En química, la estequiometría , el griego antiguo στοιχεῖον / stoikheîon ("elemento") y μέτρον / Metron ("medida") es un cálculo que analiza las cantidades de reactivos y productos que están en juego durante una reacción química . También es la proporción de elementos en una fórmula química .
Jeremias Benjamin Richter ( 1762 - 1807 ) fue el primero en afirmar los principios de la estequiometría, en 1792 . Luego escribió:
“La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o proporciones de masa en las que intervienen los elementos químicos. "
Durante una reacción química observamos una modificación de las sustancias presentes: se consumen ciertas sustancias, se les llama “ reactivos ”, se forman otras sustancias, estos son los “ productos ”.
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos , por desplazamiento de los electrones: algunos enlaces se rompen, otros se forman, pero los átomos mismos se conservan. A esto se le llama conservación de la materia que resulta en dos leyes:
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y los productos formados se derivan directamente de las leyes de conservación. Se determinan a partir de la ecuación del balance de la reacción.
Jeremias Benjamin Richter , que tuvo como profesor al famoso filósofo Emmanuel Kant durante sus estudios universitarios, había mantenido la idea cartesiana de que una ciencia natural es una ciencia real sólo si contiene matemáticas . Fue el primero en demostrar que los cuerpos tienen una composición química constante. También mostró que dos cuerpos que reaccionan siempre lo hacen en cantidades proporcionales.
Ha realizado su trabajo en particular sobre la reacción ácido-base del HCl con CaCO 3 o con MgCO 3 . También trabajó con la reacción de precipitación entre BaCl 2 y MgSO 4 . No conocía las fórmulas químicas y nombró los cuerpos por los símbolos de los alquimistas.
Otros científicos contribuyeron al desarrollo del concepto de estequiometría, en particular Ernst Gottfried Fischer de Berlín, Claude Louis Berthollet , Jöns Jacob Berzelius y John Dalton .
Cuando se escribe la ecuación de equilibrio de una reacción química, se deben respetar las reglas de conservación de la materia.
Para cumplir con estas reglas, tenemos que colocar antes de la fórmula química de cada especie química un número, llamado número estequiométrico (el nombre "coeficiente estequiométrico" no es recomendado por la IUPAC ), que indica las proporciones entre las especies involucradas. Y entre las especies formadas . Por tanto, son números adimensionales que no deben confundirse con una cantidad de materia, n. De hecho, la ecuación de reacción es independiente de la cantidad de material, pero permite calcular las cantidades de material después de la reacción si conocemos las cantidades reales involucradas al principio.
Ejemplo Durante la combustión del metano (CH 4 ), reacciona con el oxígeno (O 2) del aire ; durante esta reacción, el dióxido de carbono (CO 2) Y agua (H 2 O). El punto de partida cualitativo de la ecuación de reacción será, por tanto, de la forma: CH 4 + O 2→ CO 2+ H 2 O pero en el estado esta ecuación no es correcta ya que no respeta las reglas de conservación; para el elemento hidrógeno (H), por ejemplo, hay 4 átomos de hidrógeno en los reactivos y solo 2 en los productos. Por tanto, esta reacción química se equilibra introduciendo un número estequiométrico delante de las fórmulas químicas de cada especie . Entonces, si escribimos: CH 4 + O 2→ CO 2+ 2 H 2 O que respeta la regla de conservación para los elementos carbono (C) e hidrógeno (H) pero no para el oxígeno (O); por lo tanto corregimos: CH 4 + 2 O 2→ CO 2+ 2 H 2 O que es la ecuación de equilibrio correcta de la reacción de combustión del metano . Refleja el hecho de que el balance de la reacción química es el siguiente: un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno para formar un mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. Desde el punto de vista molecular, el balance es obviamente el mismo: una molécula de metano y dos moléculas de oxígeno desaparecen para formar una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua, pero eso no significa que la reacción se realice por el directo reacción de una molécula de metano con dos moléculas de oxígeno. La realidad a nivel molecular es más compleja e implica varias reacciones elementales cuyo equilibrio es precisamente el indicado en la ecuación.El número (o factor) estequiométrico de una especie química en una reacción química dada es el número que precede a su fórmula en la ecuación considerada (uno, en su defecto). En el ejemplo anterior:
CH 4 + 2 O 2 → CO 2 + 2 H 2 Oel número estequiométrico del metano es 1, el del oxígeno es 2, el del dióxido de carbono es 1 y el del agua es 2.
En casos simples (por ejemplo, en el caso de la enseñanza de reacciones químicas), el número estequiométrico es un número natural . Sin embargo, las fracciones e incluso los decimales se pueden utilizar para:
En la escritura compacta de ecuaciones químicas, para simplificar los cálculos termodinámicos, se acostumbra adoptar la convención Σ i ν i B i = 0:
Cuando las cantidades de todos los reactivos son proporcionales a sus números estequiométricos al inicio de la reacción, decimos que:
estas tres expresiones tienen estrictamente el mismo significado.
En estas condiciones, si la reacción se completa, todos los reactivos se consumirán por completo.
Si los reactivos no se introducen inicialmente en proporciones estequiométricas y la reacción está completa:
Nota: esto es válido para una reacción total , sabiendo que algunas reacciones son limitadas o pueden revertirse. Al final de la reacción, los reactivos no se consumen por completo, ¡incluso si se hubieran introducido en proporciones estequiométricas! Esto se debe a que los productos de una reacción limitada pueden reaccionar juntos para devolver los reactivos de partida, lo que no es posible en una reacción total. Esta reversibilidad conduce a un estado de equilibrio químico en el que los reactivos y los productos coexisten en una proporción fijada por una constante llamada “constante de equilibrio” (ver Equilibrio químico ).
Cualesquiera que sean las condiciones iniciales, las cantidades de reactivos consumidos y de productos formados son proporcionales a los números estequiométricos de la ecuación de reacción química.
EjemploConsidere el equilibrio de la ecuación para la combustión de metano:
CH 4 + 2O 2→ CO 2+ 2H 2 O.Dado que la combustión de un mol de metano (CH 4 , número estequiométrico: 1) produce un mol de dióxido de carbono (CO 2, número estequiométrico: 1), las dos sustancias se consumen y forman en las mismas proporciones .
La cantidad de agua formada (H 2 O, número estequiométrico: 2) se puede deducir de la misma manera. Dado que la quema de un mol de metano produce dos moles de agua, la cantidad de moles de agua producida siempre será el doble de la cantidad de moles de metano consumidos.
Es posible usar las proporciones con cualquier reactivo o producto en la ecuación para calcular el número de moles producidos o consumidos.
Este método también es eficaz entre reactivos (donde uno de los reactivos es un reactivo limitante) así como entre productos.
La estequiometría también es la proporción en la que los elementos están presentes en una fórmula bruta. Por ejemplo, para etano, C 2 H 6, los elementos químicos C y H están presentes con estequiometría 2 y 6 respectivamente.
En el caso de compuestos iónicos, la estequiometría debe respetar el principio de neutralidad eléctrica. Por ejemplo, el carbonato de aluminio combina un anión que lleva dos cargas eléctricas negativas y un catión que lleva tres cargas positivas. La estequiometría de la sal es, por este motivo, Al 2 (CO 3 ) 3.
En algunos compuestos, la estequiometría de los elementos no es completa. El caso más clásico es el óxido de hierro FeO, cuya fórmula es de hecho Fe 1-x O. Esta ausencia de estequiometría completa proviene del hecho de que este óxido de hierro tiene una proporción significativa de hierro (III) entre el hierro (II ), y que para respetar la electroneutralidad del óxido se necesitan menos iones hierro que iones óxido.
La estequiometría de los compuestos ha sido objeto de debates que se prolongaron durante toda la primera mitad del XIX ° siglo. Por ejemplo, el agua tenía para algunos la fórmula HO, en virtud de un "principio" que requería que la estequiometría fuera lo más simple posible. Para otros, la fórmula fue H 2 Oen virtud del hecho de que la electrólisis descompone el agua en un volumen de O 2para dos volúmenes de H 2 y que el volumen de los gases es proporcional a la cantidad de moléculas que contienen, a la misma presión. Esta última ley (conocida como la ley de Avogadro- Ampère) no fue universalmente aceptada en ese momento. Las consecuencias fueron importantes porque en un caso, las masas equivalentes (hoy masas molares ) fueron M (H) = 1 y M (O) = 17 y en el otro M (H) = 1 y M (O) = 16, pero Todo el trabajo de química tenía que presentarse con el sistema de masa equivalente utilizado. Lo mismo ocurrió con la estequiometría de moléculas como el cloro, Cl para algunas y Cl 2 para otras. El fin de la cacofonía resultante de este desconocimiento de la estequiometría de los cuerpos más simples se produjo a raíz del Congreso de Karlsruhe de 1860 por iniciativa de Cannizzaro .