ayuden a comprender mejor la misma y poder realizar los cálculos y estas son:

-LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER: Está importante ley se enuncia del modo siguiente: "en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma)".

Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se deducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.

-LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES: En 1808, tras ocho años de las investigaciones, J.L. Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.

Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y él oxigeno intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a continuación:

1 MOL AGUA PESA: (2)1,008 gH + 15,999 gO = 18,015 g

Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico de H es 1 y él O es 16: 1 mol de agua = 2 + 16 = 18 g, de los que 2 son de H y 16 de oxigeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se conservara siempre que se deba formar H2O (en consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8 de O, sobrarían 2g de H).

Una aplicación de la ley de PROUST es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

Ejemplo: En la reacción de formación del amoniaco, a partir de los gases Nitrógeno e Hidrógeno: 2 NH3 --> N2 + 3 H2

Las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí, fueron:

NITRÓGENO HIDRÓGENO
28 g. 6 g.
14 g. 3 g.
56 g. 12 g.

-LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES: Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley PROUST). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

Ejemplo: La combinación de una misma cantidad de Carbon (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

a) C + O2 --> CO2
12 g. de C + 32 g. de O2 --> 44 g. CO2

b) C + ½ O2 --> CO
12 g. de C + 16 g. de O2 --> 28 g. CO

Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso "el doble"), 32/16 = 2 .

-LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS (Richter 1792): "Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos."

Ejemplo: En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación:

a) N2 + 3 H2 --> 2 NH3
1 g. H2<-->4.66 g. N2

b) H2 + ½ O2 --> H2O
1 g. H2<-->8 g. O2

Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de nitrógeno:

N2 + O2 --> 2 NO
28 g. N2<--> 32 g. O2
4.66/8 = (28/32)*4

Esto dio origen al concepto de PESO EQUIVALENTE: Es la cantidad del mismo que se combina con 8 g. de Oxígeno, o con 1.008 g. de Hidrógeno.

FACTORES DE CONVERSION.

Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes ejercicios:

1.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Cuantos moles, debe haber en 538 gramos?.

2.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Cuantos moles, debe haber en 1 gramo?.

Como el P.M. de una sustancia se puede definir como la masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol.

Nótese que el número de moles siempre es la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol (Peso molecular), por tanto podemos expresar:

Número de moles "n" = Masa en gramos de la sustancia
Peso molecular de la sustancia (g/mol)

ACTIVIDAD 4:

Analize los temas anteriores y si con ayuda del maestro desarrolle ejercicios dentro y fuera del salon de clases.

CALCULOS BASADOS EN ECUACIONES QUIMICAS.

Como ya se dijo al principio, las ecuaciones químicas constituyen un lenguaje preciso y versátil. Las ecuaciones químicas servirán para calcular las cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar, tanto como los números relativos de moléculas comprendidas en la reacción y como los números relativos de moles.

REACTIVO LIMITANTE.

Los cálculos se basan en la sustancia de la que había menor cantidad, denominada "reactivo limitante". Antes de estudiar el concepto de reactivo limitante en estequiometría, vamos a presentar la idea básica mediante algunos ejemplos sencillos no químicos.

· Suponga que tiene 20 lonchas de jamón y 36 rebanadas de pan, y que quiere preparar tantos bocadillos como sea posible con una loncha de jamón y dos rebanadas de pan por bocadillo. Obviamente sólo podemos preparar 18 bocadillos, ya que no hay pan para más. Entonces, el pan es el reactivo limitante y las dos lonchas de jamón demás son el "exceso de reactivo".
· Suponga que una caja contiene 93 pernos, 102 tuercas y 150 arandelas. ¿Cuántos grupos de un perno, una tuerca y dos arandelas pueden formarse? Setenta y cinco, ya que se emplean todas las arandelas. Por tanto, éstas serán el "reactivo limitante". Aún quedarían 18 pernos y 27 tuercas, que son los reactivos en "exceso".

¿Qué masa de CO2 se producirá al reaccionar 8,0 gramos de CH4 con 48 gramos de O2 en la combustión del metano?

1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
16 g 64 g 44 g 36 g

Con nuestros datos se calcula el número de moles de cada uno. La ecuación ajustada indica la relación de los reactivos al reaccionar:

1 mol de CH4 a 2 moles de O2
0,5 mol de CH4 a 1 mol de O2

pero como realmente tenemos:

0,5 mol de CH4 a 1,5 de O2

Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de CH4 con 1 mol de O2, la reacción se detiene por agotamiento del CH4, y quedarían 0,5 moles de O2 de exceso. El CH4 es el reactivo limitante y sobre él deben basarse los cálculos.

RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUIMICAS.

Muchas reacciones no se efectúan en forma completa; es decir, los reactivos no se convierten completamente en productos. El término "rendimiento" indica la cantidad de productos que se obtiene en una reacción.

Consideremos la preparación de nitrobenceno, C6H5NO2, por reacción de ácido nítrico, HNO3, en exceso con una cantidad limitada de benceno, C6H6. La ecuación ajustada de la reacción es :

C6H6 + HNO3 --> C6H5NO2 + H2O
1 mol 1 mol 1mol 1 mol
78,1 g 63,0 g 123,1 g 18,0 g

Una muestra de 15,6 gramos de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción con respecto al C6H5NO2? Calcúlese en primer lugar el rendimiento teórico del C6H5NO2 de acuerdo a la ESTEQUIOMETRIA.

Esto significa que si todo el C6H6 se convirtiera en C6H5NO2, se obtendrían 24,6 de C6H5NO2 (rendimiento del 100%); sin embargo, la reacción produce solamente 18,0 gramos de C6H5NO2, que es mucho menos que el 100%.

Sus conocimientos de estequiometría aumentarán si observa que la mayor parte de las sustancias no son 100% puras. Al utilizar sustancias impuras, como generalmente lo son, han de tenerse en cuenta algunas o todas las impurezas. El termino pureza (o impureza) suele indicar el "Tanto Por Ciento de Pureza".

COMPOSICIÓN CENTESIMAL.

Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen. Por ejemplo, una molécula de metano CH4 contiene 1 átomo de C y 4 de H. Por consiguiente, un mol de CH4 contiene un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos de hidrógeno. El tanto por ciento (porcentaje) es la parte dividida por el total y multiplicada por 100 (o simplemente partes por 100), por ello represente la composición centesimal del metano, CH4.

Referencias:

- Estequiometría: Recopilada en Oct. 11, 2008 de: http://www.monografias.com/trabajos15/definiciones-fisica/definiciones-fisica.shtml
- Estequiometría: Recopilada en Oct. 11, 2008 de:
http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa