Información aportada por las ecuaciones químicas: estequiometría

El término estequiometría fue introducido en 1792 por el químico alemán Jeremías Richter (1762-1807) para designar la ciencia que mide las proporciones de los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos que observó que las masas de los elementos y las cantidades en las que se combinan están en una relación constante. Actualmente, el término estequiometría se utiliza para la deducción de información cuantitativa a partir de fórmulas y ecuaciones.

Cálculos a partir de reacciones químicas

En una reacción química, los coeficientes de la ecuación igualada pueden multiplicarse o dividirse por cualquier factor sin que cambie el significado de la ecuación. Las dos ecuaciones siguientes proporcionan la misma información:

2H2 (g) + O2 (g) ® 2 H2O (l)

 

H2 (g)+ 1/2 O2 (g) ® H2O (l)

 

Las relaciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones de moléculas, de moles y de masas, así como de volúmenes si están implicados gases. El siguiente ejemplo ilustra la clase de información que puede deducirse de una ecuación química:

2 SO2 (g) + O2 (g) ® 2 SO3 (g)

 


Cada Pueden relacionarse con Para dar
2 moléculas de SO2 1 molécula de O2 2 moléculas de SO3
2 moles de SO2 1 mol de O2 2 moles de SO3
128 g de SO2 32 g de O2 160 g de SO3

Para resolver los problemas de estequiometría se siguen cuatro fases:

  • Escribir la ecuación química igualada.
  • Transferir en moles la información suministrada.
  • Examinar las relaciones molares en la ecuación química.
  • Pasar de moles a la unidad deseada.

Lo anterior puede ilustrarse con el cálculo del número de moléculas de oxígeno necesarias para reaccionar con 40 moléculas de metano en la reacción:

CH4 + O2 ® CO2 + H2O

El primer paso es ajustar la ecuación (ver t2)

CH4 + 2 O2 ® CO2 + 2H2O

De la ecuación ajustada se deduce que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno, con lo que puede establecerse la relación:

 

1 molécula CH4 ® 2 moléculas O2
40 moléculas CH4 ® x moléculas O2,

luego: x = 80 moléculas O2

Rendimientos porcentuales en las reacciones químicas

La cantidad máxima de un producto que puede obtenerse, según la ecuación química, a partir de una cantidad conocida de reaccionantes, se denomina rendimiento teórico. Existen diferentes razones por las que la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria es menor que la deseada:

  • Pérdidas o vertidos durante la manipulación.
  • Condiciones inadecuadas de reacción.
  • Dificultad de separación del producto final.
  • Existencia de reacciones simultáneas, que hacen que se formen productos indeseables además de los deseados. Estas reacciones se denominan reacciones secundarias.

El rendimiento real de una reacción se expresa en tanto por ciento:

 

 

Cálculos en reacciones consecutivas

En los procesos químicos es frecuente que, para obtener un determinado producto final deseado, haya que realizar dos o más reacciones consecutivas. En este caso, como los productos de la primera reacción son los reaccionantes en la segunda reacción y así sucesivamente, no es necesario calcular las masas de las sustancias formadas en las reacciones intermedias.

En vez de esto, se pueden utilizar las relaciones molares para obtener la información deseada sobre la reacción final.

Como ejemplo ilustrativo, puede mencionarse la obtención de permanganato de potasio, la cual tiene lugar en dos etapas:

2 MnO2 (s) + 4 KOH (c) + O2 ® 2 K2MnO4 (c) + 2 H2O (l) y 2 K2MnO4 (c) + Cl2 (g) ® 2 KMnO4 (c) + 2 KCl (c)

 

 

Cálculos con reactivos en disolución

En las reacciones es frecuente utilizar reactivos en disolución en vez de sólidos, líquidos o gases puros.

Las disoluciones permiten una mezcla más íntima de las sustancias a nivel molecular, por lo que las reacciones se producen de una forma más eficaz que si aquéllas estuvieran en estado sólido.

La destilación del agua sirve para separar ésta de las sales disueltas en ella.

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