Ejemplo de Principio de Estequiometría

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Autor: Redacción Ejemplode.com, año 2017

El principio de estequiometría es el principio químico que establece que en toda reacción química, existe un equilibrio entre la cantidad de átomos existentes en las moléculas que reaccionan y los que existen en las moléculas que se producen.

Este principio se basa en la ley de la conservación de la materia, que establece que la misma cantidad de átomos de cada elemento en las sustancias reactivas se conservará en los productos de la reacción, aunque combinados en diferente forma.

Cuando se produce una reacción química, los enlaces que forman las moléculas de los compuestos que reaccionan (los reactivos), se rompen y modifican, dando lugar a una o más sustancias. Si bien las moléculas se modifican y ya no son iguales, los átomos que las forman se combinan de forma diferente, pero el número total de átomos se conserva, por lo que debe ser el mismo antes y después de la reacción.

Por ejemplo en la siguiente reacción química:

HCl + NaOH --> NaCl + H2O

Según el principio estequiométrico, debe existir el mismo número de átomos en cada lado de la ecuación. Veamoslo para la ecuación que vimos:

HCl + NaOH

-->

NaCl + H2O

Hidrógeno = 2

Sodio = 1

Cloro = 1

Oxígeno = 1

=

=

=

=

Hidrógeno = 2

Sodio = 1

Cloro = 1

Oxígeno = 1

Cálculos estequiométricos

Los cálculos estequiométricos son las operaciones por medio de las cuales verificamos que en las ecuaciones se cumpla el principio estequiométrico, así como sus aplicaciones prácticas.

En el ejemplo anterior de la combinación del ácido clorhídrico e hidróxido de sodio, para producir cloruro de sodio y agua, hicimos un cálculo estequiométrico por conteo de átomos.

Otro método de comprobación es el cálculo estequiométrico por unidades de masa atómica, En la cual el cálculo se hace en base a la suma de las masas atómicas de los elementos que se combinan.

Éste cálculo puede hacerse por las masas absolutas o por redondeo. En el ejemplo anterior:

Cálculo por Masa absoluta a dos decimales:

HCl                  + Na                O         H -->    Na       Cl         +     H2           O

(1.00 + 35.45) + (22.98 + 15.99 + 1.00) -->   (22.98 + 35.45) + (2.00 + 15.99)

(36.45)            + (39.97)                     -->       (58.43)            +          (17.99)

         76.42                             -->                          76.42

Cálculo por redondeo de masa atómica:

HCl                  + Na                O         H -->    Na       Cl         +     H2           O

(1         + 35)   + (23    +         16  +    1) -->   (23   + 35)       + (2 +     16)

(36)                 +          (40)                 -->            (58)            +   (18)

         76                                  -->                          76

 

Aplicaciones de las ecuaciones estequiométricas

Uno de los usos de las ecuaciones estequiométricas es el balanceo de ecuaciones, el cual se puede realizar ya sea por los métodos Redox o por el de tanteo, ya que en ambos casos la finalidad es comprobar que exista el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

En el siguiente ejemplo tenemos el tricloruro de hierro:

Fe + Cl2 = FeCl3

Fe + Cl2

-->

FeCl3

Hierro = 1

Cloro = 2

=

~

Hierro = 1

Cloro = 3

En este caso conocemos las fórmulas de las moléculas reactivas: Hierro (Fe) y Cloro (Cl2), y su producto: tricloruro de hierro (FeCl33) y como vemos, el número de átomos de cloro no es el mismo en ambas ecuaciones.

Para cumplir el principio estequiométrico, tenemos que encontrar el número total de átomos que intervienen en la reacción y el producto, de modo que sean los mismos.

Para hacerlo, usamos alguno de los métodos de balanceo de ecuaciones (Redox, tanteo). En este ejemplo usaremos el método de tanteo.

El mínimo común múltiplo de 2 y 3, es 6. Si multiplicamos para que existan 6 átomos de cloro en cada lado de la ecuación, tendremos  lo siguiente:

Fe + 3Cl2

-->

2FeCl3

Hierro = 1

Cloro = 6

~

=

Hierro = 2

Cloro = 6

Ya equilibramos los átomos de cloro, pero ahora nos falta un átomo de hierro. Como podemos darnos cuenta, el átomo faltante es del lado de los reactivos. Entonces tendremos:

2Fe + 3Cl2

-->

2FeCl3

Hierro = 2

Cloro = 6

=

=

Hierro = 2

Cloro = 6

Como vemos, ya tenemos 6 átomos de cloro ubicados en 3 moléculas en los reactivos, y 6 átomos distribuidos en grupos de tres átomos en cada molécula de producto. Ahora vemos que para lograr que exista el mismo número de átomos de hierro que hay en el producto, necesitamos dos moléculas de hierro en los reactivos. Hemos balanceado la ecuación.

Otro de los usos de las ecuaciones estequiométricas es el cálculo de sustancias reaccionantes, tanto para evitar desperdicio de alguna de las sustancias, como para calcular la cantidad de sustancias para neutralizar un ácido o una base.

Esto se logra mediante el cálculo molar: La suma de las masas atómicas de cada uno de los átomos que conforman una molécula, da como resultado su masa molar. Por ejemplo:

Si buscamos la masa molar del ácido bórico (ácido trioxobórico) cuya fórmula es: H3BO3, calculamos primeramente las masas moleculares de cada uno de sus componentes, auxiliándonos de la tabla periódica:

H3 = (3)(1.00) = 3.00

B = (1)(10.81) = 10.81

O3 = (3)(15.99) = 47.94

Masa molar = 61.78

Lo que significa que 1 mol de ácido bórico es igual a 61.78 gramos.

El cálculo de los moles de cada compuesto nos servirá entonces para calcular la cantidad exacta de sustancias reactivas, tanto para que no sobre o haga falta durante la reacción, así como para calcular con cuánto obtener determinada cantidad de producto.

Ejemplo:

Si utilizamos nuestro ejemplo anterior del Cloruro de Hierro, y deseamos saber qué cantidad de cloro hay que combinar con 100 gramos de hierro, y saber qué cantidad de cantidad de tricloruro de hierro se producirá.

La ecuación que expresa la reacción es la siguiente:

2Fe + 3Cl2 --> 2FeCl3

Ahora hacemos el cálculo molar redondeando las masas átomicas:

Fe = 56

Cl2 = 70

FeCl3 = 161

Hasta aquí tenemos el valor de 1 mol de cada sustancia. Ahora vemos que el número que nos indica el número de moléculas reactivas y de producto, se le llama también coeficiente estequiométrico, y nos indica cuántos moles de esa sustancia están interactuando. En el caso de que el coeficiente sea 1, no se escribe.

Entonces sustituyendo los valores tendremos:

2Fe = 2(56) = 112

3Cl2 = 3(70) = 210

2FeCl3 = 2(161) = 322

Aplicamos la regla de tres para calcular la masa del cloro:

100/112=x/210

21000/112=187.5

Por lo que se necesitarán 187.5 gramos de cloro para reaccionar completamente con el hierro.

Ahora aplicamos la regla de 3 para calcular el producto resultante:

100/112=x/322

32200/112=287.5

Por lo que se producirán 287.5 gramos de tricloruro de hierro.

Si sumamos los gramos obtenidos con la relación, tenemos como resultado:

100 + 187.5 = 287.5

Con lo que comprobamos que las cantidades son correctas.

Notación estequiométrica

Para evitar ambigüedades y confusiones al expresar el nombre y composición de los compuestos, en los diferentes tipos de  notación química de los compuestos inorgánicos, la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) ha promovido el uso de la notación estequiométrica, usada principalmente en los ámbitos académicos y de investigación, con la que se cambia el uso de sufijos o el de números romanos, por el uso de prefijos numéricos griegos que indican el número de átomos de cada elemento que conforman las moléculas. En el caso de los átomos unitarios se omite el prefijo.

En la notación estequiométrica se menciona primero el elemento o el ión electropositivo, y a continuación el electronegativo.

Fórmula                      Notanción antigua                             Notación estequiométrica

FeO                             Óxido ferroso, Óxido de hierro                     Óxido de hierro

Fe2O3:                         Óxido férrico, Óxido de hierro III                  Trioxido de dihierro

Fe3O4:                         Óxido de hierro IV                 Tetraoxido de trihierro

Ejemplos de aplicaciones del principio estequiométrico

Ejemplo 1: Balancear la siguiente ecuación:

HCl + MnO2 --> MnCl2 + 2H2O + Cl2

Aplicando el método de óxido-reducción (REDOX):

HCl   + MnO2 --> MnCl2 + 2H2O + Cl2

(+1-1)+(+4-4) --> (+2-2) + (+4-4)+ (-0)

Como observamos, el manganeso se ha reducido de +4 a +2.

Si revisamos los valores por cada elemento, excluyendo el manganeso, que se ha reducido, vemos los siguientes valores

Elemento        reactivos         productos

Hidrógeno       +1                    +4

Cloro               -1                    -4

Oxígeno          -4                    -4

Por lo que ahora debemos equilibrar los números, para que tengan los mismos valores en ambos lados de la ecuación. Como el Cloro y el hidrógeno se encuentran en la misma molécula, esto significa que se requieren 4 moléculas de ácido clorhídrico para equilibrar los valores:

4HCl   + MnO2 --> MnCl2 + 2H2O + Cl2

(+4-4)+(+4-4) --> (+2-2) + (+4-4)+ (-0)

Ejemplo 2: En la ecuación anterior:

4HCl + MnO2 --> MnCl2 + 2H2O + Cl2

Calcular cuántos gramos de dióxido de manganeso se requiere para producir 80 gramos de dicloruro de manganeso.

Calculamos primero el peso molar de cada molécula (redondearemos con números enteros):

HCl = 1 + 35 = 36 X 4 = 144

MnO2 = 55 + 16 + 16 = 87

MnCl2 = 55 + 35 + 35 = 125

H2O = 1 + 1 + 16 = 18 X 2 = 36

Cl2 = 35 + 35 = 70

Aplicamos la regla de tres:

x/87 = 80/125 =  6960/125 = 55.58

Por lo que se necesitarán 55.58 gramos de dióxido de magnesio.

Ejemplo 3: En la ecuación anterior:

4HCl + MnO2 --> MnCl2 + 2H2O + Cl2

Calcular cuántos gramos de ácido clorhídrico se requiere para producir los 80 gramos de dicloruro de manganeso.

Como ya conocemos los valores, aplicamos la regla de tres:

x/144 = 80/125 =  11520/125 = 92.16

Se necesitarán 92.16 gramos de ácido clorhídrico.

Ejemplo 4: En la misma ecuación:

4HCl + MnO2 --> MnCl2 + 2H2O + Cl2

Calcular cuántos gramos de agua se producen al producir 125 gramos de dicloruro de manganeso.

Sustituimos los valores y aplicamos la regla de tres:

x/36 = 125/125 =  4500/125 = 36

Se producirán 36 gramos de agua.

Citado APA: (A. 2016,04. Ejemplo de Principio de Estequiometría. Revista Ejemplode.com. Obtenido 04, 2016, de http://www.ejemplode.com/38-quimica/4308-ejemplo_de_principio_de_estequiometria.html)

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