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.

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 un mol de oxígeno.

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

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:

$x=\mathrm {266,4\;gramos\;de\;oxigeno}$

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.