Química/Cálculos estequiométricos

Cálculos estequiométricos

Cuando hablamos de "estequiometría", nos estamos refiriendo a una rama de la Química básica, en la que estamos usando la expresión escrita (ecuación química) de un proceso o fenómeno químico con el fin de hacer cálculos cuantitativos (en peso y/o volumen) sobre dicho proceso, que puedan utilizarse en un laboratorio o industria, generalmente para obtener una cantidad de producto puro; también se nos puede preguntar la cantidad (o cantidades respectivas) de los reactivos necesarios para una determinada producción.

Según en el ámbito en que nos movamos, las sustancias de partida (los reactivos) se encontrarán en estado puro (caso de los laboratorios químicos de cierto nivel) o impurificados (caso de la industria en general). Este dato deberá tenerse muy en cuenta al realizar los cálculos, ya que -en la ecuación química- trataremos con especies químicas puras, concretamente con sus fórmulas químicas, que (como es lógico) se refieren a moléculas concretas y no a mezclas o disoluciones.

• Por tanto, el primer paso para estudiar la estequiometría de una reacción es escribir correctamente tanto los reactivos como los productos del proceso total, especificando su estado físico (sólido, líquido, gas, disolución), su grado de pureza, y las condiciones ambientales (presión dentro del recipiente, temperatura, a veces grado de humedad, etc.).

• Un segundo paso es ajustar (balancear) químicamente la ecuación, tal como se ha expresado en apartados anteriores.

• Dentro de este algoritmo, el siguiente paso es tener en cuenta la pureza de las especies, para usar cantidades puras.

• Cuarto paso: Expresar los datos cuantitativos del problema propuesto en unidades químicas, es decir, en moles.

• La quinta etapa consiste en establecer una relación molar (mediante la ecuación química) y resolver la proporción (que en casi todos los casos será de tipo elemental).

• Por último, se convierte el número de moles calculado, a la unidad cuantitativa pedida en el problema (gramos, litros, etc.)

Podemos decir que este apartado de las ciencias químicas es de una importancia fundamental dentro del saber humano, puesto que es vital para la investigación y para la industria.

Existe una forma sencilla de sistematizar los cálculos estequiométricos: Construir una tabla sencilla e ir rellenándola con las cantidades que se van hallando, con lo que, en cualquier momento, podemos volver atrás.

Como ejemplo, podemos resolver la siguiente cuestión: Cuando el hierro metálico reacciona con el ácido clorhídrico, se produce cloruro de hierro(III) y se desprende hidrógeno gaseoso. ¿Qué peso de ácido clorhidrico se necesita exactamente para que reaccionen 10 gramos de metal (es decir, sin que sobre ácido)?.

Por la bibliografía, debemos averiguar los pesos atómicos de los elementos que intervienen en el proceso:

H: 1 ; Cl: 35'5  ; Fe: 55'8

Como se ha dicho, escribiremos la ecuación, ajustada, del proceso:

Fe 3 HCl → FeCl₃ 3/2 H₂

o bien... 2 Fe 6 HCl → 2 FeCl₃ 3 H₂

donde los pesos atómicos y moleculares son:

	2 Fe		6 HCl	→	2 FeCl3		3 H2
Pesos moleculares	55'8		36'5		162'3		2

Después, insertamos los datos e incógnitas del problema propuesto:

	2 Fe		6 HCl	→	2 FeCl3		3 H2
Pesos moleculares	55'8		36'5		162'3		2
Masas ó volúmenes	10 g		m

donde "m" es el peso-incógnita de ácido.

Luego, expresando dichos datos en moles, ponemos otras dos filas que, si bien ahora tienen una importancia relativa, son muy interesantes en cálculos de reacciones de procesos en equilibrio químico.

	2 Fe		6 HCl	→	2 FeCl3		3 H2
Pesos moleculares	55'8		36'5		162'3		2
Masa ó volumen	10		m
Moles iniciales	10/55'8 = 0'18		x		0		0
Moles destruidos	0'18		0'54		0		0

Ahora "x" es número de moles de HCl, y en la última fila aparece como 0'54, cantidad que se obtiene al gestionar una sencilla proporción:

2 moles de Fe necesitan 6 moles de HCl

0'18 moles ....................x

Como nos piden "peso" de HCl, solo nos queda convertir el nº de moles en gramos:

0'54 (moles) x 36'5 (g/mol HCl) = 19'71 gramos

Vamos a poner otro ejemplo, algo más complicado: Siguiendo el método Haber-Bosch, vamos a sintetizar amoníaco partiendo de nitrógeno e hidrógeno gaseosos. ¿Qué volumen de amoníaco (gas), medido a 15 atm de presión y 85 ºC, se obtendrá a partir de 45 gramos de nitrógeno puro?

Los pesos atómicos son: H=1 N=14.

La reacción correspondiente es... N₂ H₂ → NH₃

Que una vez ajustada queda como... N₂ 3 H₂ → 2 NH₃

El número de moles usados será... ${\frac {45g}{28g/molN_{2}}}$ = 1'6 moles de N₂

Según la ecuación ajustada, 1 mol de N₂ produce 2 moles de NH₃

Por tanto, 1'6 moles .....................n

Resolvemos la proporción...

n = ${\frac {1'6(molesN_{2})x2(molesNH_{3})}{1(molN_{2})}}$ = 3'2 moles NH₃

También podemos confeccionar la parrilla de datos como en el ejemplo anterior:

Ecuación	N2		3 H2	→	2 NH3
Pesos atóms /moleculars	28		2		17
Pesos/volumns	45 g		?		0
Moles iniciales	45/28 = 1'6		?		0
Moles destruidos	1'6		?		0
Moles formados	0		0		n

Como se nos pide el volumen producido, debemos transformar los 3'2 moles de amoníaco en litros, pero teniendo en cuenta la presión y la temperatura reinantes. Para ello, recordaremos la fórmula de Boyle...

P . V = n . R. T

Es decir, 15 . V = 3'2 . 0'082 . (273 85)

Lo que nos da... V = 6'26 litros de NH₃

Como se comprenderá, este tipo de problemas se puede complicar extraordinariamente, cuando intervienen disoluciones, pureza de materiales, rendimiento real del proceso, etc.