Estequiometria

ESTEQUIOMETRÍA

Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometría vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.

COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y MOLAR

La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo.
La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.
Composición porcentual de un elemento = 
Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma:

La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos.
Ejemplo:
El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.
Solución:
La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es:

La suma de los porcentajes es 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos.

NOMENCLATURA

Es la forma de darle nombre a los compuestos. Durante mucho tiempo, los químicos nombraban los compuestos a voluntad propia, lo que hacía más difícil el control de los mismos. Hasta que en 1921 la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) estableció reglas para poder nombrar cada uno de los compuestos de acuerdo a su fórmula. El elemento más positivo se escribe primero y se menciona después, el elemento más negativo se escribe al final y se menciona primero.
Para el estudio de la nomenclatura de los compuestos, estos se dividirán en:

• Binarios
• Ternarios
• Cuaternarios

Compuestos Binarios

Son los que están formados por dos elementos. Los elementos más importantes en estos compuestos son el hidrógeno y el oxígeno. Entre los compuestos binarios podemos mencionar a los hidrogenados, oxigenados, las sales, las aleaciones.

• Compuestos Hidrogenados: Los compuestos hidrogenados son los que llevan hidrógeno como principal elemento, combinados con un metal o un no metal. Entre éstos están:

• Hidruros: Hidrógeno + metal.

Ejemplos:
- NaH = Hidruro de sodio.
- HgH = Hidruro de mercurio.
- = Hidruro de calcio.
- = Hidruro de aluminio.
- = Hidruro de hierro.
- = Hidruro de cobre.

• Hidrácidos: Hidrógeno + no metal.

Ejemplos:
- = Ácido Clorhídrico.
- = Ácido Selenhídrico.
- HF = Ácido Yodhídrico.
- = Ácido Telurhídrico.
- = Ácido Sulfhídrico.
- = Ácido Borhídrico.

• Compuestos Oxigenados: Los compuestos oxigenados llevan oxígeno como elemento principal y éstos están combinados con elementos metálicos y no metálicos según sea el caso. Entre éstos están:

• Óxidos: Oxígeno + metal

Ejemplos:
- Cr2O3 = Trióxido de dicromo.
- Rb2O = Óxido de dirubidio.
- Al2O3 = Trióxido de dialuminio.
- Ca2O2 = Dióxido de dicalcio.
- Li2O = Óxido de dilitio.
- Fe2O3 = Trióxido de dihierro.

• Anhídridos: Oxígeno + no metal

Ejemplos:
- = Anhídrido perclórico.
- = Anhídrido boroso.
- = Anhídrido yódico.
- = Anhídrido bromoso.
- = Anhídrido nitrogenoso.
- = Anhídrido fosforoso.

• Sales: Las sales son las compuestas de la combinación de dos no metales, o un metal más un no metal. Entre estos están:

• Sales Básicas: Metal + no metal

Ejemplos:
- NaCl = Cloruro de sodio.
- KI = Yoduro de potasio.
- = Cloruro de magnesio.
- = Cloruro de cobalto.
- = Cloruro de calcio.
- = Boruro de sodio.

• Sales ácidas: No metal + no metal

Ejemplos:
- = Bromuro de selenio.
- BrF = Fluoruro de bromo.
- = Nitruro de yodo.
- = Cloruruo de arsenio.
- = Fosfuro de silicio.
- = Yoduro de telerio.

• Aleaciones: Las aleaciones se forman de la combinación de un metal más otro metal. La aleación de dos metales es de gran importancia ya que es una de las principales formas de modificar las propiedades de los elementos metálicos puros.

Ejemplos:

• AgFe = Aleación de hierro y plata
• HgRb = Aleación de rubidio y mercurio
• MnCr = Aleación de cromo y manganeso
• Compuestos Ternarios
Un compuesto ternario es el que está formado por tres elementos. Entre estos encontramos a los hidróxidos, oxácidos, sales dobles, sales ácidas, oxisales.
• Hidróxidos: Se forman de la unión del hidrógeno con el oxígeno acompañados de un metal. En los hidróxidos el grupo OH es indispensable.
Ejemplos: - NaOH = Hidróxido de sodio. - AuOH = Hidróxido de oro. - CaOH = Hidróxido de calcio. - AlOH = Hidróxido de aluminio. - FeOH = Hidróxido de hierro. - MnOH = Hidróxido de manganeso.
• Oxácidos: Son compuestos formados por la combinación de un anhídrido y una molécula de agua.
Anhídrido + H2O = Oxácido
Ejemplos: - SO2 + H2O = H2SO3 = Ácido Sulfuroso. - Cl2O5 + H2O =H2ClO6 = Ácido Clórico. - CO2 + H2O = H2CO3 = Ácido Carbónico. - FO2 + H2O = H2FO3 = Ácido Fluoroso. - BrO3 + H2O = H2BrO4 = Ácido Bromoso.
• Sales Dobles: Son el resultado de la sustitución del hidrógeno por dos metales diferentes, estos de colocan en orden de electropositividad.
H2Se + Li + Rb = LiRbSe
Ejemplos: - LiMgP = Fosfuro doble de Litio y Magnesio. - LiRbSe = Selenuro doble de Litio y Rubidio. - KNaS = Sulfuro doble de sodio y potasio.
• Sales Ácidas: Éstas actúan sin presencia de oxígeno y consiste en eliminar parcialmente el hidrógeno por un elemento no metal.
HF + Rb = RbHF
Ejemplos: - RbHF = Fluoruro ácido de Rubidio. - NaHS = Sulfuro ácido de Sodio. - KHSe = Selenuro ácido de potasio.
• Compuestos Cuaternarios
Los compuestos cuaternarios son los formados por cuatro elementos.
• Oxisales Ácidas: Son compuestos que resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos, de ácidos oxácidos por un metal.
Ejemplos: - NaHSO4 = Sulfato ácido de Sodio. - KHCO3 = Carbonato ácido de Potasio. - CaHSO4 = Sulfato ácido de calcio. - NaHCO3 = Carbonato ácido de sodio. - K2HSO5 = Sulfato ácido de potasio. - Na2HPO5 = Fosfato ácido de sodio.
• Oxisales Dobles: Son compuestos que resultan de la sustitución total de los hidrógenos de los ácidos oxácidos de los grupos V y VI y el ácido carbónico.
Ejemplos: - KLiSO3 = Sulfato doble de litio y potasio. - NaBaPO4 = Fosfato doble de bario y sodio. - NaLiSO3 = Sulfato doble de litio y sodio. - CsRbPO5 = Fosfato doble de rubidio y cesio. - BaCaCO3 = Carbonato doble de calcio y bario. - CaMgClO4 = Clorato doble de magnesio y calcio.
• LEYES QUÍMICAS
La leyes químicas son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que en una reacción química cumple los pesos de las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción.
• Ley de la Conservación de la Materia y Energía
Esta ley nos dice que 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. Esto quiere decir que la materia ni se crea ni se destruye, sólo se puede transformar al igual que la energía. La materia y la energía trabajan juntas ya que la materia al ser supuestamente destruída se transforma en energía y por eso se dice que la materia no se destruye sino que se convierte en energía.
• Ley de Proporciones Múltiples
La teoría atómica de Dálton nos lleva a que los átomos se combinan para formar compuestos. Considerando que un átomo de A se combina con un átomo de B para formar el compuesto AB y que un átomo de A se combina con 2 átomos de B, para formar el compuesto AB2, Dálton propuso la ley de las proporciones múltiples que puede enunciarse así: “Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos diferentes de uno de ellos, que se combinan con un peso fijo del otro, guardan una relación sencilla de números enteros pequeños. Esto quiere decir que si se mantiene fija la cantidad de uno y se determinan las cantidades del otro se tienen números que guarden entre sí relaciones expresables mediante números enteros. Tenemos por ejemplo el Carbono de Hidrógeno que forma Hidrocarburos en los cuales intervienen relaciones que aún siendo de números enteros, estos son a veces muy grandes.
• REACCIONES QUíMICAS
Una reacción química es un proceso en el que a partir de una o más sustancias se origina otra u otras diferentes de las iniciales. Las reacciones químicas se representan separando con una flecha las sustancias originales de las finales:
A las sustancias A y B se les denomina productos reaccionantes y a las sustancias C y D productos de la reacción.
• Tipos de Reacciones Químicas
• Reacciones de Combustión: Son aquellas en que se combina el oxígeno con compuestos orgánicos para producir dióxido de carbono y agua como únicos productos.
• Reacciones de Desplazamiento: Son llamadas también de sustitución simple. Ocurre cuando un elemento más activo reemplaza a otro menos activo en un compuesto.
• Reacciones de Doble Sustitución: Ocurre cuando dos compuestos intercambian sus sustituyentes para formar dos nuevos compuestos.
• Reacciones de Combinación: Elementos o compuestos sencillos se combinan para dar solamente un producto.
• Reacciones de Descomposición o Análisis: Un compuesto se transforma por acción del calor o de la electricidad en dos o más productos.
• Hidrólisis: Estas efectúan una doble descomposición cuando un compuesto se descompone por la acción del agua.
• BALANCEO DE ECUACIONES
• Método Algebraico
Para balancear de modo algebraico seguiremos los siguientes pasos:
• Identificar reactivos y productos.
• Al elemento que aparece la mayor cantidad de veces se le asigna el coeficiente 2.
• Se asignan literales para cada componente.
• Se resuelve sumando los valores de las literales de cada uno de los lados.
• Colocar el respectivo coeficiente a cada compuesto.
Ejemplo: De tal forma que al multiplicar los coeficientes de cada compuesto con el número de cada elemento, estos queden igual de cada lado:
C = 14 C = 14
H = 12 H = 12
O = 34 O = 34
• Método Rédox
Para balancear por medio de este método seguiremos algunas reglas:
• El número de oxidación de cualquier elemento que se encuentre libre es 0.
H0, O20, Cl0, Fe0
• El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga.
Na+1, Ca+2, Cl+1
• En las combinaciones entre metales en que no intervenga el Hidrógeno y el Oxígeno, el no metal que esta por encima o a la derecha del otro en la tabla periódica se considera negativo.
• La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en una fórmula para un compuesto neutro debe ser 0. Por tanto en HNO3 el número de oxidación de los tres oxígenos es (-6), del Hidrógeno es (+1) y del nitrógeno es (+5).
• La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ion debe ser igual a la caga del ion, así en el NH4 el número de oxidación de N debe ser (-3).
Ejemplo 1: I.  Oxidación (2é) Balanceada:  II.  Reducción (5é) Balanceada: 
H = 36 H = 36
S = 5 S = 5
O = 28 O = 28
Mn = 2 Mn = 2
Ejemplo 2: I.  Oxidación (1é) Balanceada:  II.  Reducción (5é) Balanceada:  Fe = 5 Fe = 5 Mn = 1 Mn = 1 O = 4 O = 4 H = 8 H = 8 10 + +

Reactivo limitante

Reactivo limitante

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. 

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

Ejemplo 1:

Para la reacción:

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?
Necesitamos 2 moléculas de H₂ por cada molécula de O₂

Pero tenemos sólo 10 moléculas de H₂ y 10 moléculas de O₂.

La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1

Es claro que el reactivo en exceso es el O₂ y el reactivo limitante es el H₂

Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. 

Si ahora ponemos 15 moles de H₂ con 5 moles de O₂ entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O₂ reaccionan con 2 moles de H₂, entonces el número de moles de O₂ necesarias para reaccionar con todo el H₂ es 7,5, y el número de moles de H₂ necesarias para reaccionar con todo el O₂ es 10.

Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O₂ es el reactivo limitante

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:

Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.

El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

Ejemplo 2:

Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si el inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuantas baratijas se pueden producir? 

La ecuación correspondiente será:

En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de arandela y 2 moles de tuercas reaccionan para dar 1 mol de baratijas. 

1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número de moles de ese reactivo que se usan en la ecuación ajustada. Así se determina la máxima cantidad de baratijas que pueden producirse por cada reactivo. 

• Cierres: 4,000 / 1 = 4,000 
• Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000 
• Tuercas: 7,000 / 2 = 3,500

Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca. 

2) Determina el número de baratijas que pueden hacerse a partir del reactivo limitante. Ya que el reactivo limitante es la tuerca, el máximo número de baratijas que pueden hacerse viene determinado por el número de tuercas. Entran dos tuercas en cada baratija, de modo que el número de bsratijas que pueden producirse, de acuerdo con la estequiometría del proceso es:

7,000 / 2 = 3,500 baratijas

Ejemplo 3:

Considere la siguiente reacción: 

Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH₃ con 1142 g de CO₂. ¿Cuántos gramos de urea [(NH₂)₂CO] se obtendrán? 

1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles: 

637,2 g de NH₃ son 37,5 moles

1142 g de CO₂ son 26 moles

2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos: 

• a partir de2 moles de NH₃ se obtiene1 mol de (NH₂)₂CO 
• a partir de 1 mol de CO₂ se obtiene 1 mol de (NH₂)₂CO

3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad: 

• a partir de37,5 moles de NH₃ se obtienen 18,75 moles de (NH₂)₂CO 
• a partir de 26 moles de CO₂ se obtienen 26 moles de (NH₂)₂CO

4) El reactivo limitante es el (NH₃) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea. 

5) Y ahora hacemos la conversión a gramos: 

18,75 moles de (NH₂)₂CO son 1125 g.

Rendimiento

Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante. 

La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad

Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico 

Razones de este hecho: 

• es posible que no todos los productos reaccionen 
• es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado 
• la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible 

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

Ejemplo: 

La reacción de 6,8 g de H₂S con exceso de SO₂, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cual es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).

En esta reacción, 2 moles de H₂S reaccionan para dar 3 moles de S. 

1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H₂S.

(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g

2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.

(8,2/9,6) x 100 = 85,4%

Rendimiento con Reactivos Limitantes 

Ejemplo:

La masa de SbCl₃ que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)

En esta reacción, 1 mol de Sb₄ y 6 moles de Cl₂ reaccionan para dar 4 moles de SbCl₃. 

1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:
Peso Molecular del Sb₄: 487,2

número de moles de Sb₄ = 3/487,2 = 0,006156

Peso Molecular del Cl₂: 70,9

número de moles de Cl₂ = 2/70,9 = 0,0282

2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb₄ a 6 moles de Cl₂. Usando la estequiometría:

0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6

de modo que el reactivo limitante es el Cl₂. Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl₂.

3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl₃ que puede obtenerse con 2,00 g de Cl₂ (el reactivo limitante).

4) Dividir la cantidad real de SbCl₃ obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.

(3,65/4,29) x 100 = 85,08%