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. La segunda es que las cantidades que reaccionan guardan proporciones fijas, que se pueden calcular de antemano. A ese cálculo se le llama estequiometría, y es la base de cualquier proceso químico, desde una práctica de instituto hasta una planta de fertilizantes. La unidad termina con dos casos reales en los que la química ha cambiado la vida de miles de millones de personas: la síntesis del amoniaco y la capa de ozono.

Qué ocurre en una reacción química

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. La prueba es que se forma una sustancia nueva.

El modelo de partículas: átomos que cambian de pareja

Con el modelo de partículas de la unidad 2, una reacción es una reorganización de átomos. Cuando el metano arde, sus moléculas chocan con las de oxígeno; se rompen los enlaces C–H y O=O y se forman enlaces nuevos C=O y O–H. Al final hay moléculas de dióxido de carbono y de agua, pero los átomos son los mismos que había al principio, en el mismo número y del mismo tipo:

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Para que dos moléculas reaccionen tienen que chocar con energía suficiente y con la orientación adecuada (teoría de colisiones). Eso explica qué hace más rápida una reacción: subir la temperatura (choques más frecuentes y más energéticos), aumentar la concentración de los reactivos (más choques), dividir un sólido en trozos pequeños (más superficie de contacto) o añadir un catalizador, una sustancia que hace la reacción más rápida sin consumirse en ella. Los catalizadores aparecen dos veces en esta unidad: uno que la humanidad ha aprovechado (el hierro en la síntesis del amoniaco) y otro que ha causado un problema global (el cloro en la estratosfera).

Reacciones y energía

Toda reacción va acompañada de un intercambio de energía con el entorno, porque romper enlaces cuesta energía y formarlos la libera. Si el balance es una salida de energía, la reacción es exotérmica (las combustiones, que se aprovechan para calentar y mover motores); si es una entrada, endotérmica (la descomposición de la caliza en un horno de cal, CaCO₃ → CaO + CO₂, que necesita calentarse continuamente). El cálculo de esa energía y del consumo energético se trata en la unidad 5.

Las leyes de las reacciones químicas

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). Desde el modelo de partículas es inmediata: si los átomos no se crean ni se destruyen, y cada átomo conserva su masa, la masa total no puede cambiar.

La ley parece fallar cuando en la reacción entra o sale un gas en un recipiente abierto, y por eso costó tanto establecerla:

  • Una cinta de magnesio que arde se convierte en un polvo blanco, óxido de magnesio, que pesa más que la cinta: 2 Mg + O₂ → 2 MgO. El oxígeno del aire queda incorporado al producto.
  • Un trozo de madera que arde deja unas cenizas que pesan menos: el dióxido de carbono y el vapor de agua formados escapan al aire.

En ambos casos la masa se conserva si se pesan también los gases. Lavoisier insistió en hacer las reacciones en recipientes cerrados justamente por eso.

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. Es la ley de las proporciones definidas, que defendió Joseph-Louis Proust, químico francés que a finales del siglo XVIII dirigió en Segovia el Real Laboratorio de Química (UCM, El Real Laboratorio de Chimîa dirigido por Luis Proust). Desde el modelo de partículas se explica también de forma inmediata: si el agua está formada por moléculas H₂O, la proporción entre hidrógeno y oxígeno es la misma en todas ellas. La comprobación numérica: 2 × 1,0080 / 18,015 = 0,1119.

Los volúmenes de los gases

En 1808 Joseph-Louis Gay-Lussac observó que, cuando reaccionan gases medidos a la misma presión y temperatura, sus volúmenes guardan relaciones de números enteros sencillos: dos volúmenes de hidrógeno con uno de oxígeno dan dos de vapor de agua. Amedeo Avogadro lo explicó en 1811 con una hipótesis que hoy es una consecuencia de la ecuación de los gases ideales de la unidad 2: volúmenes iguales de gases distintos, a la misma presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. En efecto, de pV = nRT, si p, V y T son iguales, n también lo es.

La ecuación química y su ajuste

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.

Una ecuación está ajustada cuando hay el mismo número de átomos de cada elemento a los dos lados de la flecha (y, si hay iones, la misma carga total). Ajustar es imponer la conservación de los átomos y, con ella, la de la masa.

Procedimiento

Cómo ajustar una ecuación química por tanteo

  1. Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos. A partir de aquí no se tocan: solo se añaden coeficientes delante.
  2. Empieza por el elemento que aparezca en menos sustancias, dejando para el final el hidrógeno y el oxígeno si están en varias, y los elementos que aparecen solos (como el O₂).
  3. Ajusta un elemento cada vez poniendo coeficientes; vuelve a contar los demás después de cada cambio.
  4. Si para ajustar un elemento que va solo necesitas una fracción (13/2 O₂), multiplica toda la ecuación por el denominador para quedarte con números enteros.
  5. Comprueba elemento por elemento y asegúrate de que los coeficientes son los enteros más pequeños posibles.

Ejemplo, la combustión del butano: C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O. El carbono pide 4 CO₂; el hidrógeno, 5 H₂O. A la derecha hay entonces 4 × 2 + 5 = 13 átomos de O, así que hacen falta 13/2 O₂. Multiplicando por 2:

2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O

Comprobación: C, 8 = 8; H, 20 = 20; O, 26 = 16 + 10.

Coeficientes y subíndices: no son intercambiables

El subíndice forma parte de la fórmula e indica cuántos átomos hay en una molécula o unidad fórmula; el coeficiente indica cuántas moléculas o unidades fórmula intervienen. Al ajustar H₂ + O₂ → H₂O falta un oxígeno a la derecha. La tentación es escribir H₂O₂, que tiene los oxígenos que faltan, pero entonces la ecuación ya no describe la formación de agua sino la de peróxido de hidrógeno, otra sustancia con otras propiedades (unidad 3). El ajuste correcto cambia coeficientes: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O.

Cantidad de sustancia y estequiometría

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.). Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 140 76 × 10²³ entidades (átomos, moléculas, iones o unidades fórmula, según se especifique).

La masa molar, M, es la masa de un mol. Su valor en g/mol coincide con la masa relativa de la fórmula, que se obtiene sumando las masas atómicas de la unidad 3: M(H₂O) = 2 × 1,0080 + 15,999 = 18,015 g/mol. Las relaciones que se usan en todos los problemas son:

  • n = m / M (cantidad de sustancia a partir de la masa).
  • N = n · N_A (número de entidades).
  • Para un gas ideal, n = pV / (RT) (unidad 2). A 0 °C y 100 kPa, un mol de cualquier gas ideal ocupa V = RT/p = 8,314 J mol⁻¹ K⁻¹ × 273,15 K / 100 000 Pa = 0,022 71 m³ = 22,71 L; a 0 °C y 101,325 kPa, 22,41 L. Este volumen molar no hace falta memorizarlo: se calcula con pV = nRT en las condiciones de cada problema.

El método estequiométrico

Las masas no se pueden comparar directamente porque cada sustancia tiene su masa molar; las cantidades de sustancia sí, porque son proporcionales a los coeficientes. Todo cálculo estequiométrico sigue tres pasos: masa (o volumen) del dato → mol del dato → mol de la incógnita (con los coeficientes) → masa (o volumen) de la incógnita.

Ejercicio resuelto 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.

Solución paso a paso

  1. 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.
  2. 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.
  3. Masa de metano: m = n M = 42,29 mol × 16,043 g/mol = 678,5 g ≈ 0,679 kg.
  4. 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.
  5. 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.

Análisis de unidades: Pa · m³ = (N/m²) · m³ = N · m = J, y J / (J mol⁻¹ K⁻¹ · K) = mol. Después, mol × g/mol = g. Los datos tienen tres cifras significativas, así que el resultado es 1,86 kg de CO₂.

¿Es razonable? El CO₂ que sale pesa casi el triple que el metano que entra, porque cada molécula de CO₂ lleva dos átomos de oxígeno tomados del aire. No es una paradoja, sino la ley de conservación de la masa aplicada a todas las sustancias, incluidas las que no se ven.

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.

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 rendimiento compara lo obtenido con lo teórico:

rendimiento (%) = masa real de producto / masa teórica de producto × 100

Un rendimiento mayor del 100 % no es un éxito, sino la señal de un error: el producto está húmedo, lleva impurezas o se ha pesado mal.

Ejercicio resuelto 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 atómicas (CIAAW): H = 1,0080; N = 14,007.

Solución paso a paso

  1. 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.
  2. 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.
  3. 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.
  4. 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.
  5. 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.
  6. Rendimiento: 1,05 t / 1,126 t × 100 = 93,2 %.

Análisis de unidades: t → g (× 10⁶) antes de dividir entre g/mol; mol × g/mol = g; en el rendimiento, t / t se cancela.

¿Es razonable? Conservación de la masa: 1,126 t de NH₃ + 0,074 t de N₂ sobrante = 1,200 t, lo mismo que entró. El rendimiento es menor que el 100 %, como debe ser. (El 93,2 % es un dato del ejercicio, no el de una planta concreta.)

La química en la sociedad

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. A comienzos del siglo XX los abonos nitrogenados procedían de depósitos naturales limitados, como el nitrato de Chile. La reacción N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ resolvió el problema: el amoniaco es la materia prima de casi todos los fertilizantes nitrogenados.

La síntesis del amoniaco ilustra todo lo que se ha visto en la unidad: una ecuación ajustada que fija las proporciones, un catalizador que hace viable la reacción y unas condiciones elegidas para obtener el máximo producto con el mínimo gasto. También muestra que la química industrial no es neutral: el mismo proceso alimenta a miles de millones de personas y contribuye a la contaminación por nitratos, un problema que se retoma en la unidad 10.

La química de la atmósfera: el agujero de la capa de ozono

En la estratosfera, el ozono (O₃) absorbe gran parte de la radiación ultravioleta del Sol. Los clorofluorocarbonos (CFC), gases muy estables que se usaban en frigoríficos y aerosoles, llegan sin descomponerse hasta allí, donde la radiación ultravioleta libera átomos de cloro. Cada átomo de cloro actúa como catalizador:

Cl + O₃ → ClO + O₂

ClO + O → Cl + O₂

Sumando las dos etapas, el cloro se cancela y queda la reacción global O₃ + O → 2 O₂. El átomo de cloro se regenera y puede destruir muchas moléculas de ozono antes de quedar retenido en otro compuesto.

Puente con la biología: las reacciones de la vida

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. Lo que la célula hace en muchas etapas, cada una con su enzima (un catalizador biológico), se resume en una sola ecuación con las mismas proporciones que la combustión de la glucosa. Las biomoléculas se estudian en la unidad 12, y el papel de la fotosíntesis en los ecosistemas, en la unidad 9.

Glosario

  • Reacción química: proceso en el que unas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos) por reorganización de sus átomos.
  • Ley de conservación de la masa: en un sistema cerrado, la masa total de los productos es igual a la de los reactivos.
  • Ley de las proporciones definidas: un compuesto puro tiene siempre la misma composición en masa.
  • Ecuación química ajustada: representación de una reacción con el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados.
  • Coeficiente estequiométrico: número que precede a una fórmula en una ecuación ajustada; indica proporciones entre cantidades de sustancia.
  • Mol: unidad de cantidad de sustancia del SI; contiene exactamente 6,022 140 76 × 10²³ entidades.
  • Masa molar: masa de un mol de una sustancia, en g/mol.
  • Estequiometría: cálculo de las cantidades de reactivos y productos a partir de la ecuación ajustada.
  • Reactivo limitante: reactivo que se consume por completo y determina la cantidad de producto.
  • Rendimiento: cociente entre la cantidad de producto obtenida y la teórica, en porcentaje.
  • Catalizador: sustancia que aumenta la velocidad de una reacción sin consumirse en ella.

Para profundizar

  • El Sistema Internacional de Unidades (SI), 9.ª edición — BIPM. La definición del mol y del valor exacto de la constante de Avogadro desde 2019. bipm.org
  • Balanceo de ecuaciones químicas — PhET, Universidad de Colorado. Simulación en español para ajustar ecuaciones contando átomos a cada lado. phet.colorado.edu
  • Reactivos, productos y excedentes — PhET, Universidad de Colorado. Simulación en español sobre reactivo limitante y reactivo en exceso. phet.colorado.edu
  • Smil, V. (2001). Enriching the Earth: Fritz Haber, Carl Bosch, and the Transformation of World Food Production — MIT Press. Historia de la síntesis del amoniaco y de sus consecuencias para la alimentación mundial.

Preguntas para reflexionar

  1. La síntesis del amoniaco permite alimentar a una parte enorme de la humanidad y, a la vez, contribuye a contaminar ríos y acuíferos. ¿Cómo debería decidir una sociedad sobre una tecnología con efectos tan opuestos?
  2. Molina y Rowland predijeron un daño a la capa de ozono antes de que se midiera. ¿Qué papel debe tener una predicción científica bien fundamentada en las decisiones políticas cuando todavía no hay pruebas directas del daño?
  3. Si la masa se conserva siempre, ¿adónde va el combustible que gasta un coche? ¿Por qué esa respuesta es importante para entender el cambio climático?

Bibliografía

  1. Real Decreto 243/2022, de 5 de abril, por el que se establecen la ordenación y las enseñanzas mínimas del Bachillerato. BOE-A-2022-5521, anexo II, «Ciencias Generales». https://www.boe.es/buscar/act.php?id=BOE-A-2022-5521
  2. Bureau International des Poids et Mesures (2019). Le Système international d’unités (SI) / The International System of Units (SI), 9.ª ed. Sèvres: BIPM. https://www.bipm.org/en/publications/si-brochure
  3. Prohaska, T., Irrgeher, J., Benefield, J., Böhlke, J. K., Chesson, L. A., Coplen, T. B. et al. (2022). Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry, 94(5), 573-600. https://doi.org/10.1515/pac-2019-0603
  4. Erisman, J. W., Sutton, M. A., Galloway, J., Klimont, Z. y Winiwarter, W. (2008). How a century of ammonia synthesis changed the world. Nature Geoscience, 1, 636-639. https://doi.org/10.1038/ngeo325
  5. Molina, M. J. y Rowland, F. S. (1974). Stratospheric sink for chlorofluoromethanes: chlorine atom-catalysed destruction of ozone. Nature, 249, 810-812. https://doi.org/10.1038/249810a0
  6. Lavoisier, A.-L. (1789). Traité élémentaire de chimie. París: Cuchet.
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Notas de esta unidad

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