1. La masa de los átomos y la cantidad de sustancia

El tamaño de los átomos es tan pequeño que no hay balanzas tan sensibles que puedan medir la masa de un único átomo, de ahí que se empleen masas realativas, es decir, aquellas que proceden de comparar unos átomos con otros.

1.1 Masas atómica y molecular

John Dalton elaboró la primera tabla de masas atómicas relativas al hidrógeno, al que se le asignó una masa atómica de 1. En la actualidad, por acuerdo internacional, se toma como referencia la masa del isótopo carbono-12, al que se le asigna una masa atómica de 12.

Se define como unidad de masa atómica (u) a la doceava parte de la masa de un isótopo de carbono-12.

Se trata de un valor aproximado al de la masa de un protón o neutrón, de ahí que el número másico (suma de protones y neutrones) tenga ese nombre.

La masa atómica (relativa) es la masa de un átomo medida por comparación con la unidad de masa atómica. Se trata de una magnitud adimensional, es decir, no tiene unidades.

Por ejemplo, cuando se dice que la masa atómica del nitrógeno es 14, se indica que la masa de un átomo de nitrógeno es 14 veces mayor que la doceava parte del carbono 12.

La masa molecular (relativa) es la suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman el compuesto. Tampoco tiene unidades.

La masa molecular del agua, cuya fórmula es H₂O, se obtendría de la suma de las masas atómicas de sus correspondientes átomos, es decir, dos átomos de hidrógeno (2 x 1) y un átomo de oxígeno (1 x 16). Por lo tanto, Masa molecular (H₂O) = (2 x 1) + (1 x 16) = 18.

1.2 Composición centesimal

Conociendo la fórmula de un compuesto químico es posible calcular el porcentaje de cada elemento en la masa total del compuesto.

Para conocer cuanto hay de cada elemento en un compuesto (riqueza) es necesario calcular su composición centesimal:

1.3 Cantidad de sustancia: el mol

Para contar átomos y medir su masa se emplea la unidad de masa atómica (u), que permite establecer una escala relativa con las masas de los elementos químicos. Como no existen balanzas capaces de apreciar las masas atómicas, se recurre a muestras que contengan una gran cantidad de átomos. Para ello, se añadió, en 1971, el mol como séptima unidad fundamental en el Sistema Internacional para medir la cantidad de sustancia.

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales, ya sean átomos, moléculas o iones, como átomos hay exactamente en 12 g de carbono-12. Diversas medidas experimentales, realizadas en el siglo XX, permitieron comprobar que el número de partículas existentes en 1 mol de sustancia es 6,022·10²³. Este número se conoce como constante de Avogadro (N_A).

Esta constante permite calcular el número de entidades elementales que hay en una cantidad determinada de sustancia:

• 1 mol de cobre (Cu) contiene 6,022·10²³ átomos de cobre.

• 1 mol de agua (H₂O) contiene 6,022·10²³ moléculas de agua o, lo que es lo mismo, 6,022·10²³ átomos de oxígeno y 2·6,022·10²³ átomos de hidrógeno.

• 1 mol de cloruro (Cl^-) contiene 6,022·10²³ iones cloruro.

La relación entre los moles (n) y el número de partículas de una sustancia es:

1.4 Masa molar

La masa molar (M) de una sustancia es la masa de un mol de entidades elementales de esa misma sustancia, expresada en gramos. Es igual a la masa molecular, pero expresada en otra unidad.

La masa molecular del agua (H₂O) es 18; La masa molar del agua, es decir, 1 mol de agua equivale a 18 g.

La relación entre los moles (n), la masa (m) y la masa molar (M) de una sustancia es:

1.5 Volumen molar

También se puede relacionar el volumen que ocupa un gas y la cantidad de sustancia. Según la ley de Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen a una presión y temperatura determinadas. En condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 0 ºC o 273 K), un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 L.

2. Reacciones químicas

2.1 Cambios físicos y cambios químicos

La materia que nos rodea sufre continuamente transformaciones. Estas transformaciones se clasifican en cambios físicos y cambios químicos.

2.2 Reacciones químicas

Una reacción química es un proceso por el cual unas sustancias iniciales (reactivos) se transforman en otras sustancias (productos). Las reacciones químicas se representan mediante una ecuación química, donde en el primer término se representan las fórmulas de los reactivos y en el segundo término, los productos.

2.3 Leyes ponderales de las reacciones químicas

Las leyes ponderales de las reacciones químicas relacionan las masas de las sustancias que intervienen en una reacción química.

Ley de conservación de la masa o de Lavoisier

El químico francés A.L. Lavoisier (1743-1794) observó que mientras calentaba un metal en un recipiente cerrado con cierta cantidad de aire, no se modificaba la lectura de la balanza. La superficie del metal quedaba calcinada, pero el conjunto (recipiente, metal y aire) pesaba lo mismo que antes del proceso. El calcinado era realmente una mezcla de metal y de aire, produciéndose una reacción química.

A partir de este experimento y otros similares, Lavoisier enunció, en 1789, la ley de conservación de la masa, que dice que la masa total de las sustancias que intervienen en una reacción química permanece invariable.

Ley de las proporciones definidas o de Proust

En 1799, el químico francés J.L. Proust (1754-1826) encontró en diferentes muestras de un compuesto los mismos elementos y en la misma proporción en masa.

La ley de las proporciones definidas dice que cuando dos o más elementos se combinan para originar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación en masa constante.

Por ejemplo, al combinarse diferentes masas de sodio y cloro se obtuvieron las proporciones de la tabla de abajo. Se deduce que la proporción de combinación entre la masa del sodio y la del cloro es constante, e igual a 0,648. Como consecuencia, la composición del compuesto formado es invariable, es decir, siempre tiene la misma fórmula.

2.4 Ajuste de ecuaciones químicas

Todas las reacciones químicas deben cumplir la ley de conservación de la masa. Para ello, tiene que haber el mismo número de átomos de cada tipo a ambos lados de la igualdad. Esto se consigue ajustando la reacción, es decir, añadiendo delante de cada fórmula un número llamado coeficiente estequiométrico.

Ajuste por tanteo

Consiste en conseguir que, en una ecuación química, el número de átomos de cada especie en los reactivos coincida con el de los productos. Es decir, consiste en calcular los coeficientes estequiométricos de cada reacción. Si éstos son fraccionarios, se multiplica la ecuación por el número adecuado para que se transformen en números enteros.

Ejemplo: Ajuste de la ecuación química correspondiente a la reacción de oxidación del butano para dar dióxido de carbono y vapor de agua, C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O.

Para comenzar, se elige un elemento, preferiblemente el que intervenga en el menor número de especies. Si hay varios que cumplen esta condición se hace en orden.

En este caso, empezamos por el C: En el primer término de la ecuación hay una molécula de C₄H₁₀ (4 átomos de C y 10 de H), por lo que habrá que poner delante del CO₂ un coeficiente estequiométrico que me permita obtener 4 C.

C₄H₁₀ + O₂ → 4 CO₂ + H₂O

Se continúa con el H: Sabemos que en el primer término de la ecuación hay 10, por lo que habrá que poner delante del H₂O un coeficiente estequiométrico que permita obtener 10 H.

C₄H₁₀ + O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O

El último elemento es el O, que interviene en dos especies. En el primer término de la ecuación hay 2 O y en el segundo hay 13 (4x2 + 5x1). Para balancear el número de O se necesita poner delante del O₂ un coeficiente estequiométrico que al multiplicarlo por 2 resulte 13 O.

C₄H₁₀ + 13/2 O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O

Para eliminar los coeficientes estequiométricos fraccionarios, se multiplica toda la ecuación química por el numero adecuado para que se transformen en números enteros. En este caso, por 2:

2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O

Antes de acabar el problema, conviene comprobar el ajuste.

Ajuste algebraico

Na₂SO₄ + BaCl₂ → NaCl + BaSO₄

Se asigna una letra a cada coeficiente estequiométrico, por orden alfabético y de izquierda a derecha.

a Na₂SO₄ + b BaCl₂ → c NaCl + d BaSO₄

A cada elemento se le aplica su particular balance de materia. Siempre se obtendrá una ecuación menos que incógnitas.

Na: 2a=c S: a =d O: 4a=4d→a=d Ba: b=d Cl: 2b=c

Se asigna un valor arbitrario a cualquiera de los coeficientes (generalmente, se asigna 1 a la ecuación más simple), se resuelve el resto de ecuaciones y se sustituyen los coeficientes en la reacción.

a=d=b=1 c=2a=2

1 Na₂SO₄ + 1 BaCl₂ → 2 NaCl + 1 BaSO₄

En caso de existir coeficientes fraccionarios, se multiplica toda la ecuación química por el numero adecuado para que se transformen en números enteros. Por último, se comprueba el ajuste antes de proseguir.

Interpretación de las ecuaciones químicas

Las ecuaciones químicas proporcionan una información cualitativa, indicando los reactivos y los productos, y su estado físico. Pero, además, si la ecuación está bien ajustada, los coeficientes estequiométricos proporcionan información cuantitativa:

3. Cálculos con ecuaciones químicas. Estequiometría.

3.1 Cálculos con masa

A partir de la ecuación química ajustada de una reacción, si se conoce la cantidad de una de las sustancias que intervienen en una reacción (reactivos o productos), se puede calculas las cantidades de las demás sustancias.

Los coeficientes estequiométricos de una reacción ajustada indican cantidades de sustancias (moles) y permiten establecer la relación entre las cantidades de las sustancias que reaccionan o se forman.

3.2 Cálculos con volumen

En las reacciones químicas donde las sustancias que intervienen son gases en las mismas condiciones de presión y temperatura, se puede realizar los cálculos directamente con volúmenes. En este caso, los coeficientes estequiométricos indican también la relación entre volúmenes de los gases que reaccionan o se forman en la reacción.

4. Mecanismos de las reacciones químicas

4.1 Teoría de las colisiones

La teoría de las colisiones establece que, para que se produzca una reacción química entre dos sustancias, se debe producir una colisión eficaz entre sus partículas. Para ello, se deben cumplir estas dos condiciones:

• Las moléculas de los reactivos deben tener la energía (cinética) adecuada para que en el choque se produzca la ruptura de los enlaces en las moléculas de los reactivos y la posterior formación de enlaces nuevos en las moléculas de los productos. La energía mínima necesaria para que se produzca una colisión eficaz se llama energía de activación, Ea.

• Las moléculas de los reactivos deben colisionar con la orientación adecuada para que la reacción se produzca.

4.2 Teoría del estado de transición

De acuerdo con esto, la energía de activación, Ea, se puede definir como la energía necesaria para que se forme el complejo activado. A mayor Ea, menor velocidad de reacción.

5. Reacciones químicas y energía

Las ecuaciones termoquímicas incluyen, además de las proporciones en las que intervienen las distintas sustancias, la variación energética producida. Por ejemplo:

C₃H₈ (g) + 5 O₂ (g) → 3 CO₂ (g) + 4 H₂O (l) + 2218 KJ

Esta expresión indica que en la combustión de 1 mol de propano (44 g) se desprende 2218 KJ.

El calor de reacción es la energía que se desprende o se absorbe en una reacción química. Pueden darse dos situaciones diferentes desde el punto de vista energético:

• Reacciones exotérmicas, que se producen con desprendimiento de energía.

• Reacciones endotérmicas, que requieren un aporte de energía para producirse.

Los diagramas de energía de reacción son representaciones graficas de la energía de las especies implicadas cuando la reacción progresa desde los reactivos a los productos. Para los dos tipos de reacciones vistas:

6. Velocidad de las reacciones químicas

Se denomina velocidad de una reacción química a la rapidez con la que los reactivos se transforman en los productos. Entre los factores que influyen en la velocidad de una reacción química se encuentran la temperatura, la concentración de los reactivos, el grado de división de los mismos y el uso de catalizadores.

6.1 Temperatura

Según la Teoría Cinético-Molecular (TCM), las partículas tienen más energía y más velocidad a más temperatura, así que el choque entre moléculas será más probable. Por lo tanto, a mayor temperatura, mayor velocidad de reacción.

6.2 Concentración

En una disolución concentrada habrá más probabilidad de que los reactivos entren en contacto para dar lugar a los productos. Por lo tanto, a mayor concentración, mayor velocidad de reacción.

6.3 Grado de división

6.4 Uso de catalizadores

7. Tipos de reacciones químicas

Los tipos de reacciones más importantes son: síntesis, descomposición, sustitución y combustión.

Hay otros tipos de reacciones químicas, en función del tipo de sustancias que reacciona, como son las reacciones entre ácidos y bases o las de oxidación y reducción, que verás en cursos posteriores.

7.1 Combinación o síntesis

Dos o más sustancias sencillas se unen para formar un producto más complejo:

A + B → AB

7.2 Descomposición

Se obtienen varias sustancias a partir de una más compleja:

AB → A + B

7.3 Sustitución

Un elemento o grupo de elementos que forman parte de un compuesto se sustituye por otro (sustitución simple); dos elementos o grupos de elementos se desplazan mutuamente (doble sustitución).

A + BC → AC + B

AB + CD → AD + CB

7.4 Combustión

Una sustancia llamada combustible reacciona con oxígeno, formándose siempre dióxido de carbono y vapor de agua.

2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O