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):
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!
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