Estudiante en proceso: ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA

es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los 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 Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:

«La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».

También estudia la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas.

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

La ley de Proust puede ser enunciada de la siguiente manera:

Cuando dos sustancias se combinan para forman un compuesto, ellas deben guardar entre si, las proporciones ciertas y definidas.

CONSECUENCIAS DE LA LEY DE PROUST:

1º La constitución, por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es:

2º Sin embargo, si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio, no obtendremos 20 g de cloruro sódico, sino una cantidad menor, debido a que la relación de combinación entre ambas masas siempre es 1,5 por lo que:

3º Si ahora quisiéramos hallar la proporción entre los átomos que se combinan de cloro y sodio para formar cloruro sódico, deberíamos dividir la cantidad de cada elemento entre su masa atómica, de forma que si reaccionan 6 g de Cl con 4 g de Na, como 35,5 g/mol y 23 g/mol son las masas atómicas del cloro y sodio, respectivamente, entonces:

Lo que indica que por cada 0,17 moles de cloro reaccionan otros 0,17 moles de sodio para formar el cloruro sódico, o cualquier múltiplo o submúltiplo de esa reacción. Por tanto, 1 átomo de cloro también se combina con 1 átomo de sodio para formar cloruro sódico, luego la fórmula de éste compuesto es NaCl y la proporción entre sus átomos es 1:1.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1808 por John Dalton, es una de las leyes más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac. Dice:

Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, una masa variable de uno de ellos se une a una masa fija del otro, y la primera tiene como relación números canónicos e indistintos.

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu₂O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.

REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO

Una reacción química se produce en condiciones estequiométricas cuando las cantidades de reactivos (en moles) están en las proporciones idénticas a las de la ecuación química ajustada.

Es frecuente que se use un exceso de alguno de los reactivos para conseguir que reaccione la mayor cantidad del reactivo menos abundante.

El reactivo que se consume en su totalidad es el que va a limitar la cantidad de producto que se obtendrá y se denomina reactivo limitante. Los otros reactivos se llaman excedentes o en exceso y no se consumen totalmente.

¿Cómo puedes saber cuál es el reactivo limitante? Por ejemplo, en la reacción del aluminio con el oxígeno para formar óxido de aluminio, mezclas para que reaccionen dos moles de aluminio con dos moles de dioxígeno.

La ecuación ajustada es : 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

y haciendo uso de la proporción estequiométrica entre el aluminio y el dioxígeno:

Por tanto, únicamente reaccionan 1,5 moles de O₂ y quedan sin reaccionar 0,5 moles de dioxígeno. El reactivo limitante es el aluminio, que se consume totalmente.

PASOS:

1- Igualar la ecuación
2- Calcular UMA
3- Calcular moles
4- Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar

El compuesto con menor numero de moles sera el reactivo limitante y el mayor sera el reactivo en exceso.
A partir de los moles obtenidos del reactivo limitante, se busca mediante regla de tres el valor de moles del otro reactivo.
Para calcular el exceso se trabaja con los moles del compuesto en exceso menos el valor obtenido de la regla de tres.
Para calcular la masa del exceso se multiplica los moles por la UMA.

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

La cantidad de producto que se obtiene en una ecuación química generalmente es menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones estequiométricas.

El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas (algunos de los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor es insuficiente, productos que forman nuevamente los reactivos).

El porcentaje de rendimiento o eficiencia se establece remplazando o despejando los datos de la siguiente fórmula:

% Rendimiento = (producción real/ producción teórica) x 100%

PORCENTAJE DE PUREZA

Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobre corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas inertes.