Estequiometría de reacciones químicas en solución
Conoce como las distintas mediciones de sustancias a través de la estequiometría influyen en las reacciones químicas que tienen lugar en las soluciones.
La estequiometría (stoechion: elemento – metron: medida); es la disciplina dentro de la química que permite establecer cuantitativamente cantidades de reactivos necesarios para poder realizar soluciones químicas a concentraciones definidas, en base a una serie de principios que han sido planteados a lo largo de la historia del conocimiento. Los cálculos estequiométricos permiten determinar con exactitud las cantidades de sustancia que se necesitan para formar una solución (reactantes) y las cantidades de sustancia que se generarán como producto de la disolución del soluto en un solvente (productos).
Los químicos han desarrollado formas esquemáticas de organizar los cálculos algebraicos que les permiten establecer las cantidades de sustancias que necesitan para generar soluciones con determinadas características, una de ellas, los símbolos químicos de cada elemento, mediante los cuales es posible escribir los nombres de compuestos químicos usando letras comunes y corrientes, y números que indican cantidad de moléculas (coeficientes estequiométricos) y cantidad de átomos (subíndices estequiométricos).
Por lo general, es necesario «equilibrar» la cantidad de reactantes para generar la misma cantidad de productos, de acuerdo al principio básico de la Ley de Lavoisier (Conservación de la Masa), lo que se realiza mediante varios procedimientos de igualación o equilibrio de ecuaciones químicas, siendo uno de ellos el algebraico. Una vez se ha realizado este procedimiento, se espera que la cantidad de reactantes (soluto más solvente) sea igual a la cantidad de productos (solución). Por lo general el soluto está en menor proporción que el solvente, por lo que la reacción química de transformación de reactantes en productos se ve limitada por el soluto, el cual pasa a ser un reactivo limitante.
De acuerdo al reactivo limitante se define el rendimiento de una reacción química, donde se establece que un rendimiento teórico espera que todo el soluto se disuelva en el solvente y forme una solución determinada, versus el rendimiento real, donde solo parte del soluto se disuelve en el solvente, lo que está condicionado por factores como la solubilidad del solvente, condiciones ambientales, soluto hidratado que no le permite asociarse al solvente y otras reacciones secundarias no deseadas. Es posible calcular un rendimiento porcentual por medio de la relación de ambos rendimientos, a través de la expresión:
Rendimiento porcentual = (Rendimiento real / Rendimiento teórico) x 100
Leyes a considerar en estequiometría de soluciones:
Desde el siglo XVI se han planteado por medio de experimentos (para esos tiempos, bastante complejos y difíciles de montar) varias leyes que hoy son base demostrada de los cálculos estequiométricos y fenómenos moleculares mediante los cuales se establece la estequiometría de las soluciones. Algunas de ellas son:
1. Ley de Lavoisier o Conservación de la Masa: comprobó que en toda reacción química la suma de las masas de las sustancias que reaccionan entre sí es igual a la masa final de la sustancia que se forma (o a la suma de estas). En otras palabras, demostró que la suma de la masa del o los solutos y solvente es igual a la masa de la solución. Esto llevó a la popularización de una de las leyes más importantes en ciencia, que en palabras simples establece que «la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma».
2. Ley de Proust o de Proporciones Definidas: comprobó que cuando uno o varios solutos se disuelven en un solvente determinado, lo hacen de acuerdo a cantidades constantes, y en proporciones de masa fijas y definidas, lo que vuelve a este fenómeno completamente predictible. En ese sentido, por ejemplo, el amoníaco, cuya fórmula es NH3 siempre estará formado por un 82,25% de nitrógeno, y un 17,25% de hidrógeno, independiente de cómo se obtenga.
3. Ley de Dalton o de Proporciones Múltiples: comprobó que cuando 2 elementos se combinan en una proporción definida (según Proust) para formar un compuesto, y luego se combinan con otros elementos para formar otro compuesto, en otra proporción definida, la combinación múltiple entre estos guarda una proporción numérica sencilla.