Cálculos Químicos

Cada vez que los químicos trabajan con sistemas de reacciones se hacen preguntas como: ¿Qué cantidad de cada reactivo debe emplearse y dejarse reaccionar para producir la cantidad deseada de producto?, ¿Qué ocurre si en un sistema de reacción se coloca una cantidad mayor de un reactivo que del otro? Pues bien, vamos a responder algunas de estas preguntas, aplicando para ello los conceptos expuestos en este objetivo.

Cálculos basados en las ecuaciones químicas

Las relaciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones de moléculas, de moles y de masas, así como de volúmenes cuando están implicados gases. Mediante el ejemplo que se presenta a continuación se ilustra la clase de información que puede inferirse a partir de una ecuación química. La reacción muestra la oxidación del dióxido de azufre.

2SO_2(g) + O_2(g)                                2SO_3(g)

De la información se deduce que una ecuación química balanceada, contiene la información necesaria para predecir cual será la cantidad de reactivo que se necesita para preparar una cierta cantidad de producto, o bien, cuanto producto se obtiene a partir de cierta cantidad de reactivo.

Estos cálculos que se pueden realizar con las reacciones químicas se denominan cálculos estequiométricos y se basan en las leyes ponderales.

Leyes Ponderales

Antoine Lavoisier (1743 – 1794), fue el primer químico que comprendió la importancia de la medida en el estudio de las transformaciones químicas. Realizo cuidadosas mediciones con la balanza y obtuvo la información necesaria para proporcionar una explicación correcta de reacciones en las cuales, metales como el mercurio o el cobre se calentaban en presencia de aire.

Ley de la conservación de la masa

Lavoisier generalizo sus resultados a todas las reacciones químicas enunciando la ley de la conservación de la masa, que puede formularse de la siguiente manera:

En toda reacción química, la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos de la reacción.

Ley de las proporciones definidas

Cuando se hacen reaccionar dos elementos químicos para formar un determinado compuesto, dichos elementos siempre reaccionan en la misma proporción (2 g de hidrogeno por cada 16 g de oxigeno forman un mol de agua), de tal manera que si uno de estos elementos se encuentra en exceso con relación al otro, este exceso no tomara parte en la transformación. Esta proporción se mantendrá a pesar de que se prepare el compuesto por diferentes procedimientos.

Los hechos anteriores se resumen en la llamada ley de las proporciones definidas o ley de las proporciones constantes, enunciada por el químico francés Joseph Proust, en 1799:

Las proporciones en las que se encuentran los diferentes elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación.

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Proust y muchos químicos de su época encontraron compuestos formados por los mismos elementos, que tenían distinta composición. Por ejemplo, encontraron dos óxidos de cobre:

Oxido I: 88,83% de Cobre y 11,17% de Oxigeno

Oxido II: 79,90% de Cobre y 20,10% de Oxigeno

Las relaciones entre las masas son:

Oxido de Cobre I: Cobre / Oxigeno = 88,83 / 11,17 = 7,953

Oxido de Cobre II: Cobre / Oxigeno = 79,90 / 20,10 = 3,975

Esto hacia pensar que la ley de Proust había fallado, sin embargo, no era así, pues se trata de dos compuestos diferentes, dos óxidos de cobre de aspectos y propiedades diferentes y hay que recordar que esa ley si se cumple, pero para un mismo compuesto dado.

John Dalton resolvió esta inquietud al demostrar en el laboratorio que, haciendo reaccionar cobre con oxigeno en diferentes condiciones, se obtenían dos óxidos de cobre diferentes y comprobó que, dependiendo de las condiciones, dos o mas elementos pueden combinarse de manera distinta. Con esta información dedujo la ley de las proporciones múltiples que se enuncia así:

Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.

Ley de Gay-Lussac o Ley de los volúmenes de combinación

Muchos de los compuestos y elementos que manejaban los químicos en sus experiencias al final del siglo XVIII y comienzos del XIX eran gases. Debido a que era más fácil medir el volumen de un gas que pesarlo, estudiaban con más frecuencia las relaciones de volumen. Al hacer reaccionar, por ejemplo, un volumen de oxigeno con dos volúmenes de hidrogeno, se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, siempre y cuando los volúmenes de los gases se midieran en las mismas presión y temperatura. Joseph Gay-Lussac, demostró que la observación anterior se cumplía para todas las reacciones en la que intervienen gases. En 1808, enuncio así su conocida ley de los volúmenes de combinación:

En las reacciones químicas que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de las que se obtienen  de la reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando la presión y la temperatura permanezcan constantes.

Cortesia: Editorial Santillana