EstequiometrÃa quÃmica
Comencemos con una reacción quÃmica, la de formación del cloruro de hidrógeno (ClH) a partir del hidrógeno (H2) y el cloro(Cl2).
H2 + Cl2 --------------> 2ClH (Reacción 1)
Esta reacción indica que una molécula de hidrógeno se combina con una molécula de cloro para dar dos moléculas de ClH.
Entender esto es muy importante para evitar caer en el error común de pensar que la indicación es que un gramo de hidrógeno reacciona con un gramo de cloro para producir 2 gramos de ClH. ¡Eso es un gran disparate! La ecuación quÃmica habla de cantidades de moléculas (o átomos en otros casos) y no de cantidades en masa de los reaccionantes.
Lo que si es correcto, es decir que 10 moléculas de hidrógeno reaccionan con 10 moléculas de cloro para formar 20 moléculas de ClH, o 100 de cada una para 200 moléculas de producto, o 1000 de cada una para 2000 de producto y asà sucesivamente.
Pero dado su tamaño, contar el número de las moléculas que hay en cualquier cantidad de masa de una sustancia, por pequeña que sea, es tarea algo menos que imposible, de modo que este impráctico método hay que desecharlo, hay que buscar otra forma de saber cuantas moléculas hay en una cierta cantidad de masa de manera mas efectiva que contándolas una a una, o, al contrario, cuanta masa tiene un determinado número de moléculas. Si logramos establecer una relación entre el número de moléculas de una sustancia y su masa el asunto queda resuelto, con ello se puede convertir fácilmente a masa la igualdad establecida en la ecuación quÃmica de la reacción 1 entre número de moléculas (o átomos). El "puente" entre la cantidad de moléculas y su masa se llama mol y el concepto fue fruto del trabajo con gases de Amedeo Avogadro un fÃsico y quÃmico italiano.
H2 + Cl2 --------------> 2ClH (Reacción 1)
Esta reacción indica que una molécula de hidrógeno se combina con una molécula de cloro para dar dos moléculas de ClH.
Entender esto es muy importante para evitar caer en el error común de pensar que la indicación es que un gramo de hidrógeno reacciona con un gramo de cloro para producir 2 gramos de ClH. ¡Eso es un gran disparate! La ecuación quÃmica habla de cantidades de moléculas (o átomos en otros casos) y no de cantidades en masa de los reaccionantes.
Lo que si es correcto, es decir que 10 moléculas de hidrógeno reaccionan con 10 moléculas de cloro para formar 20 moléculas de ClH, o 100 de cada una para 200 moléculas de producto, o 1000 de cada una para 2000 de producto y asà sucesivamente.
Pero dado su tamaño, contar el número de las moléculas que hay en cualquier cantidad de masa de una sustancia, por pequeña que sea, es tarea algo menos que imposible, de modo que este impráctico método hay que desecharlo, hay que buscar otra forma de saber cuantas moléculas hay en una cierta cantidad de masa de manera mas efectiva que contándolas una a una, o, al contrario, cuanta masa tiene un determinado número de moléculas. Si logramos establecer una relación entre el número de moléculas de una sustancia y su masa el asunto queda resuelto, con ello se puede convertir fácilmente a masa la igualdad establecida en la ecuación quÃmica de la reacción 1 entre número de moléculas (o átomos). El "puente" entre la cantidad de moléculas y su masa se llama mol y el concepto fue fruto del trabajo con gases de Amedeo Avogadro un fÃsico y quÃmico italiano.
El mol
El concepto de mol es un concepto parecido al de una decena, si usted tiene 10 naranjas tendrá una decena de naranjas, si son monedas pues es una decena de monedas de modo que una decena es, en sÃntesis, 10 unidades de cualquier cosa. Igualmente el mol es una cantidad de unidades de cualquier cosa, puede ser 1 mol, de naranjas o de monedas igualmente; la diferencia radica en que el mol es una cifra astronómica equivalente a 6.022 x 1023 (¡602 200 000 000 000 000 000 000! unidades). Para tener una idea práctica de este número digamos que si fuera dinero usted no podrÃa gastarlo en toda su vida aunque gaste 1 millón de pesos cada segundo. Pero si la cantidad que representa un mol es verdaderamente grande una molécula o un átomo es todo lo contrario, ellos son inmensamente pequeños de modo que 602 200 000 000 000 000 000 000 (1mol) de moléculas de agua se pueden tomar de un solo trago. Pero en realidad ¿que sacamos de todo esto?, pues mucho, si un mol de sustancia tiene un número fijo de moléculas sin importar la naturaleza de la sustancia entonces volviendo a la reacción 1.
H2 + Cl2 --------------> 2ClH (Reacción 1)
Resulta que decir que una molécula de hidrógeno reacciona con una molécula de cloro para dar dos moléculas de ClH es lo mismo que decir que un mol (602 200 000 000 000 000 000 000 moléculas) de hidrógeno reaccionan con un mol (602 200 000 000 000 000 000 000 moléculas de cloro) para dar 2 moles (120 440 000 000 000 000 000 000 00) moléculas de ClH.
En resumen la situación ha cambiado a:
1mol de H2 + 1 mol de Cl2 ------------> 2 moles de ClH
Pero usted dirá, todavÃa estamos contando moléculas, mucho mas fácil que una a una pero solo se habla de cantidad de moléculas. Sà eso es cierto, pero como podemos conocer la masa atómica de todos elementos en la tabla periódica solo nos falta multiplicar 602 200 000 000 000 000 000 000 (1 mol) por la masa atómica del elemento (la masa de un átomo) y tendremos la masa que tiene un mol de ese elemento. Pero ¿cuales son las unidades de esa masa?
En la tabla periódica la masa atómica está expresada en Daltons o unidades de masa atómica (uma) que son equivalentes, y sin entrar en detalle podemos decirle que el Dalton es tan pequeño que cuando se multiplica la gigantesca cantidad de moléculas de un mol por la masa atómica de la tabla periódica el resultado queda expresado en gramos. De modo que se puede decir que:
Note que dada la naturaleza del mol es lo mismo que sean átomos, moléculas o iones.
Para calcular la masa de un mol de cualquier sustancia solo hay que sumar los pesos atómicos (el peso y la masa coinciden en valor en las inmediaciones de la superficie de la Tierra) de todos los átomos involucrados en la sustancia, asà por ejemplo, la masa de un mol de agua H2O que tiene un átomo de oxÃgeno (mas atómica 15.999) y dos de hidrógeno (masa atómica 1.0079) serÃa:
Masa del mol de átomos de oxÃgeno = 15.999 g.
Masa del mol de moléculas hidrógeno = masa del átomo de hidrógeno x 2 = 1.0079 x 2 = 2.0158 g.
Masa total de un mol de agua 15.999 + 2.0158 = 18.015 g (~ 18 mL, ¿Se puede o no se puede tomar 18 mL de agua de un trago?)
De la misma forma se procede para calcular la masa de un mol de cualquier sustancia.
H2 + Cl2 --------------> 2ClH (Reacción 1)
Resulta que decir que una molécula de hidrógeno reacciona con una molécula de cloro para dar dos moléculas de ClH es lo mismo que decir que un mol (602 200 000 000 000 000 000 000 moléculas) de hidrógeno reaccionan con un mol (602 200 000 000 000 000 000 000 moléculas de cloro) para dar 2 moles (120 440 000 000 000 000 000 000 00) moléculas de ClH.
En resumen la situación ha cambiado a:
1mol de H2 + 1 mol de Cl2 ------------> 2 moles de ClH
Pero usted dirá, todavÃa estamos contando moléculas, mucho mas fácil que una a una pero solo se habla de cantidad de moléculas. Sà eso es cierto, pero como podemos conocer la masa atómica de todos elementos en la tabla periódica solo nos falta multiplicar 602 200 000 000 000 000 000 000 (1 mol) por la masa atómica del elemento (la masa de un átomo) y tendremos la masa que tiene un mol de ese elemento. Pero ¿cuales son las unidades de esa masa?
En la tabla periódica la masa atómica está expresada en Daltons o unidades de masa atómica (uma) que son equivalentes, y sin entrar en detalle podemos decirle que el Dalton es tan pequeño que cuando se multiplica la gigantesca cantidad de moléculas de un mol por la masa atómica de la tabla periódica el resultado queda expresado en gramos. De modo que se puede decir que:
Un mol de un elemento es su masa atómica expresada en gramos.
Note que dada la naturaleza del mol es lo mismo que sean átomos, moléculas o iones.
Para calcular la masa de un mol de cualquier sustancia solo hay que sumar los pesos atómicos (el peso y la masa coinciden en valor en las inmediaciones de la superficie de la Tierra) de todos los átomos involucrados en la sustancia, asà por ejemplo, la masa de un mol de agua H2O que tiene un átomo de oxÃgeno (mas atómica 15.999) y dos de hidrógeno (masa atómica 1.0079) serÃa:
Masa del mol de átomos de oxÃgeno = 15.999 g.
Masa del mol de moléculas hidrógeno = masa del átomo de hidrógeno x 2 = 1.0079 x 2 = 2.0158 g.
Masa total de un mol de agua 15.999 + 2.0158 = 18.015 g (~ 18 mL, ¿Se puede o no se puede tomar 18 mL de agua de un trago?)
De la misma forma se procede para calcular la masa de un mol de cualquier sustancia.
Reacción estequiométrica
La ecuación quÃmica presentada en la reacción 1H2 + Cl2 --------------> 2ClH
como ya dijimos establece una igualdad de reacción, de modo que siempre será necesaria una molécula de cloro para que reacciones con una de hidrógeno a fin de formar 2 moléculas de ClH, y al final de la reacción no sobra ni una pizca de alguno de los reaccionantes. Igualmente serán necesarios dos átomos de hidrógeno para que se combinen con un átomo de oxÃgeno para que se forme agua y no sobre ni falte ninguno de los reaccionantes. Cuando esto sucede se dice que la reacción es estequiométrica. O dicho de otra forma, la ecuación quÃmica balanceada es siempre estequiométrica.
Como la masa atómica del cloro es 53.453 la masa de la molécula será 53.453 x 2 = 106. 906 de modo que 106.906 g es un mol de cloro. Por su parte un mol de hidrógeno tiene una masa de 2.0158 g como ya calculamos arriba para el agua, esto significa que para que el cloro y el hidrógeno reaccionen de modo estequiométrico se necesita poner a reaccionar 106.906 g de cloro con 2.0158 g de hidrógeno lo que producirá 108.9218 g de ClH.
Este rendimiento teórico de la reacción estequiométrica no siempre se produce por diferentes razones. En ocasiones se producen reacciones colaterales que desvÃan parte de los reaccionantes a otros productos diferentes a los esperados, y que se conocen como productos laterales, generalmente indeseados. También puede suceder que después de terminada la reacción no podamos recuperar el 100% del producto, sea cual sea la razón, es muy común tener un rendimiento menor que el teórico, un rendimiento real.
Una cuestión importante a la hora de calcular las masas de reaccionantes para hacer una reacción estequiométrica es balancear previamente la ecuación quÃmica, de modo que podamos saber con exactitud cuantos átomos de los diferentes elementos están involucrados en la reacción, de cualquier otra forma llegaremos a valores erróneos.
