ESTEQUIOMETRÍA ESTEQUIOMETRIA: Es la parte de la química que estudia las relaciones entre las cantidades y proporciones (masas, volúmenes, moles, átomos, etc.) de las diferentes sustancias que intervienen en una reacción química, tanto reactivos como productos. Los cálculos estequiométricos son, por tanto, todas aquellas operaciones encaminadas a determinar las cantidades con los que participan las sustancias en una determinada reacción química, como vimos en el aula, pueden estar en cualquier unidad, pero hay que respetar las proporciones en la misma unidad para cada compuesto. En la siguiente ecuación podemos ver las cantidades proporcionales de cada compuesto, es decir que la ecuación se encuentra igualada estequiométricamente, que es lo mismo que decir, que se encuentra en proporciones estequiométricas, o que se encuentra en condiciones estequiométricas, ya que estas tres frases serian una clase de sinónimos. CH4 + 2 O2 —> CO2 + 2 H2 O Observando la ecuación y teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos, (Números Rojos) podemos apreciar que, necesitaremos 2 moles de Oxígeno por cada mol del Metano que reaccione y obtendremos 1 mol de dióxido de carbono y 2 moles de agua, también vemos que por cada mol de metano obtendremos otro de dióxido de carbono, también podemos decir que cada 2 moles de oxigeno obtendremos 2 moles de agua, y así podríamos hacer varias comparaciones más, justamente eso es lo importante de la estequiometria, el poder saber las cantidades de reactivos necesarios para una determinada reacción sabiendo también cuanto vamos a obtener de cada producto. AJUSTE DE LAS REACCIONES: Consiste en colocar un coeficiente (Número entero o fracción) delante de la fórmula o símbolo de cada reactivo y de cada producto. Recordemos la ley de conservación de masas, nada se destruye, todo se transforma, por tal motivo, para tener una ecuación correctamente balanceada, deberemos tener el mismo número de átomos de cada elemento a cada lado de la ecuación, una manera eficaz para comprobar que igualamos correctamente, es sumar los pesos moleculares de cada compuesto multiplicados por cada coeficiente y ambos lados de la reacción deben tener la misma masa, ya que en toda reacción química la masa de los reactivos es igual a la masa de los producto. Igualemos juntos la ecuación: CH4 + O2 —> CO2 + H2O Comenzaremos contando los átomos de carbono, y vemos que están igualados de cada lado. Seguiremos con los de hidrogeno y vemos que tenemos 4 del lado de reactivos y solo 2 del lado de productos, entonces colocaremos un 2 como coeficiente delante del agua para igualar los hidrógenos CH4 + O2 —> CO2 + 2 H2 O Ahora que hemos igualado los átomos de hidrogeno con el 2 como coeficiente, al multiplicar los átomos de hidrogeno también multiplicamos oxígeno, por lo que ahora tenemos 4 del lado derecho y solo 2 del lado izquierdo por tal motivo pondremos un 2 como coeficiente y de este modo hemos balanceado la reacción. CH4 + 2 O2 —> CO2 + 2 H2O Ahora Uds., hagan la verificación comparado la suma de los pesos moleculares de cada lado de la ecuación. PUREZA DE UN REACTIVO: Solamente intervienen en las reacciones la proporción pura de los reactivos. El resto recibe el nombre de IMPUREZAS, y son sustancias que acompañan al reactivo puro, pero que no intervienen en la reacción. Por lo que, si tenemos una sustancia impura, deberemos colocar más reactivo del necesario, ya que una parte no reaccionará. Veamos un ejemplo, con la ya conocida, combustión del metano; la cual esta igualada estequiométricamente. Supongamos que el enunciado de un problema nos informa que el metano tiene un 95% de pureza, es decir que hay un 5% de la cantidad que coloquemos que no reaccionara… ¿Uds creen que obtendremos la misma cantidad de producto? ¡No, claro que no! Entonces, si necesitamos 16 gramos, que es el peso molecular del mismo, es decir la masa de un mol de la sustancia, para que, al reaccionar por completo, nos de como producto un mol de Dióxido de carbono, deberemos colocar una cantidad extra sabiendo que el 5% de la cantidad que coloquemos serán impurezas. 95% 2 2 CH4 + O2 —> CO2 + H2O Entonces decimos que, Si solo reaccionaran 95 gramos por cada 100 gramos de metano que coloquemos ya que la pureza es del 95% Cuanto deberemos colocar si necesitamos que reaccionen 16 gramos, esto será = X 95 gramos reaccionan --------------------- 100 gramos de metano que coloco 16 gramos reaccionarán --------------------- = 16,84 gramos de metano De este modo se demuestra que cuando tengamos un porcentaje de impureza en alguno de los reactivos deberemos colocar una cantidad extra para tener efectivamente la cantidad necesaria de reactivo puro. REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO: El reactivo limitante es el que tenemos en una menor proporción respecto al otro, si decimos que tenemos 16 gramos de metano y oxigeno disponible del aire sin ninguna restricción, en este caso el reactivo limitante será el metano, ya que no se va a poder formar mas cantidad de productos que los equivalentes a la cantidad del reactivo en menor proporción, justamente por eso se lo llama limitante, porque limita la reacción, por ende, es decir el oxígeno será el reactivo en exceso. Por el contrario, si dijéramos que solo tenemos 60 gramos de oxígeno y los antes mencionados 16 gramos de metano, cambiarían las cosas ya que para que reacciones los 16 gramos de metano necesitamos 64 gramos de oxígeno, pero como la cantidad que disponemos es menor a la necesaria, el oxigeno pasa a ser el reactivo limitante y el metano el reactivo en exceso. CH4 + 2 O2 —> CO2 + 2 H2 O RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN: Es el cociente entre la cantidad real obtenida en ese proceso y la cantidad teórica que debería obtenerse si se cumplieran exactamente las relaciones entre las cantidades que aparecen en la ecuación balanceada. Este rendimiento suele expresarse en %: Siguiendo con la misma ecuación, y sabiendo que en la reacción solo se obtuvieron 40 gramos de dióxido de carbono a partir de un mol puro de metano y oxígeno en exceso, calculemos el porcentaje de reacción de la misma. 1 CH4 + 2 O2 —> 1 CO2 + 2 H2 O Como sabemos, un mol de metano nos da un mol de dióxido de carbono, el cual pesa 44 gramos, pero solo se obtuvieron 40 gramos según lo informado, entonces evidentemente se formó menos dióxido de carbono de lo que debería haberse formado. Si, hubiéramos obtenido 44 gramos la reacción se hubiera llevado en un 100%, pero como solo obtuvimos 40 gramos esto seria = X. 44 gramos ------------- --------- 100% 40 gramos --------------------- = 90,91 % de Reacción.
