Estequiometría
En química, la estequiometría (del griego
στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón,
'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y
productos en el transcurso de una reacción química.1
Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron
sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
El primero que enunció los principios de la estequiometria
fue Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), en
1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera:
«La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones
cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están
implicados (en una reacción química)».
También estudia la proporción de los distintos elementos en
un compuesto químico y la composición de mezclas químicas.
Una reacción química se produce cuando hay una
modificación en la identidad química de las sustancias intervinientes;
esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y
después de producirse la reacción química, los reactivos se
consumen para dar lugar a los productos.
A escala microscópica una reacción química se produce por la
colisión de las partículas que intervienen ya sean moléculas,
átomos o iones, aunque puede
producirse también por el choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos
de partículas, tales como electrones o fotones. Este
choque provoca que las uniones que existían previamente entre los átomos se
rompan y se facilite que se formen nuevas uniones. Es decir que, a escala
atómica, es un reordenamiento de los enlaces
entre los átomos que intervienen. Este reordenamiento se produce por
desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin
embargo los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto
es lo que se conoce como ley de conservación de la masa,
e implica los dos principios siguientes:
- El
número total de átomos antes y después de la reacción química no cambia.
- El
número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción.
En el transcurso de las reacciones químicas las partículas
subatómicas tampoco desaparecen, el número total de protones, neutrones y
electrones permanece constante. Y como los protones tienen carga positiva y los
electrones tienen carga negativa, la suma total de cargas no se modifica. Esto
es especialmente importante tenerlo en cuenta para el caso de los electrones,
ya que es posible que durante el transcurso de una reacción química salten de
un átomo a otro o de una molécula a otra, pero el número total de electrones
permanece constante. Esto que es una consecuencia natural de la ley de
conservación de la masa se denomina ley de conservación de la carga e implica que:
- La
suma total de cargas antes y después de la reacción química permanece
constante.
Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos
y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y
por lo tanto pueden ser determinadas por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta
igualdad se le llama ecuación estequiométrica.
Ecuaciones químicas
Artículo principal: Ecuación química
Una ecuación química es una representación escrita de
una reacción química. Se basa en el uso de símbolos químicos que identifican a los átomos que
intervienen y como se encuentran agrupados antes y después de la reacción. Cada
grupo de átomos se encuentra separado por símbolos (+) y representa a las moléculas
que participan, cuenta además con una serie de números que indican la cantidad
de átomos de cada tipo que las forman y la cantidad de moléculas que
intervienen, y con una flecha que indica la situación inicial y la final de la
reacción. Así por ejemplo en la reacción:
Tenemos los grupos de átomos siguientes:
- O2
- H2
- H2O
Subíndices
Los subíndices indican la atomicidad, es decir la cantidad
de átomos de cada tipo que forman cada agrupación de átomos (molécula). Así el
primer grupo arriba representado, indica a una molécula que está formada por 2
átomos de oxígeno,
el segundo a dos moléculas formadas por 2 átomos de hidrógeno,
y el tercero representa a un grupo de dos moléculas formadas cada una por 2
átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, es decir dos moléculas de agua.
Coeficiente estequiométrico
Es el número de moléculas de un determinado tipo que
participa en una ecuación química dada en el orden en el que está escrita. En
el siguiente ejemplo:
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del
dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en
principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se
emplean números fraccionarios.
Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se
escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2 no llevan
ningún coeficiente delante.
Así por ejemplo
- O2
Debe leerse como 1(O2) es decir, un grupo de
moléculas de oxígeno. Y la expresión:
- 2H2O
Debe leerse como 2(H2O), es decir dos grupos o
moléculas, cada uno de los cuales se encuentra formado por dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno.
Lectura de una ecuación química
Dado que una ecuación química es una representación
simplificada o mínima de una reacción química, es importante considerar todos
los datos representados; ya que perder de vista a alguno significa no entender
realmente la situación representada. Los símbolos y subíndices representan a
las especies químicas que participan, y los
coeficientes representan al número de moléculas de cada tipo que se encuentran
participando de la reacción.
Finalmente la flecha indica cual es el sentido predominante
en el cual la reacción química progresa. Así en el ejemplo anterior vemos que
CH4 y O2 se encuentran en la situación "antes
de", es decir del lado de los reactivos y H2O y CO2
se encuentran en la situación de "después de", es decir del lado de
los productos. La ecuación completa debería leerse así:
«Una molécula de metano (CH4) reacciona
químicamente con dos moléculas de Oxígeno diatómico (2O2) para
formar una molécula de dióxido de carbono (CO2) y dos moléculas de
agua (2H2O)»
Balance de materia
Se dice que una ecuación química se encuentra ajustada,
equilibrada o balanceada cuando respeta la ley de conservación de la materia,
según la cual la cantidad de átomos de cada elemento debe ser igual del lado de
los reactivos (antes de la flecha) y en lado de los productos de la reacción
(después de la flecha).
Para balancear una ecuación, se deben ajustar los
coeficientes, y no los subíndices. Esto es así porque cada tipo de molécula
tiene siempre la misma composición, es decir se encuentra siempre formada por
la misma cantidad de átomos, si modificamos los subíndices estamos nombrando a
sustancias diferentes:
H2O es agua común y corriente, pero H2O2
es peróxido de hidrógeno una sustancia química
totalmente diferente. Al modificar los coeficientes sólo estamos diciendo que
ponemos más o menos de tal o cual sustancia.
Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4),
éste se combina con oxígeno molecular (O2) del aire para
formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O).
La reacción sin ajustar será:
En esta ecuación, las incógnitas
son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes estequiométricos. Para
calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de conservación de la materia, por
lo que la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos y
en los productos de la reacción. Existen tres métodos principales para
balancear una ecuación estequiométrica, que son, el método de tanteo, el método
algebraico y el método de ion-electrón para ecuaciones de tipo redox.
Método de balanceo por tanteo
El método de tanteo se basa simplemente en modificar los
coeficientes de uno y otro lado de la ecuación hasta que se cumplan las
condiciones de balance de masa. No es un método rígido, aunque tiene una serie
de delineamientos principales que pueden facilitar el encontrar rápidamente la
condición de igualdad.
- Se
comienza igualando el elemento que participa con mayor estado de oxidación en valor absoluto.
- Se
continúa ordenadamente por los elementos que participan con menor estado
de oxidación.
- Si
la ecuación contiene oxígeno, conviene balancear el oxígeno en segunda
instancia.
- Si
la ecuación contiene hidrógeno, conviene balancear el hidrógeno en última
instancia.
En el ejemplo, se puede observar que el elemento que
participa con un estado de oxidación de mayor valor absoluto es el carbono que
actúa con estado de oxidación (+4), mientras el oxígeno lo
hace con estado de oxidación (-2) y el hidrógeno
con (+1).
Comenzando con el carbono, se iguala de la forma más
sencilla posible, es decir con coeficiente 1 a cada lado de la ecuación, y de
ser necesario luego se corrige.
Se continúa igualando el oxígeno, se puede observar que a la
derecha de la ecuación, así como está planteada, hay 3 átomos de oxígeno,
mientras que a la izquierda hay una molécula que contiene dos átomos de
oxígeno. Como no se deben tocar los subíndices para ajustar una ecuación,
simplemente añadimos media molécula más de oxígeno a la izquierda:
Luego se iguala el hidrógeno. A la izquierda de la ecuación
hay cuatro átomos de hidrógeno, mientras que a la derecha hay dos. Se añade un
coeficiente 2 frente a la molécula de agua para balancear el hidrógeno:
El hidrógeno queda balanceado, sin embargo ahora se puede
observar que a la izquierda de la ecuación hay 3 átomos de oxígeno (3/2 de molécula)
mientras que a la derecha hay 4 átomos de oxígeno (2 en el óxido de carbono
(II) y 2 en las moléculas de agua). Se balancea nuevamente el oxígeno agregando
un átomo más (1/2 molécula más) a la izquierda:
Ahora la ecuación
queda perfectamente balanceada. El método de tanteo es útil para balancear
rápidamente ecuaciones sencillas, sin embargo se torna súmamente engorroso para
balancear ecuaciones en las cuales hay más de tres o cuatro elementos que
cambian sus estados de oxidación. En esos casos resulta más sencillo aplicar
otros métodos de balanceo.
Método de balanceo algebraico
El método algebraico se basa en el planteamiento de un
sistema de ecuaciones en la cual los coeficientes estequiométricos participan
como incógnitas, procediendo luego despejar estas incógnitas. Es posible sin
embargo que muchas veces queden planteados sistemas de ecuaciones con más
incógnitas que ecuaciones, en esos casos la solución se halla igualando
cualquiera de los coeficientes a 1 y luego despejando el resto en relación a
él. Finalmente se multiplican todos los coeficientes por un número de modo tal
de encontrar la menor relación posible entre coeficientes enteros.
En el ejemplo:
para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los
reactivos y 2·d átomos en los productos. De esta manera se puede plantear una
condición de igualdad para el hidrógeno:
Hidrógeno: 4·a = 2·d
Y procediendo de la misma forma para el resto de los
elementos participantes se obtiene un sistema de ecuaciones:
Hidrógeno: 4·a = 2·d
Oxígeno: 2·b = 2·c + d
Carbono: a = c
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