Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario

Los cálculos estequiométricos constituyen la base cuantitativa de la química. Permiten predecir con exactitud las cantidades de reactivos consumidas y de productos obtenidos en una transformación química, relacionando el nivel microscópico (átomos, moléculas e iones) con magnitudes macroscópicas medibles en el laboratorio (masa, volumen y concentración).

1. Determinación de fórmulas químicas: empírica y molecular

La fórmula empírica representa la proporción entera más simple entre los átomos de los distintos elementos presentes en un compuesto químico. Por su parte, la fórmula molecular refleja el número real y exacto de átomos de cada elemento que componen una molécula individual de la sustancia.

Para deducir ambas fórmulas a partir de la composición centesimal o de datos experimentales de combustión, se sigue una secuencia lógica:

1. Asunción de base de cálculo: Si se dispone del porcentaje en masa de cada elemento, se toma como referencia una muestra de 100 g del compuesto, de modo que el porcentaje en masa de cada elemento equivale directamente a su masa en gramos.
2. Cálculo de moles de cada elemento: Se divide la masa de cada elemento entre su respectiva masa atómica molar ($M_m$):
   $$n_i = \frac{m_i}{M_{m,i}}$$
3. Determinación de la relación molar mínima: Se dividen todos los valores de moles obtenidos entre el menor de ellos. Si los cocientes resultantes no son enteros exactos (por ejemplo, si aparece 1,33 o 1,5), se multiplican todos ellos por el número entero más pequeño necesario para obtener números enteros (por 3 o por 2, respectivamente). Estos enteros constituyen los subíndices de la fórmula empírica.
4. Cálculo de la fórmula molecular: Conocida la masa molecular real del compuesto ($M_{\text{molecular}}$), determinada experimentalmente (por ejemplo, mediante espectrometría de masas o la densidad de vapor), se calcula el factor entero de proporcionalidad $k$ dividiendo dicha masa entre la masa de la fórmula empírica ($M_{\text{empírica}}$):
   $$k = \frac{M_{\text{molecular}}}{M_{\text{empírica}}} \tag{donde } k \text{ es un número entero}$$
   Multiplicando los subíndices de la fórmula empírica por $k$ se obtiene la fórmula molecular definitiva.

2. Estequiometría de la reacción: reactivo limitante, pureza y rendimiento

Una ecuación química ajustada indica las proporciones molares según las cuales los reactivos interaccionan y se convierten en productos. No obstante, en la práctica experimental los reactivos no suelen añadirse en proporciones exactamente estequiométricas, ni se encuentran totalmente puros, ni las transformaciones transcurren de manera completa.

Reactivo limitante y reactivo en exceso

El reactivo limitante es aquel que se agota primero durante el transcurso de la reacción y determina de forma estricta la cantidad máxima de producto que se puede formar. Los restantes reactivos, presentes en una cantidad superior a la exigida por la estequiometría, se denominan reactivos en exceso.

Pureza o riqueza de las muestras

Las sustancias comerciales contienen frecuentemente impurezas inertes que no intervienen en el proceso químico. La riqueza o pureza porcentual indica la fracción de masa pura contenida en una masa total de muestra impura:

Rendimiento de una reacción

En el laboratorio o en la industria, la masa real obtenida de un producto suele ser inferior a la que se calcularía teóricamente sobre el papel. Esto ocurre por la existencia de reacciones secundarias competidoras, pérdidas mecánicas durante el aislamiento o porque el sistema alcanza un estado de equilibrio químico antes de consumirse totalmente (véase «Tema 6: Equilibrio químico — Constantes de equilibrio y principio de Le Châtelier»).

3. Disoluciones y comportamiento de los gases ideales

Muchas reacciones químicas tienen lugar en fase gaseosa o en disolución acuosa. En ambos contextos es indispensable conocer con precisión la cantidad de sustancia presente en un volumen determinado de mezcla.

Expresión de la concentración en disoluciones

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más componentes: el soluto (sustancia que se encuentra habitualmente en menor proporción) y el disolvente (medio en el que se dispersa el soluto). Las magnitudes de concentración más habituales se resumen a continuación:

Gases ideales y mezclas gaseosas

En condiciones de presiones bajas o moderadas y temperaturas alejadas del punto de condensación, los gases siguen fielmente la ecuación de estado de los gases ideales:

donde la presión $P$ se expresa en atmósferas, el volumen $V$ en litros, la temperatura $T$ en kelvin (K) y la constante universal adopta el valor de $R = 0{,}082\text{ atm}\times\text{L}/(\text{mol}\times\text{K})$.

En una mezcla de gases, cada componente ejerce una presión parcial ($P_i$), que es la presión que ejercería si ocupara en solitario el volumen total a la misma temperatura. Según la ley de Dalton, la presión total es la suma de las presiones parciales de los componentes, cumpliéndose que:

4. Nomenclatura y formulación inorgánica IUPAC

La formulación química permite nombrar e identificar los compuestos sin ambigüedad siguiendo las recomendaciones de la IUPAC. En la química inorgánica se emplean preferentemente la nomenclatura de composición (mediante prefijos multiplicadores o mediante el número de oxidación) y la nomenclatura tradicional aceptada para oxoácidos:

Sustancias binarias: óxidos, hidruros y sales binarias

Se nombra en primer lugar el elemento situado más a la derecha en la fórmula (actuando con estado de oxidación negativo) terminado en -uro (o óxido en el caso del oxígeno), seguido del elemento más electropositivo:

• Prefijos multiplicadores: Se indica el número de átomos de cada elemento mediante prefijos griegos (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-...): $\text{CO}_2$ es dióxido de carbono; $\text{Fe}_2\text{O}_3$ es trióxido de dihierro; $\text{PCl}_5$ es pentacloruro de fósforo.
• Número de oxidación (sistema Stock): Se indica entre paréntesis y en números romanos el estado de oxidación del elemento electropositivo cuando posee más de uno: $\text{Fe}_2\text{O}_3$ es óxido de hierro(III); CuCl es cloruro de cobre(I).
• Hidrácidos: Los hidruros de los halógenos y calcógenos (HF, HCl, HBr, HI, $\text{H}_2\text{S}$) en estado gaseoso se denominan cloruro de hidrógeno, sulfuro de hidrógeno, etc. En disolución acuosa manifiestan carácter ácido (véase «Tema 7: Reacciones ácido-base — Teoría de Brønsted-Lowry y cálculo de pH») y se nombran tradicionalmente como ácido clorhídrico, ácido sulfhídrico, etc.

Oxoácidos y sus aniones

Los oxoácidos responden a la fórmula general $\text{H}_a\text{X}_b\text{O}_c$. La nomenclatura tradicional continúa siendo de uso generalizado en el ámbito académico y oficial:

Sales oxoácidas neutras y ácidas

Las sales neutras derivan de sustituir todos los hidrógenos del oxoácido por cationes metálicos o el catión amonio ($\text{NH}_4^+$). Por ejemplo, el $\text{KMnO}_4$ es el permanganato de potasio, el $\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7$ es el dicromato de potasio y el $(\text{NH}_4)_2\text{SO}_4$ es el sulfato de amonio.

Las sales ácidas (o hidrogenosales; no deben confundirse con las sales de carácter ácido en disolución por hidrólisis, véase «Tema 7: Reacciones ácido-base — Teoría de Brønsted-Lowry y cálculo de pH») conservan uno o más hidrógenos sin sustituir en el anión. La IUPAC recomienda anteponer la palabra hidrógeno o dihidrógeno al nombre del anión:

• $\text{KHCO}_3$: hidrogenocarbonato de potasio (conocido tradicionalmente como bicarbonato de potasio).
• $\text{Fe(HSO}_4)_3$: hidrogenosulfato de hierro(III) o tris(hidrogenosulfato) de hierro.
• $\text{NaH}_2\text{PO}_4$: dihidrogenofosfato de sodio.
• $\text{Na}_2\text{HPO}_4$: hidrogenofosfato de sodio.
• $\text{Fe}_2(\text{HPO}_4)_3$: hidrogenofosfato de hierro(III).