Reacciones químicas: leyes, estequiometría y química en la sociedad
Por Adrián Peinado, profesor de Física y Química en Secundaria
Material en revisión por el autor. Si ves un error, avísanos.
Duración: 9 sesiones · Saberes: B.5 · Criterios: 2.3, 4.1, 4.2 · Requisitos previos: unidad 2 (modelo de partículas, pV = nRT) y unidad 3 (fórmulas y masas atómicas); no se presupone Física y Química de 1.º. En la unidad 3 se vio de qué están hechas las sustancias y cómo se nombran. Esta unidad trata de cómo se transforman unas en otras.
Una reacción química no crea ni destruye átomos: los separa de unas sustancias y los recombina en otras. De esa idea tan simple salen dos consecuencias muy útiles. La primera es que la masa se conserva, siempre que se cuenten todas las sustancias, también los gases que no se ven.
Cambio físico y cambio químico
En un cambio físico las sustancias siguen siendo las mismas: el hielo que se funde sigue siendo agua y la sal disuelta se recupera evaporando el agua. En un cambio químico o reacción química, unas sustancias (los reactivos) desaparecen y aparecen otras nuevas (los productos), con propiedades distintas.
Algunos indicios de que ha habido reacción son la formación de un gas o de un sólido (precipitado) al mezclar dos disoluciones, un cambio de color o un desprendimiento o absorción de energía. Ninguno es una prueba definitiva por sí solo: el agua que hierve también desprende gas, y es un cambio físico.
Las leyes de las reacciones químicas
Por Adrián Peinado, profesor de Física y Química en Secundaria
La conservación de la masa
En un sistema cerrado, la masa total de los productos es igual a la masa total de los reactivos. Antoine-Laurent de Lavoisier convirtió esa idea en el principio de trabajo de la química al pesar con cuidado reactivos y productos en recipientes cerrados, y la formuló en su Traité élémentaire de chimie (1789).
Los gases también tienen masa
«Al quemarse, la materia desaparece». No desaparece: se convierte en gases que no se ven. Un litro de gasolina que se quema no deja casi nada en el depósito, pero sale del tubo de escape una masa de dióxido de carbono y agua mayor que la del combustible, porque incluye el oxígeno del aire. «Si se desprende un gas, la masa disminuye».
Las proporciones definidas
Un compuesto puro tiene siempre la misma composición, sea cual sea su origen o el método con que se haya preparado: el agua tiene un 11,19 % de hidrógeno en masa, tanto si procede de un glaciar como si se forma en una pila de combustible.
Marie-Anne Paulze Lavoisier, la mitad del laboratorio
La ley de conservación de la masa se asocia a un solo nombre, pero el laboratorio de Lavoisier funcionaba en pareja. Marie-Anne Paulze aprendió inglés para traducir obras de química que su marido no leía con soltura, entre ellas el Essay on Phlogiston de Richard Kirwan (1788), una defensa del flogisto, la teoría que Lavoisier quería desmo…
Qué dice una ecuación química
Una ecuación química escribe los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha de una flecha, cada uno con su fórmula y, si se quiere, su estado: (s) sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) en disolución acuosa. Los números delante de las fórmulas son los coeficientes estequiométricos.
En N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g) la ecuación dice que una molécula de nitrógeno reacciona con tres de hidrógeno para dar dos de amoniaco, y también, multiplicando todo por el mismo número enorme, que 1 mol de N₂ reacciona con 3 mol de H₂ para dar 2 mol de NH₃. Los coeficientes son proporciones entre cantidades de sustancia, no entre masas.
Cantidad de sustancia y estequiometría
Por Adrián Peinado, profesor de Física y Química en Secundaria
El mol, la masa molar y el volumen molar
Los átomos son tan pequeños que se cuentan por paquetes. La unidad de cantidad de sustancia del SI es el mol: desde 2019 se define fijando el valor exacto de la constante de Avogadro, N_A = 6,022 140 76 × 10²³ mol⁻¹ (BIPM, El Sistema Internacional de Unidades, 9.ª ed.).
4.1 · Cuánto CO₂ emite un metro cúbico de gas natural
Enunciado El gas natural es casi todo metano. Una caldera quema 1,00 m³ de metano medido a 15 °C y 101,325 kPa. a) ¿Qué masa de metano se quema? b) ¿Qué masa de CO₂ se forma? c) Comprueba que se conserva la masa. Datos: R = 8,314 J mol⁻¹ K⁻¹; masas atómicas (CIAAW): H = 1,0080; C = 12,011; O = 15,999.
- Ecuación ajustada: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Masas molares: M(CH₄) = 16,043 g/mol; M(O₂) = 31,998 g/mol; M(CO₂) = 44,009 g/mol; M(H₂O) = 18,015 g/mol.
- Cantidad de metano (gas ideal, T = 288,15 K): n = pV/(RT) = 101 325 Pa × 1,00 m³ / (8,314 J mol⁻¹ K⁻¹ × 288,15 K) = 42,29 mol.
- Masa de metano: m = n M = 42,29 mol × 16,043 g/mol = 678,5 g ≈ 0,679 kg.
- Proporción: 1 mol de CH₄ da 1 mol de CO₂, así que n(CO₂) = 42,29 mol, y m(CO₂) = 42,29 mol × 44,009 g/mol = 1861 g ≈ 1,86 kg.
- Conservación de la masa: se consumen 2 × 42,29 = 84,58 mol de O₂ (2706,7 g) y se forman 84,58 mol de H₂O (1523,9 g). Reactivos: 678,5 + 2706,7 = 3385,2 g. Productos: 1861,4 + 1523,9 = 3385,3 g. La diferencia de 0,1 g se debe solo al redondeo: sin redondear, los dos lados suman 3385,24 g.
Reactivo limitante y rendimiento
Si los reactivos no están en la proporción de la ecuación, uno se acaba antes: es el reactivo limitante, y decide cuánto producto se forma. El otro queda en parte sin reaccionar: es el reactivo en exceso. Para identificarlos se calcula cuánto haría falta de uno para consumir todo el otro, y se compara con lo que hay.
El reactivo limitante no es el que menos pesa
En la práctica casi nunca se obtiene todo el producto que predice la ecuación: hay reacciones que no se completan, reacciones secundarias y pérdidas al filtrar o trasvasar. «El limitante es el reactivo del que hay menos masa». Falso. Hay que comparar cantidades de sustancia y, además, tener en cuenta los coeficientes.
4.2 · Reactivo limitante y rendimiento en la síntesis del amoniaco
Enunciado En un reactor de síntesis de amoniaco se introducen 1,00 t de nitrógeno y 0,200 t de hidrógeno. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Qué masa de amoniaco se podría obtener como máximo? c) ¿Qué masa del reactivo en exceso sobra? d) Si en el conjunto del proceso se recogen 1,05 t de amoniaco, ¿cuál es el rendimiento? Masas atómi…
- Ecuación ajustada: N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Masas molares: M(N₂) = 28,014 g/mol; M(H₂) = 2,016 g/mol; M(NH₃) = 17,031 g/mol.
- Cantidades: n(N₂) = 1,00 × 10⁶ g / 28,014 g/mol = 3,570 × 10⁴ mol; n(H₂) = 2,00 × 10⁵ g / 2,016 g/mol = 9,921 × 10⁴ mol.
- Limitante: para consumir todo el N₂ harían falta 3 × 3,570 × 10⁴ = 1,071 × 10⁵ mol de H₂, y solo hay 9,921 × 10⁴ mol. El limitante es el hidrógeno, aunque su masa sea la quinta parte.
- Amoniaco teórico: n(NH₃) = (2/3) × 9,921 × 10⁴ mol = 6,614 × 10⁴ mol; m = 6,614 × 10⁴ mol × 17,031 g/mol = 1,126 × 10⁶ g = 1,13 t.
- Nitrógeno en exceso: reaccionan (1/3) × 9,921 × 10⁴ mol = 3,307 × 10⁴ mol de N₂, es decir, 0,926 t. Sobran 1,00 − 0,926 = 0,074 t de N₂.
- Rendimiento: 1,05 t / 1,126 t × 100 = 93,2 %.
Pan a partir del aire: la síntesis del amoniaco
Las plantas necesitan nitrógeno para fabricar proteínas y ácidos nucleicos, y aunque el aire tiene un 78 % de N₂ en volumen, casi ninguna puede usarlo directamente: el triple enlace de la molécula es muy difícil de romper.
1974: un artículo de dos páginas que cambió la política ambiental
En 1974, el químico mexicano Mario Molina y F. Sherwood Rowland, de la Universidad de California en Irvine, publicaron en Nature que los CFC, una vez en la estratosfera, liberarían cloro capaz de destruir ozono mediante el ciclo catalítico anterior. Los seres vivos son también reactores químicos, y sus reacciones obedecen las mismas leyes.
La fotosíntesis y la respiración celular son, en su balance global, reacciones inversas: 6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ (fotosíntesis, endotérmica: usa energía de la luz) C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O (respiración, exotérmica) Ambas están ajustadas: C, 6 = 6; H, 12 = 12; O, 18 = 18.
Hasta aquí la teoría
Continúa en el libro de la unidad.