Estequiometría

¿Qué es la estequiometría?

Aquí exploraremos la estequiometría en el contexto del concepto de mol y la constante de Avogadro, la ecuación de los gases ideales y los espectros de masas. Esto nos permitirá hacer ecuaciones ajustadas y determinar fórmulas empíricas y moleculares.

El mol y la constante de Avogadro

¿Por dónde empezar cuando pensamos "cuánto hay de una sustancia en una determinada cantidad"? Esta fue una pregunta que desconcertó a los científicos durante siglos; uno de ellos fue Amedeo Avogadro.

Avogadro y la constante

Avogadro empezó a estudiar la relación entre el número atómico de los elementos y la cantidad de átomos presentes en estos.

Supongamos que consideramos el carbono con número atómico 12. ¿Cuántos átomos hay en 12 gramos de carbono-12? Avogadro lo halló.

Para hacer los cálculos más sencillos, esta constante se suele simplificar a \(6,022\cdot 10^{23}\). La constante no tiene unidades, ya que se refiere a una cantidad específica, por lo que puedes decir \(6,02214179\cdot 10^{23}\) átomos si es necesario.

El mol

Se trata de una analogía sencilla que utilizas en la vida cotidiana, como una "docena de ..." o un "par de ...". Aquí puedes usarla de modo intercambiable en contextos químicos.

Uso de la estequiometría en las ecuaciones químicas

Uso del mol: cálculos y conversiones

Aquí exploraremos cómo emplear el concepto definido del mol para realizar cálculos y conversiones que implican masa y concentraciones.

El mol y la masa atómica relativa

¿Cómo sabemos cuántos moles hay en una determinada cantidad? Necesitamos saberlo con exactitud, para medir la masa de manera precisa y, por tanto, la cantidad exacta de moles que necesitamos para que las reacciones se produzcan.

La cantidad de moles se calcula dividiendo la masa ente la masa atómica relativa del elemento: \[\text{Moles}(n)=\dfrac{\text{Masa}\,(\mathrm{g})}{\text{Masa at}\mathrm{\acute{o}}\text{mica}\,(\mathrm{g/mol})}=\dfrac{\mathrm{g}}{\mathrm{g/mol}}\,\,\mathrm{\acute{o}}\,\,n=\dfrac{m}{A_r}\]

De hecho, puedes utilizar la fórmula anterior para determinar la cantidad de moles de cualquier sustancia o compuesto, sustituyendo la masa atómica relativa por la masa molar del compuesto.

\[\text{Moles}(n)=\dfrac{\text{Masa}\,(\mathrm{g})}{\text{Masa molecular relativa}\,(\mathrm{g/mol})}=\dfrac{\mathrm{g}}{\mathrm{g/mol}}\,\,\mathrm{\acute{o}}\,\,n=\dfrac{m}{M_r}\]

Con esta fórmula, puedes encontrar la cantidad de moles de cualquier compuesto que necesita usar en reacciones y experimentos.

\[\begin{align} \text{Masa}\,\mathrm{(g)}=\text{Moles}\,\mathrm{(n)}\cdot \text{Masa molar}\,\mathrm{(g/mol)} \\ \text{Masa molar}\,\mathrm{(g/mol)}=\text{Moles}\,\mathrm{(n)}\cdot\text{Masa}\,\mathrm{(g)} \end{align}\]

El mol y la masa de los compuestos

También, puedes manipular la fórmula para determinar la masa de un compuesto en una reacción. Esto es especialmente útil si necesitas un número concreto de moles para realizar un experimento y debes calcular cuánto hay que pesar de un elemento o sustancia concreta.

\[\begin{align} \text{Masa}\,\mathrm{(g)}=\text{Moles}\,\mathrm{(n)}\cdot \text{Masa molar}\,\mathrm{(g/mol)} \\ \text{Masa molar}\,\mathrm{(g/mol)}=\text{Moles}\,\mathrm{(n)}\cdot\text{Masa}\,\mathrm{(g)} \end{align}\]

El mol y las concentraciones

Puedes utilizar el concepto de mol para calcular las concentraciones de las disoluciones. En lugar de usar las fórmulas anteriores con la masa molar o la masa atómica relativa, podemos utilizar una fórmula diferente que se basa en volúmenes y concentraciones.

Para empezar, ¿cómo definimos la concentración? Se basa en la cantidad de sustancia que hay en un determinado volumen de líquido. Para una disolución, sería una cantidad precisa de soluto en un volumen exacto de solvente. Para incorporar los moles, usamos la ecuación:

\[\text{Concentraci}\mathrm{\acute{o}}\text{n}\,\left(\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\right)=\dfrac{\text{Moles}\,\mathrm{(n)}}{\text{Volumen}\,\mathrm{(L)}}=\dfrac{n}{V}\]

También, puedes reordenar la fórmula anterior para determinar la cantidad de moles de una solución determinada a partir de una concentración conocida.

Esta infografía relaciona los conceptos que hemos mencionado. Puedes usarla para determinar la fórmula del valor que quieres calcular: moles, concentración o volumen.

Moles y el reactivo limitante

De acuerdo con lo anterior, la cantidad máxima de productos que se formará está determinada por el reactivo limitante.

Entonces, sabiendo los moles, podemos calcular el reactivo limitante. Para ello, se compara el número de moles y los coeficientes estequiométricos.

Los pasos que tienes que seguir son:

1. Calcular los moles
2. Dividir por el coeficiente estequiométrico
3. Comparar los compuestos: el compuesto que tenga menor cantidad será el reactivo limitante

Moles y rendimiento de la reacción química

Los moles también pueden utilizarse para calcular el rendimiento químico:

\[\text{Rendimiento qu}\mathrm{i}\text{mico}=\dfrac{\text{Moles experimentales}}{\text{Moles te}\mathrm{\\acute{o}}\text{ricos}}\cdot 100\]

Ecuación de los gases ideales

Entonces, ¿cómo encaja el concepto de mol en los cálculos que no se basan en masas o concentraciones, sino en gases? Aquí exploraremos la ley de los gases ideales y cómo se aplica al concepto de mol.

Considerando los comportamientos de los gases ideales en función de la temperatura y la presión, se puede hacer una fórmula —que llamamos ley de los gases ideales o ley general de los gases—: \(pV = nRT\)

En la fórmula anterior

• \(p\) = Presión en \(\mathrm{atm}\)
• \(V\) = volumen en \(\mathrm{L}\)
• \(n\) = número de moles
• \(R\) = es la constante de los gases \(\left(0,082\,\dfrac{\mathrm{atm\cdot L}}{\mathrm{mol\cdot K}}\right)\)
• \(T\) = temperatura en kelvin (K)

La constante de los gases \(\left(0,082\,\dfrac{\mathrm{atm\cdot L}}{\mathrm{mol\cdot K}}\right)\) depende solamente de las unidades; es decir, también lo podrás encontrar como \(R =8,31\,\dfrac{\mathrm{J}}{\mathrm{K\cdot mol}}\) .

Ejercicios de estequiometría en las reacciones: ejemplos y cálculos

Aquí resolveremos ejercicios de cálculos estequiométricos. La estequiometría puede usarse en diferentes tipos de reacciones. A continuación, podrás resolver algunos problemas de estequiometría en reacciones químicas con los que te encontrarás habitualmente.

Ejemplos de cálculos con masa y peso

Exploremos cómo hacer cálculos relacionados con la conversión de cantidades de masa y peso en moles, y viceversa:

Ahora, imagínate que necesitas pesar una cantidad específica para una reacción. Toma como referencia el siguiente ejemplo:

¡Genial! Ahora puedes usar el mismo principio para calcular las concentraciones y los volúmenes de las disoluciones.

Ejemplos de cálculos con soluciones, volúmenes y concentraciones molares

Aquí exploraremos cómo calcular concentraciones a partir de una cantidad dada de moles, o viceversa:

Ejemplos de cálculos con gases.

Explora cómo puedes utilizar la ley de los gases ideales para calcular el volumen de cualquier gas, si se dan las condiciones:

Así puedes manipular la fórmula general básica de los gases para despejar cualquier variable que desees; ya sea el volumen, los moles o, incluso, las condiciones en las que se encuentra el gas.