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Qué es la estequiometría

La estequiometría es la relación cuantitativa entre las sustancias de una reacción química. Una ecuación ajustada indica cuántas partículas reaccionan con cuántas; el mol convierte esos recuentos en masas que puedes poner en una balanza.

Un mol contiene exactamente 6,02214076 × 10²³ entidades. Nunca se cuentan directamente. En su lugar se usa la masa molar M, en g/mol, que relaciona la masa m y la cantidad n mediante n = m / M. Casi todo problema de estequiometría es una cadena de tres pasos: de masa a moles, de moles a moles con los coeficientes y de moles de nuevo a masa.

Paso 1: ajustar la ecuación y hallar las masas molares

Tomemos la síntesis clásica de la aspirina: el ácido salicílico (C7H6O3) reacciona con anhídrido acético (C4H6O3) para dar ácido acetilsalicílico (C9H8O4) y ácido acético (C2H4O2). La ecuación ya está ajustada 1 : 1 → 1 : 1. Compruébalo contando: 11 C, 12 H y 6 O en cada lado.

Con los pesos atómicos estándar, las masas molares son 138,12 g/mol para el ácido salicílico, 102,09 g/mol para el anhídrido acético, 180,16 g/mol para la aspirina y 60,05 g/mol para el ácido acético. La herramienta gratuita de peso molecular da los mismos valores a partir de un SMILES.

Paso 2: encontrar el reactivo limitante

Supón que usas 2,00 g de ácido salicílico y 5,00 mL de anhídrido acético (densidad 1,08 g/mL, es decir, 5,40 g). Convierte ambos a moles: 2,00 / 138,12 = 0,01448 mol de ácido salicílico y 5,40 / 102,09 = 0,0529 mol de anhídrido.

Divide cada cantidad por su coeficiente. Ambos coeficientes valen 1, así que el número menor, 0,01448 mol, corresponde al ácido salicílico: es el reactivo limitante. El anhídrido se pone en exceso a propósito, porque es barato y su exceso se destruye fácilmente con agua al final. Un error habitual es comparar masas en vez de moles; 2,00 g es menos que 5,40 g, pero eso solo importa tras la conversión.

Paso 3: rendimiento teórico, rendimiento porcentual y economía atómica

El rendimiento teórico se deduce del reactivo limitante: 0,01448 mol de ácido salicílico pueden dar como máximo 0,01448 mol de aspirina, es decir, 0,01448 × 180,16 = 2,61 g.

Si aíslas 2,10 g de producto seco, el rendimiento porcentual es 2,10 / 2,61 × 100 = 80,5 %. El rendimiento no dice nada de la pureza: un producto húmedo o contaminado puede incluso superar el 100 %, lo que indica que hay que secarlo o comprobarlo, no un éxito.

La economía atómica plantea otra pregunta: ¿qué parte de la masa de los reactivos podría acabar en el producto? Aquí es 180,16 / (138,12 + 102,09) × 100 = 75,0 %. El cuarto restante sale como ácido acético, por bien que vaya la reacción. Métricas de química verde como el factor E van más allá y cuentan también disolventes y residuos del tratamiento.

De la composición a la fórmula

La estequiometría también funciona al revés, de la composición medida a una fórmula. Un compuesto con 40,0 % de C, 6,7 % de H y 53,3 % de O en masa da, por cada 100 g, 3,33 mol de C, 6,65 mol de H y 3,33 mol de O. Al dividir por el valor menor se obtiene la relación 1 : 2 : 1, así que la fórmula empírica es CH2O. Solo una medida de masa molar dice si la molécula es el propio CH2O o un múltiplo como C6H12O6.

Disoluciones y valoraciones

En disolución, la cantidad sale de la concentración y el volumen: n = c × V. Para preparar 250 mL de cloruro de sodio 0,100 M necesitas 0,100 × 0,250 = 0,0250 mol, es decir, 0,0250 × 58,44 = 1,461 g, disueltos y enrasados en un matraz aforado. Una dilución mantiene la cantidad de soluto, por lo que C₁V₁ = C₂V₂.

Las valoraciones usan la misma lógica a la inversa. Si 21,40 mL de NaOH 0,1000 M neutralizan 25,00 mL de ácido clorhídrico, el ácido contenía 0,1000 × 0,02140 = 0,002140 mol y su concentración es 0,002140 / 0,02500 = 0,08560 M. En una reacción 1 : 1 los moles coinciden directamente; con ácido sulfúrico, que necesita dos hidróxidos por molécula, habría que dividir por dos la cantidad de ácido.

Una lista de control que detecta la mayoría de errores

Ajusta la ecuación antes que nada. Convierte cada dato a moles. Divide por los coeficientes para hallar el reactivo limitante. Arrastra las unidades en cada línea y conserva una o dos cifras extra hasta el resultado final. Por último, comprueba que el resultado es razonable: un rendimiento por encima del 100 % o una concentración mayor que la de la disolución madre indican un error previo.