Tema 2.1 · Reacciones químicas · Química
La estequiometría es el cálculo de cuánto reacciona con cuánto, y es la base sobre la que se apoya la mitad del examen de Química: los problemas de termodinámica, de equilibrio y de ácido-base empiezan todos con un cálculo estequiométrico. La idea de fondo es una sola: los coeficientes de una reacción ajustada son proporciones de moles, nunca de gramos ni de litros. Todo lo demás —masas molares, volúmenes de gas, molaridades— son formas distintas de llegar a los moles y de volver desde ellos.
Siempre los mismos y siempre en este orden. Saltarse el primero es lo que arruina la mayoría de los ejercicios.
Antes de tocar ningún número del enunciado. Si la ecuación no está ajustada, los coeficientes no sirven como proporción y todo lo que venga después está mal aunque las cuentas sean perfectas. Es el paso que más se salta por prisa y el que más caro sale.
Te den lo que te den —gramos, litros de gas, mililitros de disolución— hay que convertirlo a moles. Cada tipo de dato tiene su conversión, y son cinco en total. Es el único paso donde entran las masas molares y la constante de los gases.
Si el enunciado da cantidades de dos reactivos, casi seguro que uno limita. Se divide los moles de cada uno entre su coeficiente en la reacción ajustada, y el cociente más pequeño manda: ese reactivo se acaba primero y decide cuánto producto se forma.
Con los moles del reactivo que manda y los coeficientes ajustados sale la cantidad de producto, en moles. Es una regla de tres con los coeficientes, y es el corazón del problema: todo lo anterior era preparación y todo lo posterior es conversión de unidades.
De moles a gramos, a litros o a molaridad, según lo que pregunten. Y si el enunciado habla de riqueza o de rendimiento, se aplican aquí: la riqueza al principio, sobre el reactivo impuro, y el rendimiento al final, sobre el producto obtenido.
Es el punto donde se decide medio ejercicio y casi todo el mundo lo intenta a ojo. No hay que fiarse de la intuición: el reactivo limitante no es el que hay en menor masa, ni el que tiene el coeficiente más pequeño. Se calcula, y con una sola operación. Se pasan los dos reactivos a moles y se divide los moles de cada uno entre su coeficiente en la reacción ajustada. El que dé el cociente más pequeño es el limitante: es el que se agota primero y el que decide cuánto producto se forma. El otro sobra, y si preguntan cuánto sobra, se calcula cuánto se ha consumido de él y se resta de lo que había. Escribir esa división de forma explícita en el examen suma, porque el corrector busca justo ahí si has entendido el problema o has acertado por casualidad.
Cinco conversiones. Con estas cinco se entra a cualquier problema de estequiometría, venga como venga el enunciado.
| Qué te dan | Cómo se pasa a moles | Cuándo se usa |
|---|---|---|
| Masa en gramos | n = m / M | Siempre que haya un sólido o un líquido puro; M es la masa molar |
| Volumen de gas | n = P·V / (R·T) | Gases en cualquier condición; la temperatura va en kelvin |
| Gas en condiciones normales | n = V / 22,4 | Solo a 0 °C y 1 atmósfera; fuera de ahí hay que usar la ley de los gases |
| Disolución con molaridad | n = M · V | Disoluciones; el volumen va en litros y la M es mol/L |
| Número de partículas | n = N / N_A | Cuando dan átomos o moléculas en lugar de masa |
R vale 0,082 atm·L/(mol·K) y el número de Avogadro es 6,022·1023 partículas por mol. Si la presión viene en pascales, R vale 8,31 J/(mol·K).
Los coeficientes de la reacción son proporciones de moles, no de masa. Hacer la regla de tres directamente con los gramos del enunciado da un número que parece razonable y está mal. Hay que pasar a moles, aplicar la proporción y volver a gramos al final.
Si la ecuación no está ajustada, sus coeficientes no significan nada. Es un fallo que no se detecta en el resultado, porque el número sale y tiene buena pinta. Ajustar y contar los átomos de cada lado es medio minuto que salva el ejercicio entero.
Que un reactivo esté en menor cantidad en gramos no significa que sea el limitante: depende de su masa molar y de su coeficiente. Hay compuestos ligeros de los que 10 gramos son muchos moles. Hay que hacer la división, siempre.
La riqueza o pureza dice qué parte del reactivo de partida es realmente la sustancia que reacciona, y se aplica al principio. El rendimiento dice qué parte del producto teórico se ha obtenido de verdad, y se aplica al final. Intercambiarlos, o aplicar los dos en el mismo sitio, es un error habitual en los problemas industriales.
Ese valor solo sirve a 0 °C y 1 atmósfera. Si el enunciado da otra temperatura u otra presión —y la mayoría de los problemas de PAU las dan— hay que usar la ecuación de los gases ideales. Y la temperatura, siempre en kelvin: sumar 273 es de lo que más se olvida.
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