Cuatro preguntas sobre cálculos en las reacciones químicas

He elaborado unos apuntes sobre los cálculos en las reacciones químicas (estequiometría) y el concepto de mol para mi alumnado de 3º de ESO, a modo de introducción a este tema que no pocos quebraderos de cabeza ocasiona en los estudiantes. He tratado de suavizar la cosa. Lo comparto aquí con todos.

[Procedencia de la imagen aquí (Wikipedia)]

¿Pero… qué ocurre en una REACCIÓN QUÍMICA?

Ya sabéis de 2º de ESO que en un CAMBIO QUÍMICO las sustancias se transforman en otras con fórmulas diferentes y propiedades diferentes. A veces podemos observar el cambio químico, o REACCIÓN QUÍMICA, mediante un cambio de color, un calentamiento, un burbujeo (desprendimiento de gases) o la aparición de un sólido que no se disuelve y se va al fondo del líquido (precipitado).

Lo que hay que tener muy claro es que en una reacción química los átomos que forman las moléculas de los REACTIVOS se separan (debido a los choques eficaces) y vuelven a unirse de manera diferente para formar otras moléculas, los PRODUCTOS. Es decir, los mismos átomos tenemos al principio (en los reactivos) que al final (en los productos) pero unidos de manera diferente, formando moléculas diferentes. Por eso, para escribir correctamente una ecuación química (representación esquemática de una reacción química) hay que AJUSTARLA. Y también se deduce de aquí que si tenemos los mismos átomos al principio y al final, la MASA debe permanecer constante o invariable. Es LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER (aunque de forma independiente ya la había descubierto antes el ruso LOMONÓSOV, del que nadie se acuerda salvo los rusos). Esta es la ley más importante de la Química y dice que en toda reacción química la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos que se forman (la materia ni se crea ni se destruye, solo se transforma). Por ejemplo, si desaparecen 35 g de reactivos se forman 35 g de productos.

[El gran polímata ruso del siglo XVIII, M. LOMONÓSOV, pionero en numerosos campos del conocimiento, se anticipó a Lavoisier en el descubrimiento de la conservación de la materia. Procedencia de la imagen aquí]

 ¿Será importante entonces conocer la masa de las moléculas, no?

Efectivamente. Para poder hacer cálculos con las REACCIONES QUÍMICAS lo primero que hay que hacer es calcular las masas de las moléculas de reactivos y productos a partir de sus fórmulas (¡qué importante es la FORMULACIÓN QUÍMICA!) y de las masas atómicas de los elementos que forman las moléculas. ¡Ah! Aunque hay sustancias iónicas (que forman cristales, no moléculas) a la hora de hacer los cálculos podemos suponer que todas las sustancias están formadas por moléculas.

Calcular MASAS MOLECULARES es de lo más fácil. La masa de una molécula es la suma de las masas de los átomos que la forman. Las MASAS ATÓMICAS las miramos en la TP. Veamos varios EJEMPLOS. Llamaremos A a la masa atómica del elemento y M a la masa molecular de la sustancia simple o compuesta.

a) O₂ (oxígeno o dioxígeno).

A (O) = 16

M (O₂) = 2 x 16 = 32

(la unidad es la unidad de masa atómica, u, pero no se suele poner; recuerda que tanto el protón como el neutrón tienen una masa de 1 u)

b) H₂O (agua u oxidano).

A (H) = 1       A (O) = 16

M (H₂O) = 2 x 1 + 16 = 18

c) H₂SO₄ (ácido sulfúrico).

A (H) = 1       A(S) = 32      A (O) = 16

M (H₂SO₄) = 2 x 1 + 32 + 4 x 16 = 98

d) C₆H₁₂O₆ (glucosa).

A (C) = 12      A (H) = 1       A (O) = 16

M (C₆H₁₂O₆) = 6 x 12 + 12 x 1 + 6 x 16 = 180

e) Ca (OH)₂ (hidróxido de calcio)

Cuando hay paréntesis el subíndice multiplica a lo que hay dentro de dicho paréntesis.

A (Ca) = 40    A (H) = 1       A (O) = 16

M [Ca (OH)₂] = 40 + 2 x 16 + 2 x 1 = 74

¿Qué es un MOL?

Gran pregunta. El mol es la unidad de cantidad de sustancia del S.I. y es la unidad que se emplea en los cálculos de las reacciones químicas.

Un MOL es la cantidad de sustancia (simple o compuesta) que contiene un número fijo de partículas (átomos, iones o moléculas, u otras partículas, dependiendo de a qué hagamos referencia). Este número es enorme, 6,022 multiplicado por 10 elevado a 23 (6022 seguido de 20 ceros, ¡toma ya!), y se llama número de Avogadro. Siempre que hablemos de 1 mol tendremos 6,022 multiplicado por 10 elevado a 23 partículas, igual que siempre que tengamos una docena (de huevos, de plátanos, de canicas, etc.) tendremos 12 unidades. Pero, claro, no tendrá la misma masa una docena de canicas (12 canicas) que una docena de melones (12 melones), pues un melón tiene mucha mayor masa que una canica. De igual manera, no tendrá la misma masa un mol de moléculas de H₂O (6,022 multiplicado por 10 elevado a 23 moléculas de H₂O) que un mol de moléculas de C₆H₁₂O₆ (6,022 multiplicado por 10 elevado a 23 moléculas de C₆H₁₂O₆).

[AVOGADRO. Procedencia de la imagen aquí]

Para saber cuántos gramos de una determinada sustancia molecular son 1 mol (6,022 multiplicado por 10 elevado a 23 moléculas) es muy fácil, porque numéricamente coincide con la masa molecular (que ya sabes calcular). Así, si M (H₂O) = 18, entonces 1 mol de moléculas de H₂O tiene una masa de 18 gramos (el mismo número). Y si M (C₆H₁₂O₆) = 180, entonces … , sí, 1 mol de moléculas de C₆H₁₂O₆ tiene 180 gramos de masa pero, en ambos casos, tenemos 6,022 multiplicado por 10 elevado a 23 moléculas (de H₂O en el primer caso y de C₆H₁₂O₆ en el segundo). Es lo que tiene ese gigantesco y maravilloso número de Avogadro (que ha de ser un número enorme porque las partículas que forman la materia son minúsculas, diminutas, y en cualquier pizca de sustancia habrá un número muy, pero que muy grande de ellas).

¿Y por qué se aplica el concepto de MOL en los cálculos con reacciones químicas?

Porque una ecuación química puede expresarse igualmente hablando de moléculas o de moles y los moles podemos relacionarlos fácilmente con los gramos (que son las cantidades que se miden en las balanzas de los laboratorios), tal como se ha explicado antes (1 mol de una sustancia es numéricamente igual a su masa molecular expresada en gramos). Por ejemplo (reacción de combustión del metano):

[Imagen de WIKIPEDIA]

Cada molécula de CH₄ reacciona con 2 moléculas de O₂ para formar 1 molécula de CO₂ y 2 moléculas de H₂O.

O podemos decir:

Cada mol de CH₄ (16 g) reacciona con 2 moles de O₂ (2 x 32 = 64 g) para formar 1 mol de CO₂ (44 g) y 2 moles de H₂O (2 x 18 = 36 g). Como ves, se cumple la ley de conservación de la masa: si desaparecen 80 g de reactivos es porque se transforman en otros 80 g de productos.

¿Te atreves tú a hacer lo mismo con la reacción de combustión del gas butano (C4H10)?

¡Uff! ¡Vaya tela con los cálculos estequiométricos!