Estequiometría

La estequiometría convierte una ecuación balanceada en una receta con cantidades. Es el tema más numérico de la química del examen y el que mejor se domina con un método fijo: ecuación balanceada, pasar a moles, usar la proporción y regresar a la unidad pedida.

Qué debes dominar

• Mol y masa molar: 1 mol contiene 6.022 × 10²³ partículas y su masa en gramos coincide con la masa atómica o molecular. La masa molar del NH₃ es 17 g/mol.
• Conversiones: gramos, moles, partículas y, para gases en condiciones normales, litros (22.4 L por mol).
• Relaciones molares: los coeficientes de la ecuación balanceada dan la proporción en moles, no en gramos.
• Reactivo limitante y en exceso: el que se agota primero fija la cantidad de producto.
• Rendimiento: porcentaje real frente al teórico.
• Composición porcentual y fórmulas: fórmula empírica y molecular.

Ejemplo: en N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ se mezclan 28 g de N₂ y 10 g de H₂. Hay 1 mol de N₂ y unos 5 mol de H₂; como se necesitan 3 por cada nitrógeno, el limitante es el N₂ y se obtienen 2 mol de NH₃, es decir, unos 34 g.

Cómo practicarlo

Se piden gramos de producto a partir de gramos de reactivo, el reactivo limitante o el rendimiento porcentual. Con frecuencia el enunciado da las masas atómicas necesarias, así que lo importante es plantear bien la proporción.

Errores comunes

• Usar los coeficientes como proporción de gramos y no de moles.
• Hacer los cálculos con una ecuación sin balancear.
• Tomar como limitante el reactivo con menos masa, en lugar del que tiene menos moles en proporción.
• Aplicar 22.4 L/mol a líquidos o sólidos, o a gases fuera de condiciones normales.