Estequiometría

En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y "μετρον"=métrón, (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 se enunciaron 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), 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 reactivos 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:

• la conservación del número de átomos de cada elemento químico
• 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. 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

+

+

Ajustar o balancear una reacción

Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente en antes de comenzar y al finalizar la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del número 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).

Por ejemplo:

En la reacción de combustión de metano (CH₄), éste se combina con oxígeno molecular(O₂) del aire para formar dióxido de carbono (CO₂) y agua. (H₂O).

La reacción sin ajustar será:

$\mathrm {CH_{4}+O_{2}\to CO_{2}+H_{2}O}$

Esta reacción 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 reactivos y sólo 2 en los productos. Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.

De esta manera, si se pone un 2 delante del H₂O:

$\mathrm {CH_{4}+O_{2}\to CO_{2}+2\,H_{2}O}$

se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H), pero no para el oxígeno (O), situación que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O₂ en los reactivos:

$\mathrm {CH_{4}+2\,O_{2}\to CO_{2}+2\,H_{2}O}$

y se obtiene así, finalmente, la reacción ajustada.

Ésta 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 es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del ion-electrón.

Se recomienda ir balanceando siguiendo el orden: metales, no metales, hidrógenos, oxígenos.

Coeficiente estequiométrico

Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior:

$\mathrm {CH_{4}+2\,O_{2}\to CO_{2}+2\,H_{2}O}$

El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 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/condiciones estequiométricas

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

• La mezcla es estequiométrica;
• Los reactivos están en proporciones estequiométricas;
• La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;

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 está en menor proporción que en base a él se trabajan todos los cálculos.

Ejemplo

• ¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para reaccionar con 100 gramos de carbono produciendo dióxido de carbono?

Masa atómica del oxígeno = 15,9994.

Masa atómica del carbono = 12,0107.

La reacción es:

$\mathrm {C+O_{2}\Rightarrow CO_{2}}$

para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.

${\begin{array}{rcl}1\;mol\;de\;carbono&\longrightarrow &2\;mol\;de\;oxigeno\\12,0107\;gramos\;de\;carbono&\longrightarrow &2\cdot 15,9994\;gramos\;de\;oxigeno\\100\;gramos\;de\;carbono&\longrightarrow &x\;gramos\;de\;oxigeno\end{array}}$

despejando x:

$x=\mathrm {\frac {2\cdot 15,9994\;gramos\;de\;oxigeno\cdot 100\;gramos\;de\;carbono}{12,0107\;gramos\;de\;carbono}}$

realizadas las operaciones:

$x=\mathrm {266,41\;gramos\;de\;oxigeno}$

Véase también

• Reacción química
• Ecuación química
• Mol
• Reactivo limitante
• Leyes estequiométricas

Referencias bibliográficas

1. Caballero Hurtado, Agustín (2006). Cómo resolver problemas de estequiometría. Editorial Filarias. p. 132. ISBN 978-84-932488-8-8. 
2. Lozano Lucena, J. J.; Rodríguez Rigual, C. (1992). Química 3: estequiometría. Pearson Alhambra. p. 64. ISBN 978-84-205-2142-8. 
3. Muller; Ara Blesa, Antonio (1965). Fundamentos de estequiometría. Editorial Acribia, S.A. p. 345. ISBN 978-84-200-0174-6.