7.0. Conceptos previos

En el tema que nos ocupa trataremos las reacciones químicas desde una perspectiva molar, basando los cálculos en la ecuación química ajustada (que establece relaciones molares). Esta estrategia es muy potente, como veremos durante el desarrollo del tema, pues permite predecir la cantidad de reactivo o producto con solo conocer la cantidad de un reactivo desaparecido o producto generado. Es decir, con pocos datos podemos obtener muchísima información de la reacción química.

Sin embargo, es importante destacar que previamente, antes de el establecimiento del concepto de mol, las relaciones entre reactivos y productos eran ponderales, es decir, relativas a masa, no relaciones molares, pues el concepto de mol es posterior al concepto de masa. Así, aunque inicialmente a los químicos no les importaba mucho el cómo sucedían las reacciones, sino el qué sucedía, con el tiempo comenzaron a plantearse por el por qué de tales relaciones ponderales. Esto trajo muchos quebraderos de cabeza, porque resultaba complejo explicar.

Más adelante, Gay-Lussac estableció la llamada ley de los volúmenes de combinación, que no vamos a tratar en este curso, y Avogadro estableció una interesante hipótesis, inicialmente rechazada por los científicos de la época, que terminó siendo ley, y dio lugar al concepto de molécula.

En estas primeras líneas del tema, por ser un concepto de cursos previos, trataremos dos de las leyes ponderales. La ley de conservación de la masa, de A. Lavoisier (la ley de las gallinas que entran por las gallinas que salen), y la ley de las proporciones definidas de L. Proust (la de la regla de tres).

La ley de conservación de la masa indica que la materia no se crea ni se destruye en las reacciones químicas, sino que se transforma. Como consecuencia de ello, la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.

Sea una reacción química cualquiera, con reactivos representados con letras mayúsculas y coeficientes estequiométricos representados con letras minúsculas:

Debe cumplirse que:

En una reacción química, la proporción de las masas de las sustancias que reaccionan, reactivos y productos, es fija, independientemente de las cantidades que reaccionen.

Veamos el siguiente ejemplo:

Si queremos obtener cloruro de sodio, NaCl, a partir de la reacción entre sus elementos constituyentes, experimentalmente encontraríamos que las masas de cloro y de sodio guardan entre sí siempre la misma proporción. Esa proporción, experimentalmente, se ha deducido que es 1,54g de Cloro por cada 1g de Sodio. Así, según la ley de conservación de la masa, obtendremos 2,54g de cloruro de sodio. Conociendo esa relación, para cualquier otra cantidad que nos planteemos, bastará con hacer una regla de tres. Veamos la siguiente tabla:

Los experimentos 1, 2 y 5 transcurren en la misma proporción. Si dividimos la masa de cloro y la masa de sodio en ambos casos, el resultado es el mismo.

Esto quiere decir que están en proporciones estequiométricas y, por tanto, no hay exceso ni de cloro ni de sodio.

Cuando hacemos reaccionar cantidades arbitrarias, lo más normal es que no estén en proporciones estequiométricas. Para ver cuál de los reactivos reacciona completamente y cuál de los reactivos está en exceso, debemos utilizar una relación conocida (por ejemplo 1,54g de cloro con 1,00g de sodio [la marcada en verde]) y probar con las cantidades que se hacen reaccionar.

Veamos el Experimento 3

Y ahora nos preguntamos: ¿Tenemos 0,65g de Na? Sí, tenemos más, tenemos 1,00gNa, luego sobrará Na y reaccionará completamente el Cl. ¿Cuánto sobrará de Na?

Veamos el Experimento 4

Y ahora nos preguntamos: ¿Tenemos 1,13g de Na? No, tenemos menos, tenemos 1,00gNa, luego sobrará Cl y reaccionará completamente el Na. Tenemos que hacer nuevamente la regla de tres, pero ahora la incógnita será la masa de Cloro.

¿Cuánto nos sobrará de cloro?