¿Qué es la Estequiometría?

En la cotidianidad encontramos disoluciones tales como jugos, gaseosas, jabones, perfumes, etc., muchas de las cuales son producto de reacciones químicas. En el estudio de dichas reacciones intervienen relaciones cuantitativas entre los elementos y compuestos que participan, lo que constituye el objeto de estudio de la Estequiometría. 

Muchos avances en la química se han obtenido a través del trabajo de varias personas, no solamente los llamados científicos; el término de estequiometría por ejemplo, entendida como el estudio de las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones químicas, fue un término fue ideado por el químico alemán Jeremias Benjamin Richter, filósofo y matemático que trabajó en una empresa cerámica y no ocupó cargos académicos. Aparte de descubrir el elemento indio, se destacó por haber introducido la noción de peso equivalente y de estequiometría. (Pinto, 2009)

Históricamente, la estequiometria está íntimamente ligada con la teoría atómica. Dalton en 1803 propuso que los elementos están formados por partículas diminutas denominadas átomos; que átomos de la misma naturaleza forman elementos y la unión de dos o más átomos diferentes forman compuestos. En las reacciones químicas se da la separación y unión de los átomos, en donde ningún átomo se crea ni se destruye y ningún átomo de un elemento se convierte a un átomo de otro elemento. 

Cantidad de Sustancia y su Unidad de Medida el Mol 

En el estudio de las relaciones cuantificables en las reacciones químicas, se generó la necesidad de medir la cantidad de átomos y moléculas de las sustancias que intervienen en una reacción, sin embargo, estas partículas son demasiado pequeñas como para ser cuantificados, por lo que en respuesta a esta dificultad se introdujo una magnitud que expresa el número de átomos y moléculas que hay en una muestra, a la que se denominó Cantidad de Sustancia, de la cual su unidad es el mol. que permite contar en el nivel macroscópico las entidades elementales a partir de las masas o volúmenes de combinación de las sustancias que reaccionan 

"El mol se define como la cantidad de sustancia en un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos de carbono hay en 12 g de isotopo Carbono 12" (Martínez, 2006)

La entidades elementales pueden ser r átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas. Hay que tener en cuenta que un mol siempre contiene el mismo número de partículas, sin importar de qué sustancia se trate. Por ejemplo, un mol de azufre contiene el mismo número de átomos que un mol de cobre. 

Se utiliza la siguiente expresión para conocer el número de moles de átomos, moléculas, iones o entidades elementales:

No Moles = No de  átomos, moléculas, iones o entidades elementales / Numero de Avogadro

Ejemplo:

Si se conoce que en la aspirina existen 5,4198x1024 átomos de carbono, ¿Cuantas moles están presentes en esta molécula?

Tomado de Martínez Márquez, J. E. (2006). Química 2. Cengage Learning Editores.

Si quieres indagar más sobre el concepto de Mol, sus implicaciones históricas y algunas analogias para facilitar el entendimieto, puedes acceder al link molsencillamentecantidad.blogspot.com/2010/04/resena-didactica-de-el-concepto-mol.html

Blog

Conceptos previos a tener en cuenta para introducirse en los problemas de estequiometría

26.08.2013 06:17

En los ejercicios sobre estequiometria, convencionalmente se proporcionan datos sobre cantidades de reactivos para hallar cuanto se generan como productos, o viceversa; en primera medida para entender los ejercicios y poder desarrollarlos, es necesario tener claros varios conceptos como:

  • Ecuaciones Químicas, que son representaciones simbolicas que describen las reacciones químicas. En ellas se identifican los reactantes y productos, las proporciones de los elementos o compuestos que reaccionan, los estados de la materia en que se encuentran, sean en estado sólido, gas o en estado acuoso. Por ejemplo, el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:

  • Nomenclatura, que se encarga de representar y nombrar compuestos, teniendo en cuenta sus propiedades quimicas. En el siguiente link podrás profundizar sobre este tema quimicaotravision.blogspot.com/2012/06/nomenclatura-quimica.html.

 

  • El concepto de mol abordado anteriormente.

  • Masa atómica, que es la masa de un átomo y se diferencia de la Masa Molar o también mal llamada peso molecular, que es la masa de un mol de partículas elementales. Para que puedas entender mejor la diferencia puedes entrar al siguiente link aprendequimica.blogspot.com/2010/10/masa-atomica-y-masa-molecular-relativas.html

  • El balanceo de reacciones químicas, es necesario para ajustar la cantidad de reactantes y de productos, teniendo en cuenta la ley de conservación de la masa, en la que se expresa que la materia no se crea ni se destruye tan solo se transforma. En el siguiente sitio web encontrarás los métodos y pasos a seguir para balancear reacciones químicas balanceoecuacionesquimicas.blogspot.com/

  • Reactivo limite, que representa la cantidad de reactivo que reacciona totalmente. Si quieres entender mejor éste concepto, vas a tener una lección en el siguiente video 

  • Si has entendido puedes responder a la siguiente analogía:

Situación Nº 1: Responda la pregunta a partir de la siguiente información.

Una fábrica  que se dedica a la producción de cilindros que contienen gas propano (H3C-CH2-CH3), con una capacidad de 30 lbs., los cuales están almacenados en un cuarto oscuro a una temperatura de 25 ºC. En la noche un corto circuito provoca un incremento de temperatura de 25 ºC hasta 500 ºC en el cuarto oscuro. Todos los cilindros se encuentran con sus llaves de seguridad cerradas.

  1. ¿Qué cree que le ha sucedido a las partículas contenidas en el cilindro por el efecto de la temperatura?

a) La velocidad de las partículas del gas disminuye pero aumentan sus choques contra las paredes.

b) La velocidad de las partículas  aumenta pero el número de choques entre ellas permanece igual

c) La velocidad de las partículas aumenta al igual que el número de choques contra las paredes

d) Las partículas aumentan su tamaño a causa del incremento de la temperatura   

 

Situación Nº 2 Responda la pregunta 2 a partir de la siguiente información.

Cuando usted va al doctor porque está enfermo, es posible que le apliquen una inyección con una jeringa; la jeringa que es usada para vacunar o inyectar medicamentos tiene un émbolo, con el cual puede desplazar una cantidad de sustancia (líquida o gaseosa) hacia el exterior, aplicando una fuerza (presión).

Si en una jeringa sellada hay aire, y se lee que hay 5mL, después de presionar el émbolo, y desplazarlo hasta 2mL (sin dejar escapar el aire),  ¿qué sucederá? Responde: 

  1. ¿Cómo se comportan las partículas en el embolo al disminuir el volumen?

a) Las partículas de gas aumentan su temperatura

b) Las partículas chocan más frecuentemente contra las paredes y aumentan de velocidad

c) El gas no sufre ningún cambio

d) Las partículas disminuyen de tamaño por que ha disminuido el volumen

 

DONATO, A., & ZUÑIGA, L. (2012). Reflexiones Sobre la Enseñanza del Concepto de Cinética Química en Educación Media a Partir del Modelo de Resolución de Problemas. PPDQ BOLETIN.

Desarrollemos ejercicios de Estequiometría

Relaciones Estequiometricas 

En las ecuaciones químicas que representan reacciones químicas, los coeficientes estequiometricos indican la cantidad de la sustancia que reacciona, recordemos que la unidad de la cantidad de sustancia es el mol, por tanto indica el número de moles de reactantes y de productos. Por ejemplo, en la reacción:

Los coeficientes estequiometricos indican que 1 mol de  de nitrógeno reacciona con 3 moles de hidrogeno para producir 2 moles de amoniaco. Por tanto 1 mol de nitrógeno es químicamente equivalente a 3 moles de hidrogeno y a 2 moles de amoniaco, a lo que se le llaman relaciones estequiometricas. 

 

Reaciones mol a mol 

La estequiometria también nos permite predecir qué cantidad de producto puede generarse en una reacción. Por ejemplo, en la pila de combustible del transbordador espacial, el oxígeno reacciona con hidrógeno para producir agua, la cual es utilizada para soporte vital. ¿Cuánta agua se forma cuando 0,25 moles de oxigeno reaccionan con hidrogeno gaseoso?

Utilizando las relaciones estequiométricas se determina el factor de conversión que relacione la sustancia dad con la sustancia requerida:

Este factor que se denomina relación molar de la reacción, permite relacionar la cantidad de moléculas de oxigeno consumidas con la cantidad de moléculas de agua producidas. 

Ejercicio. ¿Qué cantidad de átomos de hierro pueden extraerse de 25 moles de óxido férrico?

Tomado de Atkins, P. W., & Jones, L. (2006). Principios de química: los caminos del descubrimiento. Madrid, España: Ed. Médica Panamericana.

Relaciones Mol a Masa

Sabiendo emplear la relación entre moles de reactivos y moles de productos, y reconociendo la relación entre masa molar con la masa y las moles, podemos calcular la masa de un compuesto que reacciona con otro o que es producido.

Ejemplo:

El amoniaco se quema en presencia de oxígeno de acuerdo con la ecuación:

¿Cuántos gramos de oxigeno se requieren para que reaccione completamente 13,7 moles de amoniaco?

Nos piden calcular los gramos de oxígeno y nos dan moles de amoniaco, entonces empleamos la ecuación para establecer la relación entre moles de amoniaco y moles de oxígeno. A continuación se emplea la relación entre moles de oxígeno y masa molar para hallar los gramos de oxígeno, como sigue:

Ejercicio. A partir de la reacción de combustión del octano calcula las moles de agua que se producen al quemar 325 g de octano. 

Tomado de Martínez Márquez, J. E. (2006). Química 2. Cengage Learning Editores.

Relaciones masa a masa 

Para determinar la masa de un producto que puede formarse a partir de una masa conocida de un reactivo, primero se convierten los gramos del reactivo en moles usando la relación molar de la ecuación equilibrada, y luego se convierten los moles del producto formado en gramos.

Ejemplo. Se quiere conocer la masa de hierro que puede obtenerse a partir de 10 g de óxido férrico, presente en el mineral de hierro, por reducción de monóxido de carbono en un alto horno:

Ejercicio. ¿Qué masa de aluminio es necesaria para reducir 10 Kg de óxido de cromo (III) y producir cromo metálico?

Tomado de Atkins, P. W., & Jones, L. (2006). Principios de química: los caminos del descubrimiento. Madrid, España: Ed. Médica Panamericana.

Relación Masa Volumen

Esta relación se emplea para conocer la cantidad de gas que se llega a producir o consumir en una reacción. El cálculo es similar a los anteriores, y lo único que se incluye es la conversión de moles en volumen a temperatura y presión constante (0°C y 1 atm; a 25 °C se tienen 24,47 L/mol)

Ejemplo. Se ha investigado el uso del superóxido de potasio como agente purificador del aire en los submarinos, ya que el dióxido de carbono generado por la tripulación en su proceso de respiración debe ser eliminado de su atmosfera circundante. La reacción que se desarrollaría en la purificación del aire seria:

Calcula la masa de superóxido de potasio que se requiere para reaccionar con 60 L de dióxido de carbono a 25°C y 1 atm.

Se establece la relación entre volúmenes para hallar las moles de dióxido de carbono, con las cuales se podrán hallar moles y seguidamente los gramos de superóxido de potasio requerido para reaccionar.

Tomado de Martínez Márquez, J. E. (2006). Química 2. Cengage Learning Editores.

Relación Volumen Volumen

Cuando en una reacción química se encuentran, tanto reactivos como productos en estado gaseoso, empleamos esta relación, la cual guarda correspondencia con la relación mol-mol, siendo estas iguales en su interpretación, ya que los gases en condiciones de Temperatura y Presión normales contienen el mismo número de moléculas, ocupando el mismo espacio.

Ejemplo. ¿Qué cantidad de oxígeno en volumen reacciona con 300 L de hidrógeno para formar vapor de agua en condiciones normales de temperatura y presión?

Tomado de Martínez Márquez, J. E. (2006). Química 2. Cengage Learning Editores.

Ejercítate

En el siguiente enlace encontrarás ejercicios de lápiz y papel sobre estequiometria, para que evalúes cuanto has aprendido. maestra-marina.over-blog.es/pages/actividad-13-ejercicios-calculos-estequiometricos-6943765.html

Resuelve Problemas

A continuación te presentaré algunos problemas que tendrás que analizar muy bien para encontrar la solución. Asume el reto y evalúa tu aprendizaje. Puedes comparar y socializar las posibles soluciones con tus compañeros o amigos.

Problema 1. El prospecto de un medicamento indica, en una versión A, que cada comprimido contiene 256,30 mg de sulfato ferroso deshidratado, equivalente a 80 mg de hierro. En otra  versión B de ese mismo medicamento, se indica que el contenido de dicha sal, por comprimido, es de 270 mg, también equivalente a 80 mg de hierro. Razónese cuál de los dos prospectos indica la equivalencia correcta. 

Problema 2. En los prospectos de varios medicamentos se informa que una cantidad de diversos compuestos (por comprimido, sobre o cucharada) equivale a cierta cantidad de  calcio, según se indica entre paréntesis. Verificad las citadas equivalencias:

Medicamento A: 1250 mg carbonato cálcico (500 mg Ca).

Medicamento B: 1260 mg carbonato cálcico (500 mg Ca).

Medicamento C: 2500 mg carbonato cálcico (1000 mg ó 25 mmol Ca).

Medicamento D: 3,30 mg fosfato cálcico (1,2 g Ca).

Medicamento E: 1 cucharada (=15 mL) de disolución en la que por 100 mL hay 1671 mg de fosfato cálcico (100 mg Ca).

Medicamento F: 1 cucharada (=15 mL) de disolución en la que por 100 mL hay 2088 mg de fosfato cálcico (125 mg Ca).

Medicamento G: 3750 mg pidolato cálcico (500 mg Ca).

Problema 3.  La composición de cada comprimido efervescente de un medicamento, indicado para el tratamiento de la osteoporosis, muestra que, entre otros componentes, contiene 2,94 g de lactatogluconato de calcio y 0,30 g de carbonato cálcico, que equivalen a 380 mg de calcio elemento. Se pide verificar esta equivalencia.

Problema 4. Las plantas requieren diversos nutrientes para su crecimiento: toman C, H y O del aire y del agua, y absorben N, K, Mg, Ca, P y S del suelo. Estos últimos seis elementos se usan en cantidades relativamente altas por las plantas (suponen más de 1000 ppm). Otros  ocho elementos (B, Fe, Zn, Mo, Mn, Cu, Co y Cl) se absorben del suelo, pero en menor cantidad, y se denominan micronutrientes. En una bolsa de plástico encontrada en el campo figuraban los siguientes datos:

Sodium Tetraborate Pentahydrate, Na2B4O7 · 5H2O, CAS No. 12179-04-3, EC No. 215-540-4, • EC Fertilizer, • 15.2% boron (B) soluble in water • Sodium borate for fertiliser applications, • Only to be used where there is a recognized need • Do not exceed a maximum dose rate of 4 kg boron (26 kg Fertilizer) per hectare per year. De acuerdo con consideraciones estequiométricas, determina (usando dos decimales para los pesos atómicos) si la equivalencia indicada para el boro es correcta.

Tomados de Pinto Cañon, G. (2009). CÁLCULOS DE ESTEQUIOMETRÍA APLICADOS A PROBLEMAS DE LA REALIDAD COTIDIANA. Emur Ciencia , 1-20.

Imagina y Experimenta 

Si  la  solubilidad  del  NaCl  es  de  36g  en  100  gramos  de  agua,  a 20°C,  indica  cómo  prepararías  cada  una  de  las  siguientes  soluciones  de  este 

soluto:  solución  diluida,  solución  concentrada,  solución  no  saturada,  solución saturada y solución sobresaturada. 

Tomada de Loaiza Muñoz, J. R. (2011). Diseño y Aplicación de una Unidad Didáctica para la Enseñanza de Cuantificación de Sustancias y de Relaciones en Mezclas Homogéneas en un Curso de Estequiometria. Recuperado el 2013, de https://repositorio.utp.edu.co/dspace/bitstream/11059/1868/1/50071L795.pdf