4.1 Conceptos de mol soluciones y
reacciones
El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de
sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o
material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que
la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene
tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos
de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de
sustancia y su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se
da por hecho que se refiere al número de entidades.
El número de unidades elementales –átomos, moléculas,
iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas–
existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que
no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es
llamada número de Avogadro (NA) y equivale a:
Una disolución o solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia
disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en
comparación con la sustancia donde se disuelve denominada disolvente o
solvente.
Una reacción química es todo proceso químico en el
cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor
energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas
sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la
formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el
hierro.
A la representación simbólica de las reacciones se les
llama ecuaciones químicas.
4.2
Conceptos de estequiometria
En química, la
estequiometria es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes y
productos en el transcurso de una reacción química.
El primero que
enunció los principios de la estequiometria fue Jeremias Benjamin Richter
(1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la siguiente manera:
La estequiometria es
la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la
que los elementos químicos que están implicados.
Principio
En una reacción
química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos
se consumen para dar lugar a los productos.
A escala
microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre
átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se
forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley
de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes:
la conservación del
número de átomos de cada elemento químico
la conservación de la
carga total
Las relaciones
estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos
formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están
determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
Balance de materia
Una ecuación química
es la representación escrita de una reacción química. Se dice que está ajustada
o equilibrada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la
cual la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos y
en los productos de la reacción. Para respetar estas reglas, se pone delante de
cada especie química un número denominado coeficiente estequiométrico, que
indica la proporción de cada especie involucrada.
Por ejemplo, en la
reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno
molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O).
En esta ecuación, las
incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes
estequiométricos. Para calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de
conservación de la materia, por lo que la suma de los átomos cada elemento debe
ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. En el ejemplo,
para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en
los productos. De esta manera se obtiene un sistema de ecuaciones:
Hidrógeno: 4·a = 2·d
Oxígeno: 2·b = 2·c +
d
Carbono: a=c
Obteniendo en este
caso es un sistema de ecuaciones indeterminado, con tres ecuaciones y cuatro
incógnitas. Para resolverlo, se asigna un valor a una de las variables,
obteniendo así una cuarta ecuación, que no debe ser combinación lineal de las
demás. Por ejemplo: a=1.
Sustituyendo a=1 en
la primera ecuación del sistema de ecuaciones, se obtiene d=2.
Sustituyendo a=1 en
la tercera ecuación, se obtiene c=1.
Sustituyendo c=1 y
d=2 en la segunda ecuación, se obtiene b=2.
Sustituyendo los
coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción.
Ésta dice que 1
molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de
dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.
Al fijar
arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse
valores racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los
coeficientes por el mínimo común múltiplo de los denominadores. En reacciones
más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del
ion-electrón.
Coeficiente
estequiométrico
Es el coeficiente de
una especie química que le corresponde en una ecuación química dada.
El coeficiente del
metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los
coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para
ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. Es el
número de moles de cada sustancia.
Cuando el coeficiente
estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2
no llevan ningún coeficiente delante.
Mezcla, proporciones
y condiciones estequiométricas
Cuando los reactivos
de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes
estequiométricos se dice:
La mezcla es
estequiométrica;
Los reactivos están
en proporciones estequiométricas;
La reacción tiene
lugar en condiciones estequiométricas;
Las tres expresiones
tienen el mismo significado.
En estas condiciones,
si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las
cantidades estequiométricas de productos correspondientes.
Si no en esta forma,
existirá el reactivo limitante que es el que está en menor proporción y que con
base en él se trabajan todos los cálculos.
Ejemplo
¿Qué cantidad de
oxígeno es necesaria para reaccionar con 100 gramos de carbono produciendo
dióxido de carbono?
Masa atómica del
oxígeno = 15,9994.
Masa atómica del
carbono = 12,0107.
para formar una
molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de
oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.
4.3 Leyes de
estequiometricas
Ley de la conservación de la materia de Lavoisier
En toda reacción
química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a
la masa total de los productos. Es una de las leyes fundamentales en todas las
ciencias naturales, La podemos enunciar de la siguiente manera: la ley de la
conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se
conserva, es decir, la masa y materia no se crea, ni se destruye, solo se
transforma y permanece invariable.
Ley de Proust o de las proporciones constantes
En 1808, J.L. Proust
llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más
elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.
Una aplicación de la
ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un
compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro
de la molécula.
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Puede ocurrir que dos
elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de
uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo que:
los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro
guardaran entre sí una relación, expresable generalmente mediante el cociente
de números enteros sencillos.
Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792)
"Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en
cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se
combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un
múltiplo de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan
entre sí, lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos
de estos."
4.4
Ley de la conservación de la materia
La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o
ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las
ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en
1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción
química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de
los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos». Una salvedad que
hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las
que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas
hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía. Esta ley es
fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la
descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y
de los métodos gravimétricos de la química analítica.
4.5
Ley de las proporciones constantes
La ley de las
proporciones constantes o ley de las
proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual «Cuando
se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo
hacen en una relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust,
basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo
que también se conoce como Ley de Proust.
Para los compuestos que la siguen, por tanto, la
proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En
términos más modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre se
van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe
una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también
llamados berthóllidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón
entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites.
Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son
propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley.
4.6
Ley de las proporciones múltiples
La ley de
Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por John Dalton, es una de
las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico
francés Louis Joseph Gay-Lussac.
Enunciado
"Cuando un elemento se combina con otro para dar más de un
compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están
en relación de números enteros y sencillos".
Explicación
Esta ley afirma que
cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una
cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan
con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en
relación de números enteros sencillos.
Es decir, que cuando
dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se
combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de
números enteros sencillos.
Esta fue la última de las leyes ponderales en
postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado,
y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí
en distintas proporciones para formar distintos compuestos.
Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre que tienen
un 79,89% de cobre el CuO y el Cu2O que tiene un 88,82% de cobre, que equivalen
a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos
de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades
es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos
derivados de la teoría atómica.
4.7 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
La
fabricación de productos químicos es uno de los esfuerzos industriales más
grandes del mundo. Las industrias químicas son la base de cualquier sociedad
industrial. Dependemos de ellas respecto a productos que utilizamos a diario
como gasolina y lubricantes de la industria del petróleo; alimentos y medicinas
de la industria alimentaria; telas y ropa de las industrias textiles. Estas son
sólo unos cuantos ejemplos pero casi todo lo que compramos diariamente se
fabrica mediante algún proceso químico o al menos incluye el uso de productos
químicos.
Por
razones económicas los procesos químicos y la producción de sustancias químicas
deben realizarse con el menor desperdicio posible, lo que se conoce como
"optimización de procesos". Cuando se tiene una reacción química, el
Químico se interesa en la cantidad de producto que puede formarse a partir de
cantidades establecidas de reactivos. Esto también es importante en la mayoría
de las aplicaciones de las reacciones, tanto en la investigación como en la
industria.
En una
reacción química siempre se conserva la masa, de ahí que una cantidad
específica de reactivos al reaccionar, formará productos cuya masa será igual a
la de los reactivos. Al químico le interesa entonces la relación que guardan entre
sí las masas de los reactivos y los productos individualmente.
Los cálculos que comprenden estas relaciones de masa se conocen como cálculos estequiométricos.
La estequiometría
es el concepto usado para
designar a la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas de
las sustancias y sus reacciones. En su origen etimológico, se compone de dos
raíces , estequio que se refiere a las partes o elementos de los
compuestos y metría, que dice sobre la medida de las masas.
Cuando
se expresa una reacción, la primera condición para los cálculos estequimétricos
es que se encuentre balanceada, por ejemplo :
Mg + O2 ® MgO
2 Mg + O2 ® 2 MgO Reacción balanceada
2 Mg + O2 ® 2 MgO Reacción balanceada
La reacción anterior se lee como : 2 ATG de Magnesio reaccionan con un mol
de Oxígeno y producen 2 moles de Oxído de magnesio (reacción de síntesis)
2ATG Mg = 49 g 1 mol de O2 = 32 g 2 moles de MgO = 81 g
2ATG Mg = 49 g 1 mol de O2 = 32 g 2 moles de MgO = 81 g
|
49 g
|
+
|
32 g
|
=
|
81 g
|
|
2Mg
|
+
|
O2
|
®
|
2 MgO
|
Lo que demuestra la ley de Lavoisiere " la materia no se crea ni se
destruye, sólo se transforma " , cuando reaccionan 49g más 32g y se
producen 81 g .
¿Cómo se realizan los cálculos estequiométricos?
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