Estequiometría de la molaridad

Índice de [Reacciones en disolución acuosa]

Ya hemos visto que un cálculo estequiométrico se define como aquel que involucra reacciones químicas y que, por tanto, está determinado por los números estequiométricos de la ecuación balanceada y/o por la fórmula molecular de las sustancias participantes. En este marco, la estequiometría de la molaridad incorpora estos mismos principios cuando la cantidad de sustancia de al menos uno de los reactivos o productos se expresa en términos de concentración molar en disolución acuosa. Esto exige vincular correctamente la molaridad con el volumen de disolución y con las relaciones estequiométricas de la reacción, integrando así el concepto de concentración al análisis químico cuantitativo.

Podemos clasificar estos problemas en categorías atendiendo a dos enfoques complementarios: un criterio experimental y un criterio de cálculo. El criterio experimental identifica el tipo de reacción y el diseño experimental involucrado, mientras que el criterio de cálculo se centra en las operaciones matemáticas y estequiométricas necesarias para resolver el problema. Es frecuente que reacciones químicas distintas y montajes experimentales diferentes puedan modelarse mediante las mismas fórmulas, siempre que compartan una estructura estequiométrica equivalente.

Criterio de diseños experimentales

a) Neutralizaciones: Por ejemplo, una neutralización corresponde a un cálculo entre dos reactivos, en el que se solicita determinar la cantidad exacta de uno de ellos necesaria para consumir completamente al otro. La neutralización ocurre cuando ambos reactivos se consumen estequiométricamente hasta agotarse, de modo que, al finalizar el proceso, solo permanecen los productos de la reacción. Este tipo de problema ilustra con claridad la relación directa entre estequiometría, cantidad de sustancia y condiciones de equivalencia en disolución acuosa.

b) Ionizaciones: En una ionización se indaga cuánta cantidad de iones se produce a partir de la concentración de una sustancia molecular. En este escenario, al igual que en todos los demás considerados en la presente lección, se asume que la reacción inversa no ocurre, por lo que no se modela ningún equilibrio químico. En consecuencia, las fórmulas empleadas y los ejercicios de lápiz y papel asociados tratan las reacciones como completas, sin considerar efectos de equilibrio ni constantes asociadas.

c) Precipitados y evaporados: En los procesos de precipitación y liberación de gases, se analiza cuánta cantidad de una fase sólida o gaseosa se forma a partir de las cantidades iniciales de los reactivos en disolución. En estos escenarios, al igual que en los demás tratados en esta lección, se asume que la reacción avanza hasta completarse, ya sea por la formación de un sólido insoluble que se separa del medio o por la evaporación o liberación de un gas que abandona el sistema.

d) La gravimetría de la molaridad puede entenderse, en esencia, como una neutralización, pero con un objetivo distinto. En este caso, no se busca determinar la concentración, la masa o un parámetro gaseoso del reactivo analizado, sino conocer de manera específica su fracción en masa. Para ello, el reactivo de interés se hace reaccionar con un reactivo conocido, generalmente en exceso y de concentración bien definida, de modo que la cantidad de reacción verdadera permita inferir directamente la masa pura del analito y, a partir de ella, la fracción másica presente en la muestra original.

Criterio de cálculo

Los criterios de cálculo proporcionan las fórmulas necesarias para abordar y resolver los distintos tipos de problemas. Con base en ellos, los hemos dividido en dos categorías generales: los cálculos con reactivo limitante conocido y los cálculos con reactivo limitante desconocido. Esta clasificación permite organizar el procedimiento de resolución y seleccionar de forma directa el enfoque algebraico y estequiométrico más adecuado en cada caso.

Reactivo limitante conocido

Los problemas con reactivo limitante conocido engloban dos tipos de escenarios. En el primero, se sabe explícitamente cuál es el reactivo limitante, por ejemplo cuando el enunciado indica que el otro reactivo se encuentra en exceso. En el segundo, el carácter limitante es implícito, como ocurre cuando se parte de un producto, ya que la cantidad de producto formado depende únicamente de la cantidad limitante de reacción. Una forma adicional de reconocer este tipo de situación aparece en las neutralizaciones, donde se presenta el fenómeno de mezcla estequiométrica: todos los reactivos se consumen completamente y no queda exceso de ninguno. En este escenario particular, todos los reactivos son simultáneamente limitantes. Las fórmulas asociadas a este conjunto de situaciones se presentan a continuación.

[1] (a) Molaridad de i en función de la cantidad de j; (b) Molaridad de i en función de la masa de j; (c)  Molaridad de i en función de la molaridad de j; (d) Molaridad de i en función del gas; (e) Rendimiento relativo de la reacción como función de las concentraciones de reactivo limitante y producto; (f) Gravimetría con la molaridad; (g) Volumen de equilibrio asumiendo disoluciones ideales.; (h) Volumen de equilibrio asumiendo disoluciones reales. Para la descripción detallada de los términos y/o ver los factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

Un caso especial dentro de la estequiometría de la molaridad lo constituyen las reacciones de ionización, las cuales, aunque pueden tratarse mediante los teoremas generales, admiten un desarrollo más simple debido a su carácter altamente estandarizado. En este tipo de procesos se cumplen dos supuestos fundamentales: primero, se considera que el volumen de la disolución de la sustancia molecular es igual al volumen de la disolución que contiene los iones, siempre que no haya diluciones posteriores; segundo, el número estequiométrico de la sustancia madre es igual a 1, lo que facilita directamente la relación entre la concentración inicial de la sustancia y la concentración de los iones formados. Bajo estas condiciones, la conversión entre especie molecular e iones puede realizarse de manera directa y transparente.

Es importante distinguir entre ionización completa e ionización incompleta. En la ionización completa, característica de electrolitos fuertes, se asume que toda la sustancia molecular se transforma en iones, por lo que los números estequiométricos de los iones coinciden con los subíndices de la fórmula molecular. En cambio, en la ionización incompleta, propia de electrolitos débiles, solo una fracción de la sustancia se ioniza, y el sistema debe describirse mediante equilibrio químico. Sin embargo, hasta introducir conceptos como el factor de van ’t Hoff o las constantes de equilibrio, no será necesario preocuparse por las ionizaciones incompletas; en esta etapa del curso, todas las ionizaciones se tratarán como completas para simplificar el análisis estequiométrico.

[2] (a) Cantidad de ion en función de la cantidad de sustancia en una ionización total; (b) Cantidad de ion en función de la cantidad de sustancia en una ionización total; (c) Cantidad de ion en función de la cantidad de sustancia en una ionización. Para la descripción detallada de los términos y/o ver los factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

Reactivo limitante desconocido

El segundo conjunto corresponde a los problemas con reactivo limitante desconocido. Estos escenarios suelen ser más extensos y complejos, ya que requieren la identificación previa del reactivo limitante, el cual puede encontrarse en la misma fase (por ejemplo, varias disoluciones acuosas) o en fases distintas. Por esta razón, conviene repasar los teoremas de reactivo limitante estudiados en la estequiometría clásica. Además, estos problemas suelen incluir el cálculo de la concentración remanente del reactivo en exceso al finalizar la reacción, así como otros cálculos derivados del avance real de la reacción. A continuación, se presenta la lista de nuevos teoremas, en particular aquellos que incorporan la concentración molar al análisis estequiométrico.

[3] (a) Cantidad de reacción teórica del reactivo; (b) Molaridad del producto clave en función de la cantidad de reacción real y el volumen de equilibrio; (c) Concentración molar remanente del reactivo en exceso. Para la descripción detallada de los términos y/o ver los factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

Sin embargo, para los cálculos que involucran reactivos en otras fases, se recomienda repasar previamente los teoremas  [Teorema del reactivo limitante], [Teorema del reactivo en exceso que no reacciona] y [Teoremas de rendimiento reactivo a producto].

[Ej. Estequiometría de la molaridad]

Referencias

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