📚 Conceptos Fundamentales de Estequiometría

La estequiometría es la rama de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química. Se basa en la ley de conservación de la masa (Lavoisier) y en la ley de las proporciones definidas (Proust).

📖 Bachillerato — Fundamentos

La estequiometría permite calcular:

Cantidades de productos formados a partir de reactivos conocidos.
Cantidades de reactivos necesarios para obtener una cantidad específica de producto.
Composición porcentual de compuestos.

Todo comienza con la ecuación química balanceada, que establece la proporción molar entre especies:

aA + bB → cC + dD

Los coeficientes (a, b, c, d) indican la proporción de moles que reaccionan. Por ejemplo, 2H₂ + O₂ → 2H₂O significa que 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para formar 2 moles de agua.

🎓 Universitario — Fundamentos Rigurosos

A nivel termodinámico y cinético, la estequiometría se fundamenta en:

Conservación de masa: La suma de masas de reactivos iguala la suma de masas de productos (principio de Lavoisier).
Conservación de átomos: Cada tipo de átomo debe aparecer el mismo número de veces en ambos lados de la ecuación.
Restricciones termoquímicas: ΔG° y ΔH° determinan si la reacción es espontánea y favorable.
Cinética de reacción: Los mecanismos elementales pueden implicar pasos estequiométricos diferentes al global.

⚖️ Balanceo de Ecuaciones Químicas

El balanceo es el primer paso esencial. Existen varios métodos:

Método de tanteo: Ajustar coeficientes mediante inspección visual (para reacciones simples).
Método algebraico: Asignar variables a coeficientes y resolver un sistema de ecuaciones lineales.
Método redox: Basado en cambios de estado de oxidación (para reacciones que incluyen transferencia de electrones).
Método ion-electrón: Usado en reacciones iónicas complejas (especialmente en disolución acuosa).

💡 Regla de oro: Una ecuación química no está balanceada hasta que el número de átomos de cada elemento sea idéntico a ambos lados. Los estados de agregación (s, l, g, aq) no afectan al balanceo numérico.

⚖️ Relaciones de Masa en Reacciones Químicas

📊 Masa Molar y Composición Porcentual

La masa molar (M) de una sustancia es la masa de un mol de esa sustancia, expresada en g/mol. Se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos en la fórmula molecular:

M = Σ (número de átomos × masa atómica)

Ejemplo: Para H₂SO₄: M = 2(1) + 32 + 4(16) = 2 + 32 + 64 = 98 g/mol.

🧮 Composición Porcentual en Masa

Indica qué porcentaje de la masa total de un compuesto corresponde a cada elemento:

% elemento = (masa atómica del elemento en fórmula / masa molar total) × 100%

Ejemplo: En H₂O (M = 18 g/mol), el % de H = (2/18) × 100% ≈ 11.1%, y el % de O = (16/18) × 100% ≈ 88.9%.

🔄 Conversiones Masa-Masa

Para calcular cuántos gramos de producto se obtienen a partir de un cierto número de gramos de reactivo:

g producto = g reactivo × (M reactivo)⁻¹ × (coef. producto / coef. reactivo) × M producto

O más sucintamente, usando proporciones molares:

g B = g A × (1 mol A / M_A) × (n_B / n_A) × M_B

donde n representa los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada.

⚠️ Paso a paso: Convertir gramos de reactivo a moles → Usar la proporción molar → Convertir moles de producto a gramos. Este es el flujo fundamental de todo cálculo estequiométrico.

🔢 Moles y el Número de Avogadro

📖 Bachillerato — Definición y Usos

El mol es la unidad fundamental en química para contar partículas. Un mol contiene exactamente 6.022 × 10²³ entidades (átomos, moléculas, iones, etc.). Este número se denomina número de Avogadro (N_A).

1 mol = 6.022 × 10²³ partículas

La masa molar es la masa de un mol de sustancia, y su valor numérico en g/mol es igual a la masa molecular o atómica (en u.m.a.):

H₂: M ≈ 2 g/mol
O₂: M ≈ 32 g/mol
H₂O: M ≈ 18 g/mol
NaCl: M ≈ 58.5 g/mol

🎓 Universitario — Fundamento Molecular

La definición precisa del mol (desde 2019) está relacionada con la constante de Avogadro (N_A), que forma parte del Sistema Internacional de Unidades (SI):

N_A = 6.02214076 × 10²³ mol⁻¹ (valor exacto)

Esto significa que 1 mol de cualquier sustancia contiene exactamente ese número de entidades elementales. El concepto es crucial porque permite relacionar propiedades macroscópicas (masas, volúmenes) con propiedades microscópicas (número de moléculas).

🔄 Conversiones Comunes

Conversión	Fórmula	Ejemplo
Gramos → Moles	n = m / M	36 g H₂O ÷ 18 g/mol = 2 mol
Moles → Gramos	m = n × M	2 mol × 18 g/mol = 36 g
Moles → Partículas	N = n × N_A	2 mol × 6.022×10²³ = 1.204×10²⁴
Partículas → Moles	n = N / N_A	1.204×10²⁴ ÷ 6.022×10²³ = 2 mol

💡 Recordatorio: El mol es un puente entre el mundo macroscópico (lo que pesamos en el laboratorio) y el mundo molecular (átomos y moléculas individuales).

📏 Volumen de Gases en Estequiometría

📖 Ley de los Gases Ideales

Para gases, la relación entre presión, volumen, cantidad y temperatura viene dada por la ecuación de estado de los gases ideales:

PV = nRT

donde:

P = presión (atm, Pa, kPa, etc.)
V = volumen (L, m³, etc.)
n = cantidad de sustancia (moles)
R = constante de los gases ideales
T = temperatura absoluta (K)

Valores comunes de R:

R = 0.08206 L·atm/(mol·K)
R = 8.314 J/(mol·K)
R = 62.36 L·mmHg/(mol·K)

💨 Volumen Molar en Condiciones Normales

A condiciones normales (CN): T = 273.15 K (0 °C) y P = 1 atm, el volumen molar es:

V_m = RT / P = (0.08206 × 273.15) / 1 ≈ 22.4 L/mol

A condiciones CNPT o estándar (STP): T = 273.15 K y P = 100 kPa (≈ 0.987 atm), el volumen molar es:

V_m ≈ 22.7 L/mol

A condiciones ambientales (25 °C, 1 atm):

V_m = (0.08206 × 298.15) / 1 ≈ 24.5 L/mol

🔄 Conversiones Volumen-Moles-Masa (Gases)

Conversión	Fórmula	Condiciones
Volumen → Moles	n = V / V_m	Si se conoce V_m (22.4, 22.7, 24.5 L/mol)
Volumen → Moles (general)	n = PV / RT	Si se conocen P, V, T
Moles → Volumen	V = n × V_m	Si se conoce V_m
Masa → Volumen (gas)	V = (m / M) × V_m	A condiciones conocidas

⚠️ Importante: El volumen de un gas depende de la presión y temperatura. Siempre especifica las condiciones (P, T) en los cálculos. A 0 °C y 1 atm, usa 22.4 L/mol; a 25 °C y 1 atm, usa 24.5 L/mol.

⚠️ Reactivo Limitante y Reactivo en Exceso

📖 Concepto Fundamental

En una reacción, los reactivos no siempre están presentes en proporciones estequiométricas exactas. El reactivo limitante es aquél que se consume completamente y limita la cantidad de producto formado. El reactivo en exceso es el que queda sin reaccionar.

🔍 Identificación del Reactivo Limitante

Para la reacción aA + bB → productos:

Calcula los moles de cada reactivo disponible.
Divide cada cantidad de moles entre su coeficiente estequiométrico.
El reactivo que da el menor resultado es el limitante.

Ejemplo: Reacción 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Disponibles: 5 mol H₂ y 2 mol O₂.

Para H₂: 5 mol ÷ 2 = 2.5
Para O₂: 2 mol ÷ 1 = 2
El reactivo limitante es O₂ porque 2 < 2.5.

📊 Cálculo con Reactivo Limitante

Siempre debes usar el reactivo limitante para calcular la cantidad teórica de producto:

mol producto = mol reactivo limitante × (coef. producto / coef. reactivo limitante)

Después, calcula cuánto reactivo en exceso se consume y cuánto queda:

mol sobrante = mol inicial − mol consumido

💡 Regla práctica: El reactivo limitante es siempre el que genera la menor cantidad de producto. Úsalo siempre para cálculos de rendimiento.

📈 Rendimiento Teórico y Rendimiento Real

📖 Definiciones

El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que podría formarse si la reacción fuera 100% eficiente, calculada según la estequiometría usando el reactivo limitante. El rendimiento real es la cantidad de producto efectivamente obtenida en el experimento.

🧮 Rendimiento Porcentual

Se expresa como un porcentaje:

Rendimiento (%) = (cantidad real / cantidad teórica) × 100%

Las causas de rendimiento < 100% incluyen:

Reacciones reversibles que no llegan a completarse.
Reacciones competitivas que generan productos secundarios.
Pérdidas durante manipulación (derrames, retención en equipos).
Errores experimentales en medición.
Equilibrio químico (especialmente en sistemas reversibles).

📊 Ejemplo Completo

Reacción: C + O₂ → CO₂

Datos: Reaccionan 6 g de C. Se obtienen 18 g de CO₂ reales. ¿Rendimiento %?

Masa molar C = 12 g/mol; M(CO₂) = 44 g/mol
Moles de C = 6 g ÷ 12 g/mol = 0.5 mol
Rendimiento teórico: 0.5 mol C × (1 mol CO₂ / 1 mol C) × 44 g/mol = 22 g CO₂
Rendimiento % = (18 g / 22 g) × 100% ≈ 81.8%

⚠️ Nota: Un rendimiento > 100% sugiere errores experimentales o que la masa medida incluye impurezas. Revisiones de procedimiento son necesarias.

💧 Estequiometría en Disoluciones

📖 Concentración y Molaridad

La molaridad (M) es la concentración más usada en química, definida como moles de soluto por litro de disolución:

M = n / V = (moles de soluto) / (litros de disolución)

Otras medidas de concentración:

Molalidad (m): moles de soluto por kg de disolvente (usado en cálculos coligativos).
Normalidad (N): equivalentes de soluto por litro (usado en redox y ácido-base).
Fracción molar (χ): moles del componente / moles totales.
% en masa o volumen: masa o volumen de soluto / masa o volumen de disolución × 100%.

🧪 Diluciones

Cuando se diluye una disolución, el número de moles de soluto permanece constante, pero el volumen y la concentración cambian:

M₁V₁ = M₂V₂

donde los subíndices 1 y 2 se refieren al estado inicial y final.

🔬 Reacciones en Disolución Acuosa

Para calcular estequiometría en disoluciones:

Calcula los moles de cada reactivo a partir de su molaridad y volumen: n = M × V
Identifica el reactivo limitante.
Usa proporciones estequiométricas para hallar moles de producto.
Si se requiere concentración final, divide moles por volumen total.

Ejemplo: 50 mL de HCl 0.1 M reaccionan con 50 mL de NaOH 0.1 M. HCl + NaOH → NaCl + H₂O

n(HCl) = 0.1 M × 0.050 L = 0.005 mol
n(NaOH) = 0.1 M × 0.050 L = 0.005 mol
Ambos están en proporción 1:1, luego ambos se agotan completamente (neutralización total).
n(NaCl) formado = 0.005 mol
[NaCl] final ≈ 0.005 mol / 0.100 L ≈ 0.05 M

💡 Dilución estándar: La ecuación M₁V₁ = M₂V₂ es válida si la densidad de la disolución no cambia significativamente. Para disoluciones muy concentradas o cuando se requiere precisión, usa volúmenes más exactos.