La estequiometría es un término que se utiliza para establecer aquellas relaciones existentes entre reactantes y productos de una reacción química, por lo tanto, se define como el estudio de las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas.
Como sabemos, los reactantes son los precursores del proceso y los productos, por su parte, constituyen la parte final de la reacción, es decir, lo que se formó.
Para entender mejor estas relaciones entre reactantes y productos, debemos conocer las leyes que rigen la estequiometría.
Ley de la Conservación de la Masa (Ley de Lavoisier)
“En toda reacción química, la masa de los reactantes será igual a la masa de productos”. Es decir:
m Reactantes = m Productos
Como vemos, esta ley reafirma que en la naturaleza nada se crea ni se destruye, sólo se transforma. En consecuencia, en todo proceso químico no puede haber variación entre las respectivas masas.
Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust)
“En un compuesto dado, los elementos participantes se combinan siempre en la misma proporción, sin importar su origen y modo de obtención”.
Por ejemplo, cualquiera sea la masa de una muestra de óxido de zinc (II), el porcentaje de oxígeno de la muestra corresponderá al 19,7% del total, mientras que el porcentaje de zinc será de 80,3%.
Ley de las proporciones múltiples (Ley de Dalton)
“Si dos elementos forman más de un compuesto, estableciéndose fijo uno de ellos, el otro elemento estará en una razón de números naturales, enteros y sencillos”.
Esta ley se puede ejemplificar mediante los anhídridos de nitrógeno:
Se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomo, moléculas o iones) como átomos hay en 12g. de carbono 12.
n = gramos masa molar
Molécula
Se define como la partícula más pequeña de una sustancia, que mantiene las propiedades químicas específicas de dicha sustancia.
Cada molécula se presenta independientemente de las demás.
Número de Avogadro
Número de Avogadro o Constante de Avogadro es el número de moléculas de un mol de cualquier sustancia.
1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos
1 mol de iones = 6,02 x 1023 iones
1 mol gas *C.N.P.T. = 22,4 litros
* C.N.P.T.: Condiciones normales de presión y temperatura. Éstas corresponden a tener una presión de 1 atmósfera y una temperatura de 273ºK (0°C )
Uso del número de Avogadro
Ejemplo: Calcular el número de átomos que hay en 3 moles de Cu.
Como nos preguntan por el número de átomos, se debe usar la expresión de la constante, entonces,
1 mol ® 6,02 x 1023 átomos de Cu 3 mol ® x átomos de Cu x = 3 x 6,02 x 1023 átomos de Cu
Masa molar
Es la relación que se establece entre la masa de la entidad y la cantidad de moles, y que se expresa:
MM = g n
Cálculo de masa molar
Calcular la masa molar del Cu(OH)2, sabiendo que las masas atómicas (M.at.) de cada átomo son, respectivamente:
Mat Cu = 64 g/mol Mat O = 16g/mol Mat H = 1 g/mol
Mat Cu = 64 g/mol · 1= 64 g/mol Mat O = 16g/mol · 2 = 32 g/mol Mat H = 1 g/mol · 2 = 2 g/mol
MM Cu(OH)2 = 98 g/mol
Equilibrio de ecuaciones
Una forma sencilla de equilibrar ecuaciones es seguir el orden de los elementos químicos.
En primer lugar, se equilibran los metales.
En segundo lugar, se equilibran los no metales.
En tercer lugar, se equilibra el hidrógeno.
Finalmente, se equilibra el oxígeno.
X Al + Y HCl ZAlCl3 + 3H2
En este caso, debemos partir equilibrando el hidrógeno, entonces, Y = 6.
Luego, equilibramos el cloro, entonces, Z = 2.
Por último, equilibramos el aluminio, entonces, X = 2.
Composición Porcentual
La composición porcentual indica el porcentaje, en masa, de cada elemento presente en una sustancia. Se calcula dividiendo el peso o masa atómica del elemento en el peso molecular del compuesto.
Por ejemplo: H2O Masa molar = 18 g/mol Masa atómica H = 1 g/mol Masa atómica O = 16 g/mol
- Composición % Oxigeno : 16 x 100 = 88,88 % 18
- Composición % Hidrógeno: 2 x 100 = 11,11 % 18
Fórmula Empírica (mínima)
Esta fórmula indica la menor proporción en la que se combinan los átomos de los elementos que forman una sustancia.
Veamos la siguiente tabla. Tal como podemos observar, la fórmula mínima considera la mínima relación entre los elementos constituyentes, mientras que la fórmula molecular contempla la relación real que se establece entre dichos elementos.
Sustancia
Fórmula molecular
Fórmula mínima
Agua oxigenada
H2O2
HO
Glucosa
C6H12O6
CH2O
Ácido Sulfúrico
H2SO4
H2SO4
Sacarosa
C12H22O11
C12H22O11
Ejemplo:
Calcular la fórmula mínima de un compuesto que presenta 43,4% de sodio, 11,3% de carbono y 45,3% de oxígeno.
(Masas atómicas: Na = 23; C = 12; O = 16).
Datos
División de % por masa atómica
División por el menor valor obtenido
Fórmula mínima
43,4% Na
43,4 / 23 = 1,88
1,88 / 0,94 = 2
11,3% C
11,3 / 12 = 0,94
0,94 / 094 = 1
Na2CO3
45,3% O
45,3 / 16 = 2,82
2,82 / 0,94 = 3
Fórmula Molecular
La fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento presente en la molécula de una sustancia determinada.
Ejemplo:
Calcular la fórmula molecular de una sustancia de masa molecular 180 g/mol que contiene 40,0% de carbono, 6,72% de hidrógeno y 53,28% de oxígeno.
ZAlCl3 + 3H2 
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