Estequiometría

Estequiometría ( / ˌ s t ɔɪ k i ˈ ɒ m ɪ t r i /^ⓘ ) son las relaciones entre las cantidades dereactivosyproductosantes, durante y despuésde las reacciones químicas.

La estequiometría se basa en la ley de conservación de la masa ; la masa total de los reactivos debe ser igual a la masa total de los productos, por lo que la relación entre reactivos y productos debe ser una proporción de números enteros positivos. Esto significa que si se conocen las cantidades de cada reactivo, se puede calcular la cantidad del producto. A la inversa, si se conoce la cantidad de un reactivo y se puede determinar empíricamente la cantidad de los productos, también se puede calcular la cantidad de los demás reactivos.

Esto se ilustra en la imagen, donde la ecuación desequilibrada es:

CH ₄ (g) + O ₂ (g) → CO ₂ (g) + H ₂ O (l)

Sin embargo, la ecuación actual está desequilibrada. Los reactivos tienen 4 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno, mientras que el producto tiene 2 de hidrógeno y 3 de oxígeno. Para equilibrar el hidrógeno, se añade un coeficiente de 2 al producto _H₂O , _y para corregir el desequilibrio del oxígeno, también se añade a O₂ . Por lo tanto, obtenemos:

CH ₄ (g) + 2 O ₂ (g) → CO ₂ (g) + 2 H ₂ O (l)

Aquí, una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua líquida . Esta ecuación química en particular es un ejemplo de combustión completa . Los números que preceden a cada cantidad son coeficientes estequiométricos que reflejan directamente las proporciones molares entre los productos y los reactivos. La estequiometría mide estas relaciones cuantitativas y se utiliza para determinar la cantidad de productos y reactivos que se producen o se necesitan en una reacción determinada.

La descripción de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en reacciones químicas se conoce como estequiometría de reacción . En el ejemplo anterior, la estequiometría de reacción mide la relación entre las cantidades de metano y oxígeno que reaccionan para formar dióxido de carbono y agua: por cada mol de metano que se quema, se consumen dos moles de oxígeno, se produce un mol de dióxido de carbono y se producen dos moles de agua.

Debido a la conocida relación entre moles y pesos atómicos , las proporciones obtenidas mediante estequiometría pueden utilizarse para determinar cantidades en peso en una reacción descrita por una ecuación balanceada. Esto se denomina estequiometría de composición .

La estequiometría de gases se ocupa de reacciones que involucran exclusivamente gases, donde estos se encuentran a una temperatura, presión y volumen conocidos y pueden considerarse gases ideales . Para los gases, la relación de volumen es idealmente la misma según la ley de los gases ideales , pero la relación de masa de una reacción individual debe calcularse a partir de las masas moleculares de los reactivos y productos. En la práctica, debido a la existencia de isótopos , se utilizan las masas molares para calcular la relación de masa.

El término estequiometría fue utilizado por primera vez por Jeremias Benjamin Richter en 1792, cuando se publicó el primer volumen de su obra Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente ( en alemán , « Fundamentos de la estequiometría o el arte de medir los elementos químicos » ) . ^{[ 1 ]} El término deriva de las palabras griegas antiguas στοιχεῖον ( stoikheîon ), que significa «elemento», ^{[ 2 ]} y μέτρον ( métron ), que significa «medida». Ludwig Darmstaedter y Ralph E. Oesper han escrito un útil análisis al respecto. ^{[ 3 ]}

Una cantidad estequiométrica ^{[ 4 ]} o una relación estequiométrica de un reactivo es la cantidad o relación óptima donde, suponiendo que la reacción se complete:

1. Todo el reactivo se consume
2. No hay deficiencia del reactivo
3. No hay exceso del reactivo.

La estequiometría se basa en las mismas leyes que ayudan a comprenderla mejor, es decir, la ley de conservación de la masa , la ley de proporciones definidas (es decir, la ley de composición constante ), la ley de proporciones múltiples y la ley de proporciones recíprocas . En general, las reacciones químicas combinan sustancias químicas en proporciones definidas . Dado que las reacciones químicas no pueden crear ni destruir materia, ni transmutar un elemento en otro, la cantidad de cada elemento debe ser la misma a lo largo de toda la reacción. Por ejemplo, el número de átomos de un elemento X dado en el lado de los reactivos debe ser igual al número de átomos de ese elemento en el lado de los productos, independientemente de si todos esos átomos participan o no en una reacción. ^{[ 5 ]}

Las reacciones químicas, como operaciones unitarias macroscópicas , consisten en muchas reacciones elementales , donde una sola molécula reacciona con otra. Dado que las moléculas reaccionantes (o unidades de fórmula o pares iónicos ) constan de un conjunto definido de átomos en una proporción entera , la proporción entre los reactivos en una reacción completa también es una proporción entera. Una reacción puede consumir más de una molécula, y el número estequiométrico cuenta esta cantidad, definiéndose como positivo para los productos (añadidos) y negativo para los reactivos (eliminados). ^{[ 6 ]} Los coeficientes sin signo se denominan generalmente coeficientes estequiométricos . ^{[ 7 ]}

Cada elemento tiene una masa atómica (generalmente expresada como un promedio en forma de peso atómico estándar ), y considerando las moléculas como conjuntos de átomos, cada compuesto tiene una masa molecular (si es molecular) o una masa fórmula (si no es molecular), que cuando se expresa en daltons es numéricamente igual a la masa molar en g / mol . Por definición, la masa atómica del carbono-12 es exactamente 12 Da , lo que hace que su masa molar sea 12 g/mol. El número de entidades químicas por mol en una sustancia viene dado por la constante de Avogadro , exactamente  6,022 140 76 × 10 ²³  mol ⁻¹ desde la revisión de 2019 del SI . Por lo tanto, para calcular la estequiometría por masa , el número de moléculas requeridas para cada reactivo se expresa en moles y se multiplica por la masa molar de cada uno para obtener la masa de cada reactivo por mol de reacción. Las relaciones de masa se pueden calcular dividiendo cada una por el total en toda la reacción.

Los elementos en su estado natural son mezclas de isótopos de masa diferente; por lo tanto, las masas atómicas y, por ende, las masas molares no son números enteros exactos. Por ejemplo, en lugar de una proporción exacta de 14:3, 17,031  g de amoníaco se componen de 14,007  g de nitrógeno y 3  ×  1,008  g de hidrógeno , porque el nitrógeno natural contiene una pequeña cantidad de nitrógeno-15 y el hidrógeno natural contiene hidrógeno-2 ( deuterio ).

Un reactivo estequiométrico es un reactivo que se consume en una reacción, a diferencia de un reactivo catalítico , que no se consume en la reacción global porque reacciona en una etapa y se regenera en otra.

La estequiometría no solo se utiliza para balancear ecuaciones químicas, sino también para realizar conversiones entre cantidades de una sustancia mediante análisis dimensional ; por ejemplo, convertir de gramos a moles utilizando la masa molar como factor de conversión, o de gramos a mililitros utilizando la densidad . Por ejemplo, para expresar 2,00  g de NaCl ( cloruro de sodio ) como una cantidad (en moles), se haría lo siguiente:

${\displaystyle {\frac {2,00{\mbox{ g NaCl}}}{58,44{\mbox{ g/mol}}}}=0,0342\ {\text{mol NaCl}}}$

En el ejemplo anterior, cuando se escribe en forma de fracción, las unidades de gramos forman una identidad multiplicativa , que es equivalente a uno (g/g  =  1), con la cantidad resultante en moles (la unidad que se necesitaba), como se muestra en la siguiente ecuación,

${\displaystyle \left({\frac {2,00{\mbox{ g NaCl}}}{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol NaCl}}}{58,44{\mbox{ g NaCl}}}}\right)=0,0342\ {\text{mol NaCl}}}$

La estequiometría se utiliza a menudo para balancear ecuaciones químicas (estequiometría de reacción). Por ejemplo, los dos gases diatómicos , hidrógeno y oxígeno , pueden combinarse para formar un líquido, agua, en una reacción exotérmica , como se describe en la siguiente ecuación:

2 H ₂ + O ₂ → 2 H ₂ O

La estequiometría de la reacción describe la proporción 2:1:2 de moléculas de hidrógeno, oxígeno y agua en la ecuación anterior.

La relación molar permite la conversión entre moles de una sustancia y moles de otra. Por ejemplo, en la reacción

2 CH ₃ OH + 3 O ₂ → 2 CO ₂ + 4 H ₂ O

la cantidad de agua que se producirá por la combustión de 0,27 moles de CH₃ OHse obtiene utilizando la relación molar entreCH₃ OHyH₂ Ode 2 a 4.

${\displaystyle \left({\frac {0.27{\mbox{ mol }}\mathrm {CH_{3}OH} }{1}}\right)\left({\frac {4{\mbox{ mol }}\mathrm {H_{2}O} }{2{\mbox{ mol }}\mathrm {CH_{3}OH} }}\right)=0.54\ {\text{mol }}\mathrm {H_{2}O} }$

El término estequiometría también se usa a menudo para referirse a las proporciones molares de los elementos en los compuestos estequiométricos (estequiometría de composición). Por ejemplo, la estequiometría del hidrógeno y el oxígeno en H₂ Oes 2:1. En los compuestos estequiométricos, las proporciones molares son números enteros.

La estequiometría también se puede utilizar para determinar la cantidad de producto que se obtiene en una reacción. Si se añade un trozo de cobre sólido (Cu) a una solución acuosa de nitrato de plata ( AgNO₃ ), la plata (Ag) se sustituirá en una reacción de desplazamiento simple, _formando nitrato de cobre(II) acuoso ( Cu(NO₃ ₎ ₂ ₎ y plata sólida. ¿Cuánta plata se produce si se añaden 16,00 gramos de Cu a la solución con exceso de nitrato de plata?

Se utilizarían los siguientes pasos:

1. Escribe y balancea la ecuación.
2. Masa a moles: Convertir gramos de Cu a moles de Cu
3. Relación molar: Convertir moles de Cu a moles de Ag producidos.
4. Moles a masa: Convertir moles de Ag a gramos de Ag producidos.

La ecuación balanceada completa sería:

Cu + 2 AgNO ₃ → Cu(NO ₃ ) ₂ + 2 Ag

Para el paso de masa a moles, la masa de cobre (16,00  g) se convertiría a moles de cobre dividiendo la masa de cobre por su masa molar : 63,55  g/mol.

${\displaystyle \left({\frac {16.00{\mbox{ g Cu}}}{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol Cu}}}{63.55{\mbox{ g Cu}}}}\right)=0.2518\ {\text{mol Cu}}}$

Ahora que se conoce la cantidad de Cu en moles (0,2518), podemos establecer la relación molar. Esta se obtiene observando los coeficientes en la ecuación balanceada: Cu y Ag están en una proporción de 1:2.

${\displaystyle \left({\frac {0.2518{\mbox{ mol Cu}}}{1}}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol Ag}}}{1{\mbox{ mol Cu}}}}\right)=0.5036\ {\text{mol Ag}}}$

Ahora que se sabe que los moles de Ag producidos son 0,5036  mol, convertimos esta cantidad a gramos de Ag producidos para llegar a la respuesta final:

${\displaystyle \left({\frac {0.5036{\mbox{ mol Ag}}}{1}}\right)\left({\frac {107.87{\mbox{ g Ag}}}{1{\mbox{ mol Ag}}}}\right)=54.32\ {\text{g Ag}}}$

Este conjunto de cálculos se puede condensar aún más en un solo paso:

${\displaystyle m_{\mathrm {Ag} }=\left({\frac {16.00{\mbox{ g }}\mathrm {Cu} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {Cu} }{63.55{\mbox{ g }}\mathrm {Cu} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol }}\mathrm {Ag} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {Cu} }}\right)\left({\frac {107.87{\mbox{ g }}\mathrm {Ag} }{1{\mbox{ mol Ag}}}}\right)=54.32{\mbox{ g}}}$

La estequiometría también se utiliza para encontrar la cantidad correcta de un reactivo para reaccionar "completamente" con el otro reactivo en una reacción química ; es decir, las cantidades estequiométricas que darían como resultado que no quedaran reactivos sobrantes cuando se produce la reacción. A continuación se muestra un ejemplo utilizando la reacción termita .

Fe ₂ O ₃ + 2 Al → Al ₂ O ₃ + 2 Fe

Esta ecuación muestra que 1  mol de óxido de hierro(III) y 2  moles de aluminio producirán 1  mol de óxido de aluminio y 2  moles de hierro . Por lo tanto, para reaccionar completamente con 85,0  g (0,532 mol) de óxido de hierro(III) , se necesitan  28,7  g (1,06 mol) de aluminio. 

${\displaystyle m_{\mathrm {Al} }=\left({\frac {85.0{\mbox{ g }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }{159.7{\mbox{ g }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol Al}}}{1{\mbox{ mol }}\mathrm {Fe_{2}O_{3}} }}\right)\left({\frac {26.98{\mbox{ g Al}}}{1{\mbox{ mol Al}}}}\right)=28.7{\mbox{ g}}}$

El reactivo limitante es aquel que limita la cantidad de producto que se puede formar y se consume por completo al finalizar la reacción. Un reactivo en exceso es aquel que queda una vez que la reacción se ha detenido debido al agotamiento del reactivo limitante.

Consideremos la ecuación de la tostación de _{sulfuro de} plomo(II) (PbS) en oxígeno ( O₂ ) para producir óxido de plomo(II) (PbO) y dióxido de azufre ( SO₂ ):

2 PbS + 3 O ₂ → 2 PbO + 2 SO ₂

Para determinar el rendimiento teórico de óxido de plomo(II) si se calientan 200,0  g de sulfuro de plomo(II) y 200,0 g de oxígeno en un recipiente abierto: 

${\displaystyle m_{\mathrm {PbO} }=\left({\frac {200.0{\mbox{ g }}\mathrm {PbS} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {PbS} }{239.27{\mbox{ g }}\mathrm {PbS} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }{2{\mbox{ mol }}\mathrm {PbS} }}\right)\left({\frac {223.2{\mbox{ g }}\mathrm {PbO} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }}\right)=186.6{\mbox{ g}}}$

${\displaystyle m_{\mathrm {PbO} }=\left({\frac {200.0{\mbox{ g }}\mathrm {O_{2}} }{1}}\right)\left({\frac {1{\mbox{ mol }}\mathrm {O_{2}} }{32.00{\mbox{ g }}\mathrm {O_{2}} }}\right)\left({\frac {2{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }{3{\mbox{ mol }}\mathrm {O_{2}} }}\right)\left({\frac {223.2{\mbox{ g }}\mathrm {PbO} }{1{\mbox{ mol }}\mathrm {PbO} }}\right)=930.0{\mbox{ g}}}$

Dado que se produce una menor cantidad de PbO por cada 200,0  g de PbS, queda claro que el PbS es el reactivo limitante.

En realidad, el rendimiento real no es el mismo que el rendimiento teórico calculado estequiométricamente. Por lo tanto, el rendimiento porcentual se expresa en la siguiente ecuación:

${\displaystyle {\mbox{percent yield}}={\frac {\mbox{actual yield}}{\mbox{theoretical yield}}}}$

Si se obtienen 170,0  g de óxido de plomo(II), el rendimiento porcentual se calcularía de la siguiente manera:

${\displaystyle {\mbox{percent yield}}={\frac {\mbox{170.0 g PbO}}{\mbox{186.6 g PbO}}}=91.12\%}$

A menudo, es posible más de una reacción con los mismos materiales de partida. Las reacciones pueden diferir en su estequiometría. Por ejemplo, la _{metilación del} benceno ( C6H6 ) , mediante una reacción de Friedel-Crafts utilizando _AlCl3 como catalizador _, puede producir productos monometilados ( _C6H5CH3 ), doblemente metilados ( _C6H4 ( CH3 ₎ 2 _{) o} incluso más altamente metilados ( C6H6 − _n (CH3 _{) n ) ,} como se muestra en el siguiente ejemplo _.

C ₆ H ₆ + CH ₃ Cl → C ₆ H ₅ CH ₃ + HCl

C ₆ H ₆ + 2 CH ₃ Cl → C ₆ H ₄ (CH ₃ ) ₂ + 2 HCl

C ₆ H ₆ + n CH ₃ Cl → C ₆ H _{6− n} (CH ₃ ) _n + n HCl

En este ejemplo, la reacción que tiene lugar está controlada en parte por las concentraciones relativas de los reactivos.

En términos sencillos, el coeficiente estequiométrico de cualquier componente es el número de moléculas o unidades de fórmula que participan en la reacción tal como está escrita. Un concepto relacionado es el número estequiométrico (según la nomenclatura de la IUPAC), donde el coeficiente estequiométrico se multiplica por +1 para todos los productos y por −1 para todos los reactivos.

Por ejemplo, en la reacción CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O , el número estequiométrico de CH ₄ es −1, el número estequiométrico de O ₂ es −2, para CO ₂ sería +1 y para H ₂ O es +2.

En términos más precisos desde el punto de vista técnico, el número estequiométrico en un sistema de reacción química del componente i se define como

${\displaystyle \nu _{i}={\frac {\Delta N_{i}}{\Delta \xi }}\,}$

o

${\displaystyle \Delta N_{i}=\nu _{i}\,\Delta \xi \,}$

dónde${\displaystyle N_{i}}$es el número de moléculas de i y${\displaystyle \xi }$es la variable de progreso o grado de reacción . ^{[ 8 ] [ 9 ]}

El número estequiométrico ${\displaystyle \nu _{i}}$representa el grado en que una especie química participa en una reacción. La convención es asignar números negativos a los reactivos (que se consumen) y positivos a los productos , de acuerdo con la convención de que aumentar el grado de reacción corresponderá a un cambio en la composición de reactivos a productos. Sin embargo, cualquier reacción puede considerarse como si fuera en sentido inverso, y desde ese punto de vista, cambiaría en la dirección negativa para disminuir la energía libre de Gibbs del sistema. Que una reacción realmente vaya en la dirección directa seleccionada arbitrariamente o no depende de las cantidades de sustancias presentes en un momento dado, lo que determina la cinética y la termodinámica , es decir, si el equilibrio se encuentra a la derecha o a la izquierda del estado inicial.

En los mecanismos de reacción , los coeficientes estequiométricos de cada paso son siempre números enteros , ya que las reacciones elementales siempre involucran moléculas completas. Si se utiliza una representación compuesta de la reacción global, algunos pueden ser fracciones racionales . A menudo existen especies químicas que no participan en la reacción; por lo tanto, sus coeficientes estequiométricos son cero. Cualquier especie química que se regenere, como un catalizador , también tiene un coeficiente estequiométrico de cero.

El caso más simple posible es una isomerización.

A → B

donde ν _B  =  1, ya que se produce una molécula de B cada vez que ocurre la reacción, mientras que ν _A  =  −1, puesto que necesariamente se consume una molécula de A. En cualquier reacción química, no solo se conserva la masa total , sino también el número de átomos de cada tipo , lo que impone restricciones correspondientes a los posibles valores de los coeficientes estequiométricos.

Generalmente, en cualquier sistema de reacción natural , incluidos los biológicos , se producen múltiples reacciones simultáneamente . Dado que cualquier componente químico puede participar en varias reacciones simultáneamente, el número estequiométrico del i -ésimo componente en la k -ésima reacción se define como

${\displaystyle \nu _{ik}={\frac {\partial N_{i}}{\partial \xi _{k}}}\,}$

de modo que el cambio total (diferencial) en la cantidad del i -ésimo componente sea

${\displaystyle dN_{i}=\sum _{k}\nu _{ik}\,d\xi _{k}.\,}$

La magnitud de la reacción proporciona la forma más clara y explícita de representar el cambio compositivo, aunque todavía no se utiliza de forma generalizada.

Con sistemas de reacción complejos, a menudo es útil considerar tanto la representación de un sistema de reacción en términos de las cantidades de los químicos presentes { N _i }   ( variables de estado ), como la representación en términos de los grados de libertad composicionales reales , expresados ​​por los grados de reacción { ξ _k }   . La transformación de un vector que expresa los grados de reacción a un vector que expresa las cantidades utiliza una matriz rectangular cuyos elementos son los números estequiométricos [ ν _{i k} ]   .

El máximo y el mínimo para cualquier ξ _k ocurren cuando se agota el primero de los reactivos para la reacción directa; o cuando se agota el primero de los "productos" si se considera que la reacción se impulsa en la dirección inversa. Esta es una restricción puramente cinemática sobre el simplex de reacción , un hiperplano en el espacio de composición, o espacio N , cuya dimensionalidad es igual al número de reacciones químicas linealmente independientes . Esto es necesariamente menor que el número de componentes químicos, ya que cada reacción manifiesta una relación entre al menos dos sustancias químicas. La región accesible del hiperplano depende de las cantidades de cada especie química realmente presente, un hecho contingente. Diferentes cantidades pueden incluso generar diferentes hiperplanos, todos compartiendo la misma estequiometría algebraica.

De acuerdo con los principios de la cinética química y el equilibrio termodinámico , toda reacción química es reversible , al menos en cierta medida, por lo que cada punto de equilibrio debe ser un punto interior del simplex. En consecuencia, no se producirán extremos para los ξ a menos que se prepare un sistema experimental con cantidades iniciales nulas de algunos productos.

El número de reacciones físicamente independientes puede ser incluso mayor que el de componentes químicos, y depende de los distintos mecanismos de reacción. Por ejemplo, puede haber dos (o más) vías de reacción para la isomería descrita anteriormente. La reacción puede ocurrir de forma natural, pero más rápidamente y con diferentes intermediarios, en presencia de un catalizador.

Las «unidades» (adimensionales) pueden considerarse moléculas o moles . Si bien los moles son los más utilizados, resulta más sugerente visualizar las reacciones químicas incrementales en términos de moléculas. Los valores de N y ξ se reducen a unidades molares dividiéndolos por la constante de Avogadro . Aunque se pueden usar unidades de masa dimensionales , las consideraciones sobre los números enteros dejan de ser aplicables.

En reacciones complejas, las estequiometrías suelen representarse de forma más compacta mediante una matriz estequiométrica. La matriz estequiométrica se denota con el símbolo N. ^{[ 10 ] [ 11 ] [ 12 ]}

Si una red de reacciones tiene n reacciones y m especies moleculares participantes, entonces la matriz estequiométrica tendrá correspondientemente m filas y n columnas.

Por ejemplo, considere el sistema de reacciones que se muestra a continuación:

S ₁ → S ₂

5 S ₃ + S ₂ → 4 S ₃ + 2 S ₂

S ₃ → S ₄

S ₄ → S ₅

Este sistema comprende cuatro reacciones y cinco especies moleculares diferentes. La matriz estequiométrica para este sistema se puede escribir como:

${\displaystyle \mathbf {N} ={\begin{bmatrix}-1&0&0&0\\1&1&0&0\\0&-1&-1&0\\0&0&1&-1\\0&0&0&1\\\end{bmatrix}}}$

donde las filas corresponden a S ₁ , S ₂ , S ₃ , S ₄ y S ₅ , respectivamente. El proceso de convertir un esquema de reacción en una matriz estequiométrica puede ser una transformación con pérdida de información: por ejemplo, las estequiometrías de la segunda reacción se simplifican al incluirlas en la matriz. Esto significa que no siempre es posible recuperar el esquema de reacción original a partir de una matriz estequiométrica.

A menudo, la matriz estequiométrica se combina con el vector de velocidad, v , y el vector de especies, x, para formar una ecuación compacta, la ecuación de los sistemas bioquímicos , que describe las velocidades de cambio de las especies moleculares:

${\displaystyle {\frac {d\mathbf {x} }{dt}}=\mathbf {N} \cdot \mathbf {v} .}$

La estequiometría de gases es la relación cuantitativa (proporción) entre reactivos y productos en una reacción química que produce gases . Se aplica cuando se supone que los gases producidos son ideales y se conocen su temperatura, presión y volumen. Para estos cálculos se utiliza la ley de los gases ideales. A menudo, aunque no siempre, se toman las condiciones estándar de temperatura y presión (STP) como 0  °C y 1 bar, respectivamente, y se utilizan como condiciones para los cálculos estequiométricos de gases.

Los cálculos de estequiometría de gases permiten determinar el volumen o _la masa desconocida de un producto o reactivo gaseoso. Por ejemplo, si quisiéramos calcular el volumen de NO₂ _gaseoso producido a partir de la combustión de 100 g de NH₃ , mediante la reacción: 

4 NH ₃ (g) + 7 O ₂ (g) → 4 NO ₂ (g) + 6 H ₂ O (l)

Realizaríamos los siguientes cálculos:

${\displaystyle 100\,\mathrm {g\,NH_{3}} \cdot {\frac {1\,\mathrm {mol\,NH_{3}} }{17.034\,\mathrm {g\,NH_{3}} }}=5.871\,\mathrm {mol\,NH_{3}} }$

En la reacción de combustión balanceada anterior, existe una relación molar 1:1 de NH₃ a NO₂, por lo que se formarán 5,871 _mol de _NO₂ . Emplearemos la ley de los gases ideales para calcular el volumen a 0 °C (273,15 K) y 1 atmósfera utilizando la constante de los gases ideales _R = 0,08206 L·atm· ^K⁻¹ · ^mol⁻¹ :     

${\displaystyle {\begin{aligned}PV&=nRT\\V&={\frac {nRT}{P}}\\&={\frac {5.871{\text{ mol}}\cdot 0.08206\,{\frac {\mathrm {L\cdot atm} }{\mathrm {mol\cdot K} }}\cdot 273.15{\text{ K}}}{1{\text{ atm}}}}\\&=131.597\,\mathrm {L\,NO_{2}} \end{aligned}}}$

La estequiometría de gases a menudo implica conocer la masa molar de un gas, dada su densidad . La ley de los gases ideales se puede reordenar para obtener una relación entre la densidad y la masa molar de un gas ideal:

${\displaystyle \rho ={\frac {m}{V}}}$  y  ${\displaystyle n={\frac {m}{M}}}$

y por lo tanto:

${\displaystyle \rho ={\frac {MP}{R\,T}}}$

dónde:

• P  = presión absoluta del gas
• V  = volumen de gas
• n  = cantidad (medida en moles )
• R  = constante de la ley de los gases ideales universal
• T  = temperatura absoluta del gas
• ρ  = densidad del gas a T y P
• m  = masa de gas
• M  = masa molar del gas

En la reacción de combustión , el oxígeno reacciona con el combustible, y el punto donde se consume todo el oxígeno y se quema todo el combustible se define como el punto estequiométrico. Con un exceso de oxígeno (combustión sobreestequiométrica), parte de este permanece sin reaccionar. Del mismo modo, si la combustión es incompleta por falta de oxígeno suficiente, queda combustible sin reaccionar. (También puede quedar combustible sin reaccionar debido a factores físicos más que químicos, como una combustión lenta o una mezcla insuficiente de combustible y oxígeno; esto no se debe a la estequiometría). Los diferentes combustibles de hidrocarburos tienen diferentes contenidos de carbono, hidrógeno y otros elementos, por lo que su estequiometría varía.

El oxígeno constituye solo el 20,95 % del volumen del aire y el 23,20 % de su masa. ^{[ 13 ]} Las relaciones aire-combustible que se indican a continuación son mucho mayores que las relaciones oxígeno-combustible equivalentes, debido a la alta proporción de gases inertes en el aire. (La relación de 14,7 que se indica para la gasolina solo se aplica a la combustión en combinación con un convertidor catalítico).

Los motores de gasolina pueden funcionar con una relación estequiométrica aire-combustible, ya que la gasolina es bastante volátil y se mezcla (se pulveriza o se carburiza) con el aire antes de la ignición. Los motores diésel, en cambio, funcionan con una mezcla pobre, con más aire disponible del que requeriría la estequiometría simple. El combustible diésel es menos volátil y se quema eficazmente al inyectarse. ^{[ 16 ]}

• Compuesto no estequiométrico
• ecuación de sistemas bioquímicos
• Reacción química
• ecuación química
• Molécula
• Masa molar
• Ley de los gases ideales

• Zumdahl, Steven S. Principios de química . Houghton Mifflin, Nueva York, 2005, págs. 148-150.
• Fundamentos del motor de combustión interna, John B. Heywood

• Introducción a la combustión de motores de la Universidad de Plymouth.
• Tutoriales gratuitos de estequiometría de ChemCollective de Carnegie Mellon.
• Complemento de estequiometría para Microsoft Excel, archivado el 11 de mayo de 2011 en Wayback Machine , para el cálculo de pesos moleculares, coeficientes de reacción y estequiometría.
• Calculadora de estequiometría de reacciones: una completa calculadora de estequiometría de reacciones en línea y gratuita.