Las leyes estequiométricas y las ecuaciones químicas.
Ya vimos al hablar de la teoría atómica las principales leyes que rigen a las transformaciones químicas:
· Ley de conservación de la masa y la energía
· Ley de las proporciones definidas.
· Ley de las proporciones múltiples.
La representación de una reacción química mediante una ecuación fue utilizada por vez primera por Lavoisier en 1789. Utilizaba los nombres de las sustancias participantes, relacionándolos mediante igualdades, a consecuencia de la verificación experimental de su Ley de Conservación de la Masa. En 1800, Dalton introdujo una representación más simbólica con pictogramas, que representaban, mediante círculos con signos en su interior, los elementos conocidos hasta esa fecha. Pero fue el sistema propuesto por el químico sueco Berzelius el que ha prevalecido, con ligeras modificaciones, hasta nuestros días. Está basado en la representación de los elementos químicos con sus iniciales en latín, y relaciona las sustancias que reaccionan (sustancias reaccionantes), con las que se obtienen (productos) mediante el signo de la igualdad, que durante la primera mitad del siglo XX fue sustituido por una flecha.
La teoría atómica de Dalton dio lugar a una interpretación lógica de las cantidades con que los elementos reaccionan entre sí. Un postulado básico de esta teoría afirma que cualquier compuesto químico debe tener una composición constante. El químico alemán Richter introdujo por primera vez el término estequiometría; aunque su significado actual es más amplio que el descrito por Richter, quien lo relacionaba con las cantidades de ácidos y bases que se neutralizaban entre sí. Hoy no sólo hace referencia a la medida de las masas de los compuestos que reaccionan, como es su significado etimológico (stoiceiox, elemento; metron, medida), sino también a la proporción cuantitativa en que lo hacen.
Podemos, pues, definir una ecuación química como la representación simbólica de una reacción química donde aparecen todas las sustancias que intervienen en ella, diferenciando los reactivos de los productos y mostrando las relaciones ponderales en que reaccionan y se forman, respectivamente. Es por ello que el ajuste de la ecuación química es fundamental para cualquier cálculo químico.
Así, la reacción de combustión del metano se representa mediante la ecuación:
La ecuación indica que por cada molécula de metano se necesitan 2 de oxígeno para que tenga lugar la reacción, y que se forman 1 molécula de dióxido de carbono y 2 de agua. O que 2 moléculas de metano necesitan 4 de oxígeno, etc. Es decir, el metano y el oxígeno reaccionan en relación molecular 1:2; análogamente, describiríamos la proporción de los productos.
Relaciones másicas y de volúmenes de los gases
De manera similar a como expresamos las relaciones entre los moles, podemos proceder con las masas de las sustancias y con los volúmenes de los gases, a temperatura y presión normal, TPN (0°C y 1 atmósfera de presión). Conociendo la ley de los gases ideales:
Si consideramos la presión de 1 atmósfera, una temperatura de 273 °K y el valor de la constante de los gases cuando expresamos la presión y la temperatura en las unidades mencionadas y el volumen en litros igual a 0.082057 atm L °K-1 mol-1, tendremos que 1 mol de un gas ocupará en las condiciones denominadas normales un volumen de:
Tomando en cuenta lo anterior,
para determinar las relaciones entre las de las sustancias involucradas en una
reacción química, basta multiplicar la masa molar de las sustancias por el
coeficiente de esa sustancia en la ecuación debidamente balanceada.
Entonces, las relaciones cuantitativas para la reacción de combustión del metano, considerando las masas atómicas en números exactos (C – 12, O – 16, H – 1), son:
Esto nos permite utilizar las distintas maneras de expresar las cantidades de las sustancias involucradas y preguntarnos, por ejemplo, cuántos L de CO2 a TPN se obtienen de la combustión de 8 gramos de metano. Por supuesto, considerando las condiciones específicas de temperatura y presión, se pueden calcular volúmenes o moles de gases en otras condiciones.
La pureza de las sustancias
En la mayoría de los procesos químicos con los cuales Ustedes se van a relacionar en su vida profesional, se utilizan reactivos que no son 100% puros. Es importante considerar entonces el porcentaje de pureza de las sustancias en los cálculos químicos. Ilustremos con un ejemplo. ¿Cuántos moles de óxido de calcio y qué volumen de CO2 a TPN se puede obtener por calcinación de 100 g de una piedra caliza que tiene un 70 % de carbonato de calcio? Considere que la masa atómica del calcio es 40, del oxígeno 16 y del carbono 12.
Nuestra reacción y las relaciones cuantitativas involucradas serían:
No resulta difícil ver que:
Sustancia limitante
A menudo en las reacciones químicas no se utilizan los reactivos en las proporciones exactas determinadas por la relación molar de la ecuación balanceada. En esos casos, una de las sustancias reaccionantes, la que esté en menor proporción que la necesaria, se agotará primero. Esa es la sustancia limitante Al agotarse se termina la reacción y no es posible obtener más cantidades de los productos de la reacción. Para determinar cuál es la sustancia limitante, se determinan las cantidades necesarias de los reactivos, partiendo de uno de ellos. Si la cantidad requerida de alguno es mayor que la disponible, esa es la sustancia limitante, si no, se encuentra en exceso.
Por ejemplo, se queman 32 g de metano en un recipiente que contiene una mezcla de 4 moles de nitrógeno y 1 mol de oxígeno. ¿Qué volumen de CO2 a TPN se formará?
De las proporciones para la reacción de combustión del metano tenemos:
Y evidentemente se formarán 11.2 L de CO2 a TPN.
Ahora les dejo una simulación PHET sobre reacciones para que practiquen lo de la sustancia limitante. Buena suerte con la puntuación del juego.
Rendimiento de una reacción química
En los procesos químicos, industriales o no, que Ustedes van a encontrar en su vida profesional, por determinadas circunstancias, una reacción química involucrada no se va a producir completamente. Se habla en estos casos del rendimiento de una reacción. El mismo se expresa en porcentaje y se calcula como el cociente entre la cantidad de un producto de la reacción y la cantidad teórica que se obtendría a partir de las cantidades utilizadas de los reactivos (habida cuenta de su pureza y de que haya una sustancia limitante).
En el último ejemplo visto, si nos dicen que se obtuvieron 11 g de CO2 y nos piden determinar el rendimiento de la reacción, el cálculo sencillo nos indica que 11g de CO2 son 0.25 moles y como teóricamente debían formarse 11.2 L de CO2 a TPN (0.5 moles), nuestro rendimiento es de 50% (0.25×100/0.5).
Ahora, es necesario resolver ejercicios y problemas para consolidar lo visto. Les sugiero ver la sección de estequiometría del Curso de Introducción en Química General del Departamento de Química Orgánica de la Escuela de Ingenieros Industriales de la U. de Valladolid (ver menú de material adicional) y resolver los ejercicios de los aspectos 2,3 y 4, que veremos en clase.