Última actualización: 2026-07-01

Qué responde la estequiometría de gases

Una ecuación química ajustada indica cómo se relacionan las cantidades de reactivos y productos. Cuando uno de esos productos es un gas, surge una pregunta natural: ¿cuánto gas —medido como volumen— produce la reacción? La estequiometría de gases responde justamente a eso, tendiendo un puente entre la contabilidad en moles de la ecuación y el volumen físico que ocupa un gas.

El cálculo tiene dos partes. Primero, la relación molar de la ecuación ajustada convierte la cantidad de una sustancia conocida en moles de gas. Después, la ley de los gases ideales transforma esos moles en un volumen a la temperatura y presión donde se recoge el gas.

Los dos pasos

Paso 1 — relación molar

Si la sustancia conocida aparece con coeficiente $a$ y el gas producto con coeficiente $b$ en la ecuación ajustada, entonces

La razón $b/a$ se lee directamente de los coeficientes; para este paso no interviene nada más de la ecuación.

Paso 2 — ley de los gases ideales

Con los moles de gas en mano, la ley de los gases ideales da el volumen:

Aquí $R$ es la constante de los gases, $T$ la temperatura absoluta y $P$ la presión. Usar $R = 0{,}082057$ L·atm·mol⁻¹·K⁻¹ mantiene el volumen en litros cuando la presión está en atmósferas y la temperatura en kelvin.

Ejemplo resuelto

El peróxido de hidrógeno se descompone según

¿Cuántos litros de oxígeno se forman cuando se descomponen 2 mol de H₂O₂ a 0 °C y 1 atm?

1. Relación molar: la conocida es H₂O₂ con coeficiente 2, el gas es O₂ con coeficiente 1, así que n(O₂) = 2 × 1/2 = 1 mol.
2. Ley de los gases ideales: V = (1 × 0,082057 × 273,15) / 1 = 22,41 L.

Así, 2 mol de peróxido de hidrógeno liberan unos 22,41 L de oxígeno en condiciones estándar de temperatura y presión.

Partir de una masa

Las reacciones suelen pesarse en lugar de medirse en moles. Para partir de una masa, conviértela primero en moles dividiéndola entre la masa molar y luego introduce el resultado como cantidad conocida. Por ejemplo, 68 g de H₂O₂ (masa molar 34 g/mol) son 2 mol, el valor usado en el ejemplo anterior. La relación molar y la ley de los gases continúan después sin cambios.

Elegir temperatura y presión

El volumen de un gas depende de las condiciones a las que se mide, así que la temperatura y la presión introducidas deben coincidir con el lugar donde se recoge el gas. Dos referencias aparecen constantemente: la STP antigua de 0 °C y 1 atm da un volumen molar de 22,41 L/mol, mientras que la STP de la IUPAC de 0 °C y 100 kPa da 22,71 L/mol. Cuando un problema describe condiciones ambientales, úsalas: el volumen aumenta en proporción a la temperatura absoluta y disminuye de forma inversa con la presión.

Cuándo falla la suposición de gas ideal

La ley de los gases ideales trata las moléculas como partículas puntuales sin atracción mutua, lo que se cumple bien a baja presión y alta temperatura. Cerca del punto de ebullición de un gas o a alta presión, las fuerzas intermoleculares y el tamaño molecular finito causan desviaciones medibles, y un modelo de gas real como la ecuación de van der Waals da una estimación más cercana. Para las temperaturas y presiones de los problemas habituales de aula y laboratorio, el resultado del gas ideal es lo bastante preciso.

Cálculos relacionados

El paso de la relación molar es el corazón de todo problema de estequiometría, y el paso de la ley de los gases es común con las calculadoras de volumen molar y de gas ideal. Cuando la cantidad conocida se da como masa, una conversión mol–masa precede a este cálculo; cuando el gas es uno de varios productos que compiten por un reactivo limitante, antes va un análisis del reactivo limitante.