Estequiometría

Una ecuación química balanceada se parece a una receta para hacer galletas con chispas de chocolate. Muestra qué reactivos (los ingredientes) se combinan para formar qué productos (las galletas). También muestra las relaciones numéricas entre los reactivos y los productos (como cuántas tazas de harina se necesitan para hacer un grupo de galletas).

Estas relaciones numéricas se conocen como estequiometría de una reacción, un término derivado de las palabras del griego antiguo stoicheion ("elemento") y metron ("medida"). En este artículo, examinaremos cómo podemos utilizar las relaciones estequiométricas de las ecuaciones químicas balanceadas para determinar la cantidad de sustancias consumidas y producidas en las reacciones químicas.

Un tipo común de relación estequiométrica es la proporción molar, que relaciona la cantidad de moles de dos sustancias cualesquiera en una reacción química. Podemos escribir una proporción molar para un par de sustancias examinando los coeficientes que hay delante de cada especie en la ecuación química balanceada. Por ejemplo, consideremos la ecuación para la reacción entre óxido de hierro (III) y aluminio metálico:

Los coeficientes en la ecuación nos indican que $1$1 mol de $\ce{Fe2O3}$ reacciona con $2$2 moles de $\ce{Al}$, y forman $2$2 moles de $\ce{Fe}$ y $1$1 mol de $\ce{Al2O3}$. Podemos escribir la relación entre el $\ce{Fe2O3}$ y el $\ce{Al}$ como la siguiente proporción molar:

Con esta proporción, podríamos calcular cuántos moles de $\text{Al}$start text, A, l, end text se necesitan para reaccionar completamente con cierta cantidad de $\text{Fe}_2\text{O}_3$start text, F, e, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, start subscript, 3, end subscript, o viceversa. En general, las proporciones molares se pueden utilizar para convertir entre las cantidades de dos sustancias cualquiera involucradas en una reacción química. Para ilustrar esto, vayamos paso a paso con un ejemplo donde usamos una proporción molar para convertir entre cantidades de reactivos.

Considera la siguiente ecuación no balanceada:

Primero lo primero: ¡tenemos que balancear la ecuación! En este caso, tenemos $1$1 átomo de $\ce{Na}$ y $3$3 átomos de $\ce{H}$ del lado de los reactivos y $2$2 átomos de $\ce{Na}$ y $2$2 átomos de $\ce{H}$ del lado de los productos. Podemos balancear la ecuación colocando un $2$2 frente al $\ce{NaOH}$ (para que haya $2$2 átomos de $\text{Na}$start text, N, a, end text de cada lado) y otro $2$2 frente al $\ce{H2O}$ (para que haya $6$6 átomos de $\ce{O}$ y $4$4 átomos de $\ce{H}$ de cada lado). Hacer esto nos da la siguiente ecuación balanceada:

Ahora que tenemos la ecuación balanceada, vamos a resolver el problema. Recordemos: queremos encontrar la masa de $\ce{NaOH}$ que se necesita para reaccionar completamente con $3.10$3, point, 10 gramos de $\ce{H2SO4}$. Podemos abordar este problema de estequiometría con los siguientes pasos:

Con el fin de relacionar las cantidades de $\ce{H2SO4}$ y $\ce{NaOH}$ usando una proporción molar, primero tenemos que saber la cantidad de $\ce{H2SO4}$ en moles. Podemos convertir los $3.10$3, point, 10 gramos de $\ce{H2SO4}$ a moles con la masa molar de $\ce{H2SO4}$ ($\pu{98.08 g/mol}$):

Ahora que tenemos la cantidad de $\ce{H2SO4}$ en moles, vamos a convertir moles de $\ce{H2SO4}$ en moles de $\ce{NaOH}$ usando la proporción molar apropiada. De acuerdo con los coeficientes en la reacción química balanceada, se requieren $2$2 moles de $\ce{NaOH}$ por cada $1$1 mol de $\ce{H2SO4}$, por lo que la proporción molar es:

Multiplicar el número de moles de $\ce{H2SO4}$ por este factor nos da el número de moles de $\ce{NaOH}$ que se necesitan:

Observa cómo escribimos la proporción molar para que se puedan cancelar las moles de $\ce{H2SO4}$, lo que da como resultado moles de $\ce{NaOH}$ como unidad final. Para conocer cómo se pueden tratar las unidades como números y así llevar la cuenta en problemas como este, mira este video sobre análisis dimensional.

Nos piden la masa de $\ce{NaOH}$ en gramos, por lo que nuestro último paso es convertir los $6.32 \times 10^{-2}$6, point, 32, times, 10, start superscript, minus, 2, end superscript moles de $\ce{NaOH}$ a gramos. Podemos hacerlo usando la masa molar de $\ce{NaOH}$ ($\pu{40.00 g/mol}$):

Por lo tanto, se requieren $\pu{2.53 g}$ de $\ce{NaOH}$ para consumir completamente $3.10$3, point, 10 gramos de $\ce{H2SO4}$ en esta reacción.

Atajo: podríamos haber combinado los tres pasos en un solo cálculo, como se muestra en la siguiente expresión:

Sin embargo, ¡asegúrate de poner atención especial a las unidades si usas esta estrategia!

Una ecuación química balanceada nos muestra las relaciones numéricas entre cada una de las especies involucradas en un cambio químico. Podemos usar estas relaciones numéricas para escribir proporciones molares, lo que nos permite convertir entre las cantidades de reactivos y/o productos (¡y así resolver problemas de estequiometría!).

Para saber más sobre otros cálculos estequiométricos comunes, revisa esta emocionante segunda parte sobre reactivos limitantes y rendimiento porcentual.