Estequiometría y Cálculos Químicos Fundamentales

Estequiometría de las Reacciones Químicas

Concepto de Mol y Número de Avogadro

La estequiometría es la rama de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química. El mol es la unidad fundamental para medir la cantidad de sustancia en química, definida como la cantidad de sustancia que contiene exactamente $6.022 \times 10^{23}$ entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.), conocido como el Número de Avogadro.

• 1 mol de átomos = $6.022 \times 10^{23}$ átomos

• 1 mol de moléculas = $6.022 \times 10^{23}$ moléculas

• 1 mol de unidades fórmula = $6.022 \times 10^{23}$ unidades fórmula

Ejemplo: Así como una docena equivale a 12 huevos, un mol equivale a $6.022 \times 10^{23}$ partículas.

Masa Molar y Volumen Molar

La masa molar es la masa de un mol de sustancia, expresada en gramos por mol (g/mol). Para los gases ideales, el volumen molar a condiciones normales (CN: 273 K, 1 atm) es de 22.4 L/mol.

• Masa molar del O2: 32 g/mol

• Masa molar del NaCl: 58.5 g/mol

• Masa molar del Au: 197 g/mol

• Volumen molar a CN: 22.4 L/mol

Relación entre Masa, Moles y Número de Partículas

Existe una relación directa entre la masa de una sustancia, el número de moles y el número de partículas:

• Moles a masa: $n = \frac{m}{M}$

• Moles a partículas: $N = n \times N_A$

donde $n$ es el número de moles, $m$ es la masa en gramos, $M$ es la masa molar, $N$ es el número de partículas y $N_A$ es el número de Avogadro.

Masa Atómica, Masa Molecular y Masa Fórmula

La masa atómica es la masa de un átomo de un elemento, medida en unidades de masa atómica (uma). La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos en una molécula. La masa fórmula se refiere a la suma de las masas atómicas de los iones en un compuesto iónico.

• Ejemplo: $\mathrm{H_2O}$: $2 \times 1.008 + 16.00 = 18.016$ uma

• Ejemplo: $\mathrm{CaCl_2}$: $40.08 + 2 \times 35.45 = 110.98$ uma

Ejercicios de Conversión

• ¿Cuántos moles de átomos hay en 196 g de hierro (Fe)? $n = \frac{196\ g}{56\ g/mol} = 3.5$ moles

• ¿Cuántos átomos hay en 2.5 moles de hierro? $N = 2.5\ moles \times 6.022 \times 10^{23} = 1.506 \times 10^{24}$ átomos

Fórmula Empírica y Molecular. Composición Centesimal

Definición y Cálculo de Fórmulas

La fórmula empírica indica la proporción más sencilla de átomos en un compuesto, mientras que la fórmula molecular muestra el número real de átomos de cada elemento en una molécula.

Ejemplo: El peróxido de hidrógeno tiene fórmula empírica HO y fórmula molecular H2O2.

Composición Centesimal

La composición centesimal indica el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. Se calcula como:

$\%\ \text{elemento} = \frac{\text{masa del elemento}}{\text{masa del compuesto}} \times 100$

Cálculo de Fórmula Empírica y Molecular

Para determinar la fórmula empírica a partir de la composición centesimal:

1. Se asume una muestra de 100 g.

2. Se calcula la masa de cada elemento.

3. Se convierte la masa a moles.

4. Se determina la relación más simple entre los moles.

La fórmula molecular se obtiene multiplicando la fórmula empírica por un factor $n$:

$n = \frac{\text{masa molecular}}{\text{masa fórmula empírica}}$

Ecuaciones Químicas y Balanceo

Representación y Balanceo de Ecuaciones

Una ecuación química representa simbólicamente una reacción química, mostrando los reactivos y productos, así como sus estados físicos. Debe cumplir la Ley de la Conservación de la Masa, es decir, el número de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos lados de la ecuación.

Ejemplo: $2\mathrm{H}_2(g) + \mathrm{O}_2(g) \rightarrow 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}(g)$

Clases de Reacciones Químicas

• Síntesis: Dos o más sustancias se combinan para formar una sola.

• Descomposición: Una sustancia se separa en dos o más.

• Desplazamiento simple: Un átomo desplaza a otro en un compuesto.

• Desplazamiento doble: Intercambio de iones entre compuestos.

• Neutralización: Ácido + base → sal + agua (caso especial de desplazamiento doble).

• Redox: Ocurre cambio en el estado de oxidación de al menos un elemento.

Métodos de Balanceo

El método del tanteo consiste en ajustar los coeficientes para igualar el número de átomos de cada elemento en reactivos y productos.

• Balancear primero el elemento que menos se repite.

• Continuar con los demás elementos, dejando H y O para el final.

Ejemplo: $\mathrm{N}_2(g) + 3\mathrm{H}_2(g) \rightarrow 2\mathrm{NH}_3(g)$

Balanceo Ión-Electrón (Redox)

Para reacciones redox complejas, se utiliza el método ión-electrón, que implica:

1. Plantear las semirreacciones de oxidación y reducción.

2. Balancear todos los elementos excepto H y O.

3. Balancear O agregando H2O y H agregando H+ (en medio ácido) o OH- (en medio básico).

4. Balancear las cargas agregando electrones.

5. Igualar el número de electrones y sumar las semirreacciones.

Relaciones Estequiométricas y Reactivo Limitante

Relaciones de Moles y Masas en Reacciones

La estequiometría permite calcular la cantidad de productos y reactivos en una reacción química a partir de la ecuación balanceada. Se utilizan factores de conversión basados en los coeficientes estequiométricos.

• Ejemplo: En la combustión de trietilenglicol: $2\mathrm{C}_6\mathrm{H}_{14}\mathrm{O}_4(l) + 15\mathrm{O}_2(g) \rightarrow 12\mathrm{CO}_2(g) + 14\mathrm{H}_2\mathrm{O}(l)$ Si se tienen 2.72 moles de trietilenglicol, se producen $2.72 \times \frac{12}{2} = 16.3$ moles de CO2.

Reactivo Limitante

El reactivo limitante es aquel que se consume completamente en una reacción, determinando la cantidad máxima de producto que se puede formar. Se identifica calculando la cantidad de producto que puede formar cada reactivo; el que produce menos es el limitante.

• Ejemplo: Si se combinan 6 moles de H2 y 4 moles de Cl2 para formar HCl: $6\ \text{mol H}_2 \rightarrow 12\ \text{mol HCl}$ $4\ \text{mol Cl}_2 \rightarrow 8\ \text{mol HCl}$ El reactivo limitante es Cl2.

Rendimiento Teórico, Real y Porcentual

El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que se puede obtener según los cálculos estequiométricos. El rendimiento real es la cantidad que realmente se obtiene en el laboratorio. El rendimiento porcentual se calcula como:

$\text{Rendimiento porcentual} = \frac{\text{rendimiento real}}{\text{rendimiento teórico}} \times 100\%$

Pureza de los Reactivos

La pureza de los reactivos afecta los cálculos estequiométricos. Se expresa como porcentaje y se calcula:

$\%\ \text{Pureza} = \frac{\text{cantidad pura}}{\text{cantidad total de sustancia}} \times 100$

Resumen de Conceptos Clave

• Mol: Unidad fundamental de cantidad de sustancia.

• Masa molar: Masa de un mol de sustancia (g/mol).

• Composición centesimal: Porcentaje en masa de cada elemento.

• Fórmula empírica y molecular: Proporción más simple y real de átomos en un compuesto.

• Balanceo de ecuaciones: Igualar el número de átomos de cada elemento en reactivos y productos.

• Reactivo limitante: Determina la cantidad máxima de producto.

• Rendimiento porcentual: Relación entre el producto real y el teórico.