Química · Unidad 9 — Reacciones químicas y estequiometría
Cálculos estequiométricos
Todos los cálculos estequiométricos son el mismo recorrido: gramos → moles → relación de la ecuación → moles → gramos. Lo único propiamente químico es el cruce del medio; lo demás es traducción de unidades.
La explicación
El problema, dicho en una línea
La balanza pesa gramos. La ecuación química habla en moles. Toda la estequiometría consiste en pasar de un idioma al otro, hacer la cuenta en el idioma correcto y volver.
El recorrido, que es siempre el mismo
Las dos flechas de los extremos son conversiones de unidad y usan la masa molar. La flecha del medio es la única que usa la ecuación química, y usa los coeficientes. Son tres operaciones y ninguna se puede saltear.
2. Calculá la masa molar de la sustancia del dato y pasá a moles: n = m / M.
3. Cruzá con los coeficientes: multiplicá por el coeficiente de lo que buscás y dividí por el coeficiente del dato.
4. Volvé a gramos con la masa molar de lo que buscás: m = n · M.
5. Controlá que la masa cierre: lo que entra tiene que salir.
La flecha del medio, con las unidades puestas
El paso 3 es el que se hace mal. Conviene escribirlo como una fracción con las unidades escritas, y ver que se cancele lo que sobra:
n(NH₃) = n(N₂) · 2 mol de NH₃
1 mol de N₂
Escrito así, poner la fracción al revés se ve: quedarían «mol de N₂ al cuadrado» y ningún mol de NH₃. Ese control de unidades atrapa el error más frecuente de todos sin hacer ninguna cuenta.
Por qué la relación va sobre moles y no sobre gramos
Esto merece un párrafo propio porque es el error de la unidad. Los coeficientes cuentan partículas. Una molécula de N₂ pesa 28 veces lo que pesa un átomo de hidrógeno y 14 veces lo que pesa una molécula de H₂: aplicar «1 a 3» sobre gramos es comparar cosas que no pesan lo mismo.
Mirá los gramos: 28,0 + 6,0 = 34,0. La masa cierra, como tiene que cerrar. Pero la proporción de masas es 28 : 6 : 34, que no se parece en nada a 1 : 3 : 2. Las dos cosas son ciertas a la vez y no se contradicen: los coeficientes cuentan moléculas y los gramos las pesan.
El control que no falla
Como la masa se conserva, la suma de las masas de todos los reactivos que reaccionaron tiene que ser igual a la suma de las masas de los productos. Si terminaste un ejercicio y ese control no cierra, hay un error, y está casi siempre en el paso 3.
Y hay un segundo control, más rápido todavía: mirá si el resultado tiene un tamaño razonable. Si a partir de 8,8 g de reactivo te dieron 2600 g de producto, no hace falta revisar la cuenta para saber que algo se multiplicó de más.
Se hacen reaccionar 56,0 g de N2 con hidrógeno en exceso, según N2 + 3 H2 → 2 NH3. Datos: N = 14,0 · H = 1,0. a) ¿Cuántos moles de N2 son? b) ¿Qué masa de NH3 se obtiene? c) ¿Qué masa de H2 se consume? d) Controlá el resultado.
a) De gramos a moles. Primero la masa molar del nitrógeno molecular, que es diatómico:
n(N₂) = 56,0 / 28,0 = 2,00 mol
b) El cruce y la vuelta. La ecuación dice 2 mol de NH₃ por cada 1 mol de N₂:
Y ahora sí, de vuelta a gramos, con la masa molar del amoníaco:
m(NH₃) = 4,00 × 17,0 = 68,0 g
c) El hidrógeno consumido. Mismo recorrido, otra fracción:
M(H₂) = 2 × 1,0 = 2,0 g/mol → m(H₂) = 6,00 × 2,0 = 12,0 g
d) El control. Entró todo el nitrógeno y todo ese hidrógeno, y salió amoníaco:
Cierra al gramo. Fijate además el detalle que hace visible el concepto: entraron 6,00 mol de H₂ y sólo pesaban 12,0 g, mientras que 2,00 mol de N₂ pesaban 56,0 g. Tres veces más moles y cuatro veces menos masa. Por eso los coeficientes no se pueden leer en gramos.
Dónde se cae la mayoría
- Aplicar la relación de coeficientes sobre los gramos. Los coeficientes cuentan moles: hay que pasar a moles primero, cruzar, y recién ahí volver a gramos.
- Cruzar con la ecuación sin balancear. Los coeficientes de una ecuación mal balanceada dan una proporción que no existe.
- Dar vuelta la fracción estequiométrica. Escribirla con las unidades puestas hace visible el error: tiene que cancelar el mol del dato y dejar el mol buscado.
- Usar la masa molar del dato para volver a gramos. La de ida y la de vuelta son de sustancias distintas.
- Entregar el resultado en moles cuando el enunciado pedía gramos, o al revés. El último paso del recorrido es leer qué se pedía.
Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.
Practicar Cálculos estequiométricos →Dónde entra este tema en el parcial
- Segundo parcial — El etanol que se quema25 puntos · resuelto paso a paso
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