Definición

ESTEQUIOMETRIA: Del
griego
στοιχειον,
(stoicheion), letra o elemento
básico constitutivo y
μετρον
(métron), medida.

Hace referencia al número relativo de
átomos
de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo
resulta útil en la calificación de una
reacción química, en otras
palabras se puede definir como: "la parte de la Química
que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos
y los compuestos en reacciones
químicas".

Para entender mejor a esta rama de la química, es
necesario establecer algunos conceptos básicos, que si
bien pueden ser un poco trillados, son indispensables para su
estudio.

MASA ATÓMICA:

Si suponemos que las sustancias están formadas
por átomos, que se unen entre sí formando
moléculas, es lógico pensar en cuál es la
masa de esos átomos. Éste es un problema que se
plantearon los científicos a principios del
siglo XIX, en el marco de la Teoría
Atómica, y que dio lugar a una laboriosa y apasionante
tarea investigadora, llena de polémica que duró
toda la primera mitad del siglo.

No tiene sentido pensar que un átomo o
una molécula se puede pesar directamente en una balanza.
Tampoco podemos hallar la masa de los átomos pesando una
cierta cantidad de sustancia simple y dividirla por el
número de átomos que haya en esa cantidad de
sustancia porque es muy difícil conocer cuál es el
número total de átomos.

Para expresar la masa de los átomos, los
científicos eligieron el término masa
atómica que puede definirse como la masa promedio de los
átomos de un elemento en relación a la masa de un
átomo
de carbono 12,
tomado exactamente como 12.0000,

Cuando en la Tabla
Periódica leemos MASA ATÓMICA, hablamos en
realidad de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos,
pues se compara la masa de cada uno con una unidad de referencia
llamada u.m.a., que quiere decir Unidad de Masa
Atómica, (cuyo valor es igual
a la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 del átomo
de C) . En realidad no podemos pesar la masa de un
átomo individualmente.

  MASA MOLECULAR

Se puede definir como la suma de los pesos
atómicos de los átomos de una Molécula. Como
se trata de la masa de una molécula, al determinarse su
valor a partir
de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se
está comparando la masa de una molécula con la
u.m.a. No podemos pesar la masa de una molécula
individualmente.

Así por ejemplo, si tenemos una molécula
de agua, esta por
definición, tendrá un peso molecular de 18 en donde
las unidades serán cualquiera siempre y cuando definan el
peso de algo, esto es gramos, libras, onzas, kilos,
etc.

Molécula de agua
H2O

M = (2 x 1) + 16 = 18 g

Donde obtenemos los pesos de cada elemento de la
tabla
periódica

MASA FORMULAR

El peso fórmula de una sustancia es la masa de
los pesos atómicos de los elementos de la fórmula,
tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso
fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los
pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en
los que se basan, son pesos relativos.

Ejemplos:

Los términos peso molecular y peso
fórmula se usan indistintamente cuando se refieren a
sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a
sustancias que existen como moléculas
discretas.

MOL

Hasta las cantidades más pequeñas de una
sustancia tienen un número monstruosamente grande de
átomos. Resulta entonces muy conveniente tener alguna
clase de referencia para una colección de un número
muy grande de objetos, (por ejemplo una docena se refiere a una
colección de 12 objetos y una gruesa a una
colección de 144 objetos). En química usamos una
unidad llamada mol.

Una mol se define como la cantidad de materia que
tiene tantos objetos como el número de átomos que
hay en exactamente en 12 gramos de 12C.

Por medio de varios experimentos, se
ha demostrado que este número es…

6.0221367 x
1023

El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x
1023, y se conoce con el nombre de número de
Avogadro.

Una mol de átomos, carcachas, cucarachas,
canicas, centavos, gente, etc. tiene 6.02 x 1023 estos
objetos.

Para determinar el número de moles de una
sustancia se tiene entonces la siguiente formula:

n = m/M

Donde:

n= numero de moles

m= masa del compuesto (o elemento)

M= peso molecular o peso atómico (según
sea el caso).

REACCIÓN Y ECUACIÓN
QUÍMICA

La reacción química se define como: el
proceso
mediante el cual una o más sustancias (elementos
o
compuestos) denominadas reactivos, sufren
un proceso de
transformación o combinación para dar lugar a una
serie de sustancias (elementos
o
compuestos) denominadas productos. En
una reacción química se produce desprendimiento o
absorción de calor
u otras formas de energía.

Las reacciones
químicas se representan en una forma concisa mediante,
Ecuaciones
Químicas, que no es mas que la representación
grafica de proceso que se esta llevando acabo.

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O
(g)

Significados:

Números = proporción de combinación
(coeficientes estequiométricos);

Signo (+) = "reacciona con";

Signo ( ) = "produce" o "para dar";

Letras en ( ) = indican el estado de
agregación de las especies químicas;

Fórmulas químicas = a la izquierda de son
reactantes, a la derecha productos.

Tipos de Reacciones

Dos tipos de reacciones comunes son las reacciones de
combinación y las reacciones de
descomposición.

En las reacciones de combinación dos reactantes
se combinan para formar un solo producto.
Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar
compuestos:

A + B C

C (s) + O 2 (g) CO 2
(g)

N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH
3 (g)

CaO (s) + H 2 O (l)
Ca(OH)2 (s)

En las reacciones de descomposición un solo
reactante se descompone para formar dos o más sustancias.
Muchos compuestos se comportan en esta forma cuando se
calientan:

C A + B

2 KClO 3 (s) 2 KCl (s) +
3 O 2 (g)

CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2
(g)

Por ejemplo: La descomposición de azida de sodio,
NaN 3 , es usada para inflar las bolsas de aire de seguridad de
muchos vehículos actuales. La reacción de
descomposición libera rápidamente N2
(g), el cual infla la bolsa de aire. La
ecuación química que describe la reacción
es:

2 NaN 3 (s) 2 Na (s) + 3
N 2 (g)

Existen otro tipo de reacciones como las de
desplazamiento sencillo y las de desplazamiento doble, muy
comunes en solución acuosa.

Reacciones de
descomposición

Aquellas reacciones donde un reactivo se rompe para
formar dos o más productos. Puede ser o no
redox.

Reacciones de
adición

Dos o más reactivos se combinan para formar un
producto.

Reacciones de
desplazamiento

Aquellas reacciones donde un elemento desplaza a otro en
un compuesto.

Reacciones de
metátesis

Aquellas reacciones donde dos reactivos se
enrocan

Reacciones de
precipitación

Aquellas reacciones donde uno o más reactivos al
combinarse genera un producto que es insoluble.

Reacciones de
dismutación

Aquellas reacciones donde de los reactivos genera
compuestos donde un elemento tiene dos estados de
oxidación.

Reacciones de
substitución

Aquellas reacciones donde se sustituye uno de los
reactivos por alguno de los componentes del otro
reactivo.

Reacciones Redox o de
óxido reducción

Aquellas reacciones donde los reactivos intercambian
electrones

Ejemplos de las reacciones de
óxido reducción o redox

• Baterías y pilas (de
  auto, NiCd, alcalinas)
• Corrosión y enmohecimiento de metales
• Muchas de las reacciones
  metabólicas

LEYES PONDÉRALES

Son las leyes usadas en
la ESTEQUIOMETRIA, de manera que, nos ayuden a
comprender mejor la misma y poder realizar
los cálculos y estas son:

–LEY DE LA
CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER

Está importante ley se enuncia
del modo siguiente: en una reacción química, la
suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la
suma de las masas de los productos de la reacción (la
materia ni se
crea ni se destruye solo se transforma).
Este resultado se debe al químico francés A.L.
Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se
creía que la materia era destructible y se aducía
como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón
que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un
peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza
permitió al científico galo comprobar que si se
recuperaban los gases
originados en la combustión, el sistema pesaba
igual antes que después de la experiencia, por lo que
dedujo que la materia era indestructible.
–LEY DE PROUST O DE LAS
PROPORCIONES CONSTANTES

En 1808, tras ocho años de las investigaciones,
j.l. Proust llego a la conclusión de que para formar un
determinado compuesto, dos o más elementos químicos
se unen y siempre en la misma proporción
ponderal.

Por ejemplo, para formar agua H2O, el
hidrógeno y él oxigeno
intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a
continuación:

1 MOL AGUA PESA : (2)1,008 gH
+ 15,999 gO = 18,015 g
Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el
peso atómico de H es 1 y él O es 16: 1 mol de agua
= 2 + 16 = 18 g, de los que 2 son de H y 16 de oxigeno. Por
tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g
de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se
conservara siempre que se deba formar H2O (en
consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8
de O, sobrarían 2g de H).

Una aplicación de la ley de proust es la
obtención de la denominada composición centesimal
de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa
cada elemento dentro de la molécula.

Ejemplo: 
En la reacción de formación del amoniaco, a partir
de los gases
Nitrógeno e Hidrógeno:
                                
N2 + 3 H2 2 NH3
las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí,
fueron:

-LEY DE
DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre
sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo,
caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo
que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo
peso del otro guardaran entren sí una relación,
expresables generalmente por medio de números enteros
sencillos.
Ejemplo:
La combinación de una misma cantidad de Carbono (12
gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

Se observa que las cantidades de oxígeno
mantienen la relación numérica sencilla (en este
caso "el doble")

                                      
32/16 = 2

-LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O
RECÍPROCAS (Richter 1792).

 "Los pesos de los elementos diferentes que se
combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos
relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre
sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos
pesos."

Ejemplo:
En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1
gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de
combinación:   

Resulta que estas cantidades guardan una
relación de números sencillos con las cantidades
que se combinan entre sí entre Nitrógeno y
Oxígeno, para formar el monóxido de
nitrógeno:

4.66/8 = (28/32)*4 

 Esto dio origen al concepto de PESO
EQUIVALENTE:
 Peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo
que se combina con 8 g. de Oxígeno, o con 1.008 g. de
Hidrógeno.

FACTORES DE CONVERSIÓN

Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se
encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el
concepto de
mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a
través de análisis dimensional, como se ilustra en
los siguientes ejercicios:

1.- Un mol de C6H12O6
pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber más de 1 mol
en 538 gramos.

Para ver la fórmula seleccione la
opción "Descargar" del menú superior

2.- Un mol de C6H12O6
pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber menos de 1 mol
en 1 gramo.

Para ver la fórmula seleccione la
opción "Descargar" del menú superior

Como el P.M. de una sustancia se puede definir como la
masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades
serán g/mol.

Nótese que el número de moles siempre es
la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol (Peso
molecular), por tanto podemos  expresar:

Cálculos Basados en Ecuaciones
Químicas

Como ya se dijo al principio, las ecuaciones
químicas constituyen un lenguaje
preciso y versátil. Las ecuaciones químicas
servirán para calcular las cantidades de sustancias que
intervienen en las reacciones químicas. Los
coeficientes de una ecuación química balanceada se
pueden interpretar, tanto como los números relativos de
moléculas comprendidas en la reacción  y como
los números relativos de moles.

Diagrama del procedimiento
para calcular el número de gramos de un reactivo consumido
o de un producto formado en una reacción, principiando con
el número de gramos de uno de los otros reactivos o
productos

Para ver el gráfico seleccione la
opción "Descargar" del menú superior

• Reactivo Limitante

Los cálculos se basan en la sustancia de la que
había menor cantidad, denominada "reactivo limitante".
Antes de estudiar el concepto de reactivo limitante en estequiometría, vamos a presentar la idea
básica mediante algunos ejemplos sencillos no
químicos.

• Suponga que tiene 20 lonchas de jamón y 36
  rebanadas de pan, y que quiere preparar tantos bocadillos como
  sea posible con una loncha de jamón y dos rebanadas de
  pan por bocadillo. Obviamente sólo podemos preparar 18
  bocadillos, ya que no hay pan para más. Entonces, el pan
  es el reactivo limitante y las dos lonchas de jamón
  demás son el "exceso de reactivo".
• Suponga que una caja contiene 93 pernos, 102 tuercas
  y 150 arandelas. ¿Cuántos grupos de un
  perno, una tuerca y dos arandelas pueden formarse? Setenta y
  cinco, ya que se emplean todas las arandelas. Por tanto,
  éstas serán el "reactivo limitante". Aún
  quedarían 18 pernos y 27 tuercas, que son los reactivos
  en "exceso".

¿Qué masa de CO2 se
producirá al reaccionar 8,0 gramos de CH4 con
48 gramos de O2 en la combustión del
metano?

Reproduzcamos la reacción ajustada:

Para ver la fórmula seleccione la
opción "Descargar" del menú superior

1 mol       2
moles        
          1
mol           
2  moles

16 g     
    64 g     
       
         44
g       
      36 g

Con nuestros datos se calcula
el número de moles de cada uno.

Para ver la fórmula seleccione la
opción "Descargar" del menú superior

La ecuación ajustada indica la relación de
los reactivos al reaccionar:

                       
1 mol de CH4    
             a                     
2 moles de O2

                       
0,5 mol de
CH4            
a                     
1 mol de O2

pero como realmente tenemos:

                       
0,5 mol de
CH4            
a                     
1,5 de O2

Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de
CH4 con 1 mol de O2, la reacción se
detiene por agotamiento del CH4, y quedarían
0,5 moles de O2 de exceso. El CH4 es el
reactivo limitante y sobre él deben basarse los
cálculos.

Para ver la fórmula seleccione la
opción "Descargar" del menú superior

Rendimiento de las Reacciones
Químicas

Muchas reacciones no se efectúan en forma
completa; es decir, los reactivos no se convierten completamente
en productos. El término "rendimiento" indica la cantidad
de productos que se obtiene en una reacción.

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Consideremos la preparación de nitrobenceno,
C6H5NO2, por reacción de
ácido nítrico, HNO3, en exceso con una
cantidad limitada de benceno, C6H6. La
ecuación ajustada de la reacción es :

C6H6   
+         
HNO3 
                
C6H5NO2       
+         
H2O

     1
mol              
1
mol                                      
1mol                      
1 mol

      78,1
g            
63,0
g                                  
  123,1
g                    
18,0 g

Una muestra de 15,6
gramos de C6H6 reacciona con
HNO3 en exceso y origina 18,0 g de
C6H5NO2. ¿Cuál es
el rendimiento de esta reacción con respecto al
C6H5NO2? Calcúlese en
primer lugar el rendimiento teórico del
C6H5NO2 de acuerdo a la ESTEQUIOMETRIA.

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Esto significa que si todo el C6H6
se convirtiera en C6H5NO2, se
obtendrían 24,6 de
C6H5NO2 (rendimiento del 100%);
sin embargo, la reacción produce solamente 18,0 gramos de
C6H5NO2, que es mucho menos que
el 100%.

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Sus conocimientos de estequiometría aumentarán si observa
que la mayor parte de las sustancias no son 100% puras. Al
utilizar sustancias impuras, como generalmente lo son, han de
tenerse en cuenta algunas o todas las impurezas.  El termino
pureza (o impureza) suele indicar el "Tanto Por Ciento de
Pureza" .

COMPOSICIÓN 
CENTESIMAL 

Si se conoce la fórmula de un compuesto, su
composición química se expresa como el porcentaje
en peso de cada uno de los elementos que la componen. Por
ejemplo, una molécula de metano CH4 contiene 1
átomo de C y 4 de H. Por consiguiente, un mol de
CH4 contiene un mol de átomos de C y 
cuatro moles de átomos de hidrógeno. El tanto por
ciento (porcentaje) es la parte dividida por el total y
multiplicada por 100 (o simplemente partes por 100), por ello
puede representarse la composición centesimal del metano,
CH4 como:

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fórmula seleccione la opción "Descargar" del
menú superior

HECTOR URIEL VAZQUEZ MARTINEZ

TEC, EN TELECOM