guia de laboratorio - leyesponderal

Capacitación de docentes en

de la Química desde la perspectiva de la

Guía de LaboratorioLeyes Ponderales, Estequiometría

y

Capacitación de docentes en la enseñanza


Química Verde

Guía de Laboratorio VLeyes Ponderales, Estequiometría

y Química Verde

Santiago, 2015

la enseñanza


V Leyes Ponderales, Estequiometría

Centro Interdisciplinario de Líquidos Iónicos Página 1

En química, la estequiometría (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.

La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:

La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o

relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados. Considerando lo establecido por los principios de la Química Verde, en especial el N° 9, el

cual dice: “Los reactivos catalíticos (tan selectivos como sea posible) son mejores que los reactivos estequiométricos”, se pude ver lo importante que es el uso de catalizadores como sustituyentes de reactivos estequiométricos.

En ese sentido, la historia del uso de los catalizadores en la vida del ser humano data desde el año 5.000 a.c. al obtener el vino por medio de una fermentación donde se ve involucrada la enzima zimasa, la cual convierte los azucares a alcoholes, “catálisis enzimática” llevada a cabo a temperatura y presión ambiente. Hoy en día el uso de catalizadores a nivel mundial en diferentes áreas como: medicina, biología, química, electrónica, etc., representa un gran avance para la humanidad, especialmente en cuanto al medioambiente se refiere.


Tabla de contenidos. Parte I. Leyes Ponderales y Estequiometría.

1. Introducción. 2. Cantidades Químicas. 3. Leyes Fundamentales. 4. Composición Porcentual de los Compuestos. 5. Determinación experimental de la Fórmula empírica. 6. Reacciones y Ecuaciones Químicas. 7. Cantidades de Reactivos y Productos. 8. Reactivo Limitante 9. Rendimiento de la Reacción.

Parte II. Bases de la Química Orgánica y Química Verde.

1. Introducción. 2. Economía Atómica. 3. Factor Ambiental. Factor–E. 4. Otros Indicadores. 5. ¿Cuál es el mejor indicador? 6. Relación con los principios de la Química Verde.

Parte III. Trabajo Práctico

1. Objetivos de la actividad. 2. Conceptos asociados en la actividad. 3. Materiales y reactivos. 4. Metodología.

Parte IV. Ficha de trabajo.

1. Observaciones sustraídas de la actividad. 2. Explicación de las observaciones. 3. Principio de la Química Verde abordado. 4. Aprendizajes obtenidos. Conclusiones preliminares. 5. Preguntas y Cuestionamientos.

Referencias.


Parte I. Leyes Ponderales y Estequiometría.

1. Introducción

El estudio de la naturaleza cuantitativa de las fórmulas químicas y las reacciones químicas es conocido como estequiometría, palabra derivada del griego stoicheion ("elemento") y metron ("medida"). A finales del siglo XVIII Antoine Lavoisier observó que la masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es igual a la masa total antes de la reacción. Esta observación, conocida como ley de conservación de la masa, es una de las leyes fundamentales del cambio químico. En 1789 Lavoisier publicó un libro de texto de química en el que afirmaba: "Podemos asentar como axioma incontrovertible que, en todas las operaciones del arete y la naturaleza, nada se crea; existe una cantidad igual de materia tanto antes como después del experimento."

Con el advenimiento de la teoría atómica, los químicos comenzaron a entender las bases de esta ley: los átomos no se crean ni se destruyen durante ninguna reacción química. La misma colección de átomos está presente antes y después de una reacción. Los cambios que ocurren durante cualquier reacción sólo implican un reacomodo de los átomos. La estequiometría es una herramienta indispensable en química y por lo tanto de la ingeniería química, una vez analizados los diversos tipos de reacciones se pueden estudiar los aspectos cuantitativos de las mismas (la cantidad en las que estas reacciones forman productos), es decir; trata de los cambios matemáticos de fórmula molecular a fórmula-gramos, de fórmula-gramos a fórmula molecular, y de fórmula porcentual (análisis) a fórmula molecular, por lo tanto para interpretar una reacción cuantitativamente, se requiera aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol, éste se basa en el hecho de que los coeficientes estequiométricos en una ecuación química se interpretan como el número de moles de moléculas de cada sustancia presentes en un sistema reaccionante.

Problemas tan diversos como medir la concentración de ozono en la atmósfera, determinar el rendimiento potencial de oro de una mena o la evaluación de diferentes procesos para convertir carbón en combustibles gaseosos implica aspectos de estequiometría.


2. Cantidades Químicas Masa Atómica

La masa de un átomo depende del número de electrones, protones y neutrones que contiene. El conocimiento de la masa de un átomo es importante para el trabajo en el laboratorio. Sin embargo, los átomos son partículas extremadamente pequeñas; incluso la partícula de polvo más pequeña que se puede apreciar a simple vista contiene 1x1016 átomos! No se puede pesar un solo átomo pero, experimentalmente, se puede determinar la masa de un átomo en relación con la masa de otro. El primer paso consistente es asignar un valor a la masa de un átomo de un elemento determinado para utilizarlo como referencia.

Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso atómico)

es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12 [12C]. Este es el isótopo del carbono que tiene 6 p+ y 6 n°. Al fijar la masa del 12C como 12 uma, este átomo se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Por ejemplo, en algunos experimentos se ha demostrado que en promedio un átomo de hidrógeno tiene sólo el 8,400% de la masa del 12C. Así, si la masa de un átomo de 12C es exactamente 12 uma, la masa atómica del hidrógeno debe ser 0,084 x 12 uma, es decir, 1,008 uma. Masa atómica promedio.

Cuando se busca la masa atómica del carbono en una tabla periódica, se encontrará que su valor no es exactamente 12 uma, sino 12,01 uma. La razón de esta diferencia es que la mayoría de los elementos de origen natural (incluyendo al carbono) tienen más de un isótopo. Esto significa que al medir la masa de un elemento por lo general se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos. Por ejemplo, la abundancia natural del 12C y del 13C son 98,90% y 1,10% respectivamente. Se ha determinado que la masa atómica del 13C es 13,00335 uma. Así, la masa atómica promedio del carbono se calcula como sigue: ��á��

= ((0,9890) ∗ (12,0000uma)+ (0,0110) ∗ (13,00335uma) = 12,01uma

Una determinación más exacta revela que la masa atómica del carbono es 12,01 uma. Obsérvese que en los cálculos que incluyen porcentajes es necesario convertir los porcentajes a fracciones. Por ejemplo, 98,90% se convierte en 98,90/100, o bien 0,9890. Debido a que hay mucho mas átomos de 12C que de 13C en la naturaleza, la masa atómica promedio es más cercana a 12 uma que a 13 uma.


Es importante entender que cuando se afirma que la masa atómica del carbono es 12,01

uma, se hace referencia a un valor promedio. Si se pudieran estudiar individualmente los átomos de carbono, se encontrarían átomos con masa atómica de 12,0000 uma o bien de 13,0335 uma, pero ninguno de 12,01 uma.

Masa molar de un elemento y Número de Avogadro.

Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa para las masas de los elementos. Pero, debido a que los átomos tiene masas muy pequeñas, no es posible diseñar una balanza para pesarlos utilizando unidades calibradas de unidades de masa atómica. En la realidad se trabaja con muestras macroscópicas que contienen una gran cantidad de átomos. En consecuencia, es conveniente contar con una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos. Los químicos miden los átomos y las moléculas en moles.

En el sistema SI el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos (ó 0,012 Kg) del isótopo de 12C. El número real de átomos en 12 g de 12C se determina experimentalmente. El valor aceptado en la actualidad es:

1�� = 6,022045 ∗ 10&'��

Este número se denomina Número de Avogadro, en honor del científico italiano Amedeo Avogadro. Por lo general, el número de Avogadro se redondea a 6,022 x 1023 átomos de H.

Se ha visto que 1 mol de átomos de 12C tiene exactamente 12 g y contiene 6,022 x 1023

átomos. Esta masa del 12C es su masa molar, que se define como la masa (en g o Kg) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. Obsérvese que la masa molar del carbono-12 (en gramos) y su masa atómica en uma son iguales. Si se conoce la masa atómica de un elemento, también se conoce su masa molar.

Utilizando la masa atómica y la masa molar es posible calcular la mas, en gramos, de un solo átomo de 12C. a partir de lo analizado, se sabe que 1 mol de átomos de 12C pesa exactamente 12 gramos. Esto permite escribir la igualdad.

12,00(� � − 12 = 1�� á�� − 12

En consecuencia, se puede expresar un factor unitario como:

12,00(� � − 12

1�� á�� − 12= 1


(Obsérvese que se utiliza la unidad “mol” en los cálculos). De modo similar, debido a que hay 6,022 x 1023 átomos en 1 mol de átomos de 12C, se tiene:

1�� á�� − 12 = 6,022*1023á�� − 12 Y por lo tanto, el factor unitario es:

1�� á�� − 12

6,022 ∗ 10&'á�� − 12= 1

Ahora se puede calcular la masa (en gramos) de 1 átomo de 12C como sigue:

1á�� − 12 ∗1�� á�� − 12

6,022 ∗ 10&'á�� − 12∗

12,00(� � − 12

1�� á�� − 12

= 1,993 ∗ 10+&'(� � − 12

Este resultado se puede utilizar para determinar la relación entre unidades de masa

atómica y gramos. Debido a que la masa de cada átomo de C-12 es exactamente 12 uma, el número de gramos equivalente a 1 uma es:

1,993 ∗ 10&'(

1á�� − 12∗1á�� − 12

12��= 1,661 ∗ 10+&,(/��

En consecuencia, 1 uma = 1,661*10-24 g, lo que es igual a decir que 1 g = 6,022*1023 uma. Este ejemplo demuestra que el número de Avogadro se puede utilizar para convertir unidades de masa atómica a masa en gramos y viceversa. Los conceptos de número de Avogadro y masa molar permiten efectuar conversiones entre masa y moles de átomos entre número de átomos y masa así como para calcular la masa de un solo átomo. Masa Molecular

Es posible calcular la masa de las moléculas si se conocen las masas atómicas de los átomos que las forman. La masa molecular (algunas veces denominada también peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Por ejemplo, la masa molecular del H2O es: 2 * (masa del átomo de H) + masa del átomo de O O bien, 2 * (1,008 uma) + 16,00 uma = 18,02 uma


En general, es necesario multiplicar la masa atómica de cada uno de los elementos por el

número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar la de todos los elementos. A partir de la masa molecular se puede determinar la masa molar de una molécula o un compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular (en uma). Por ejemplo, la masa molecular del agua es 18,02 uma, de modo que su masa molar es 18,02 g y contiene 6,022*1023 moléculas de H2O, al igual que 1 mol de carbono elemental contiene 6,022*1023 átomos de carbono.

3. Leyes Fundamentales.

Ley de la Conservación de la Materia

Esta ley propuesta por Lavoisier nos dice que, independiente del cambio al que sometamos a la materia, su masa se mantiene siempre igual, lo cual significa que podemos transformar la materia de muchas maneras, pero la naturaleza no nos permite crear o destruir ni la más mínima porción de ella.

Para Dalton, esta ley natural podía explicarse claramente, sobre las bases de su teoría atómica. Él argumentaba: “Si los átomos tienen masas definidas y no pueden dividirse ni destruirse,

entonces en un cambio químico, los átomos simplemente se reordenan; así, la masa total debe ser

la misma antes y después de la reacción química”.

Por ejemplo, 23 g de sodio necesitan para reaccionar totalmente 127 g de yodo, con lo que se obtienen 150 g de la sal de yoduro de sodio. 23 g de Na + 127 g de I � 150 g de NaI 150 g de reactantes � 150 g de productos

Ley de las Proporciones Definidas o de la composición constante

“Si se investiga la composición de algún compuesto puro, cualquiera que sea la fuente de

que proviene, siempre se encuentra que contiene los mismos elementos y combinados en una

proporción en peso constante”. Esta generalización se conoce como la ley de la composición definida, también llamada “Ley de Proust”, por haber sido establecida en 1801 por el químico francés Luis Joseph Proust (1754-1826).


Por ejemplo, si consideramos el compuesto cloruro de sodio, que como sal común o sal de

cocina es muy usada en nuestros hogares. El análisis de una muestra pura de este compuesto, indica que sólo contiene: sodio y cloro combinados en la proporción 1,00 g de sodio y 1,54 g de cloro. Como los elementos se combinan en proporciones fijas para formar un compuesto, cada uno de ellos tiene una composición característica o un análisis definido, que habitualmente se expresa en forma de una composición centesimal o porcentual. Así, la composición porcentual del cloruro de sodio es de 39% de sodio y de 61% de cloro. Esta composición porcentual es útil para identificar un compuesto y para determinar su grado de pureza.

Es interesante destacar que, como la composición ponderal de un compuesto es siempre definida y constante, al formarse este compuesto a partir de sus elementos, estos se combinarán entre si solo en la relación de masas prevista por la composición centesimal del compuesto a formar.

Si uno de los elementos se halla en exceso con respecto al otro, solo reaccionará aquella

cantidad que cumpla con la relación ponderal del compuesto; el resto quedará inalterado, es decir, no entrará en la combinación. Consideremos por ejemplo, la reacción entre el cobre y el azufre. Los datos experimentales nos dicen que: 4 g de Cu + 1 g de S + 5 g de sulfuro de cobre. Las masas indicadas están precisamente en la proporción que corresponde al sulfuro de cobre (80% de Cu y 20% de S).

Supongamos que hacemos reaccionar % g de Cu con 1 g de S ¿Qué esperaríamos que ocurriese? Es evidente que se va a formar sulfuro de cobre, por cuanto la formación de éste sólo requiere de cobre y azufre, no importa en qué cantidad se hallen.

También está claro que la cantidad empleada de cobre excede a la necesaria para combinarse con 1 g de azufre. Luego se formarán 5 g de sulfuro de cobre y sobrará 1 g de cobre sin reaccionar y es esto lo que realmente ocurre en la práctica. Del mismo modo, si se trata de hacer reaccionar 4 g de cobre con 2 g de azufre, se formarán 5 g de sulfuro de cobre y quedará 1 g de azufre que no reaccionará.

La ley de Proust constituyó el primer apoyo experimental sólido a la hipótesis de existencia de los átomos. Precisamente, la teoría atómica proporciona una explicación sencilla de la composición definida de los compuestos. El agua obtenida por cualquier procedimiento o proveniente de cualquier parte del mundo, presenta siempre las mismas propiedades debido a que está constituida por moléculas cuya composición en átomos es la misma para todas (u átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno para cada molécula).


Cualquier muestra de agua, por muy pequeña que sea, debe contener un numero entero

de moléculas, es decir, en esa muestra el número total de átomos de oxigeno y de hidrógeno debe estar siempre en la proporción de 1:2 (se lee uno es a dos) como los átomos de oxigeno y de hidrógeno tienen una masa característica, la composición en peso del agua debe ser siempre la misma. Ley de las Proporciones Múltiples

“Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento

para formar en cada caso un compuesto distinto, están en una relación de números enteros y

sencillos”. Esta ley fue enunciada por Dalton en 1803 e indica la relación que existe entre los pesos de un elemento que puede combinarse con otro para formar una serie de compuestos.

Como ejemplo podemos mencionar la relación en masas que existe entre el hidrógeno y el oxigeno en los compuestos agua y agua oxigenada. En el agua 1 g de H se encuentra combinado con 8 g de O. En el agua oxigenada 1 g de H se encuentra combinado con 16 g de O.

Masa de H Masa de O

Agua 1 g 8 g

Agua oxigenada 1 g 16 g

Es claro que la relación de oxigeno 8 es a 16 puede expresarse simplificada como 1 es a 2. Una situación similar encontramos entre el Fe y el O en sus compuestos óxido ferroso y óxido ferrico.

Masa de H Masa de O

Óxido Ferroso 55,8 g 16 g

Óxido Férrico 111,6 g 148 g

Comparemos estos valores en relación a una cantidad fija de uno de ellos, como por

ejemplo 1 g de Fe. Para ello debemos realizar algunas operaciones aritméticas sin alterar la proporción que existe entre las cantidades de un mismo compuesto.

Masa de H Masa de O

Óxido Ferroso 55,8/55,8 g = 1 16/55,8 = 0,296

Óxido Férrico 111,6/111,6 = 1 148/111,6 = 0,130


Comparemos las cantidades variables de oxígeno, para ello dividamos la primera por la

segunda: (0,286 / 0,430) = 0,665 = 2/3. Por lo tanto, diremos que la relación de las masas de oxígeno comparadas contra una cantidad fija de hierro, en los compuestos óxido ferroso y óxido férrico es de 2 es a 3. Desde el punto de vista atómico esto se explica porque los átomos solo pueden combinarse enteros entre sí.

La relación es 1 a 2 y es evidente también al comparar las fórmulas que las representan: H2O y H2O2. Si duplicamos el primer compuesto para tener iguales cantidades de hierro, es evidente que para el oxígeno la relación es 2 a 3. Podemos repetir la operación con las fórmulas FeO y Fe2O3 y obtendremos el mismo resultado.

Podemos también deducir la relación que existe entre las cantidades variables de un elemento, en relación a las cantidades fijas del otro; a partir de las composiciones centesimales o porcentuales. Como ejemplo examinaremos nuevamente el caso del agua y agua oxigenada cuyas composiciones porcentuales son las siguientes:

% de H % de O

Agua 11,1 88,9

Agua oxigenada 5,9 94,1

Para poder comparar las cantidades variables de O, con respecto a una cantidad fija de H,

en este caso 1 g de H, realicemos las operaciones aritméticas necesarias sin alterar la proporción que existe entre los porcentajes de un mismo compuesto.

% de H % de O

Agua 11,1/11,1 = 1 88,9/11,1 = 8

Agua oxigenada 5,9/5,9 = 1 94,1/5,9 = 15,9

Podemos ver a simple vista que el primero es casi la mitad del segundo. La relación como

ya sabíamos es 1 a 2.

4. Composición Porcentual de los Compuestos

Como se ha visto, la fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. Sin embargo, supóngase que se necesita verificar la pureza de un compuesto, para su uso en un experimento de laboratorio. A partir de la fórmula es posible calcular el porcentaje con que contribuye cada elemento a la masa total del compuesto. De esta manera, comparándolo con el resultado de la composición porcentual obtenida experimentalmente con la muestra, se determina la pureza de la misma.


La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un

compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%. Matemáticamente, la composición porcentual se expresa como:

��ó�/�� =� ∗ ��

�� ∗ 100%

Donde n es el número de moles del elemento en un mol de compuesto. Por ejemplo, en 1

mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. Las masas molares de H2O2, H y O son 34,02 g, 1,008 g y 16,00 g respectivamente. En consecuencia la composición porcentual de H2O2 se calcula como sigue:

%� 1��( �� = 2 ∗ 1,008(

34,02(∗ 100% = 5,926%

%� 2*( �� = 2 ∗ 16,00(

34,02(∗ 100% = 94,06%

La suma de los porcentajes es 5,926% + 94,06% = 99,99%. La pequeña diferencia con 100% se debe al redondeo de las masas molares de los elementos.

5. Determinación Experimental de la Fórmula Empírica

Fórmula empírica o mínima

Es la más sencilla de todas las fórmulas, sólo da información sobre el tipo de átomos que forman la molécula y la relación mínima en la cual se combinan dichos átomos. Esta fórmula no siempre establece cual es la sustancia, pues puede corresponder a varias.

El hecho de que sea posible determinar la fórmula empírica de un compuesto sí se conoce su composición porcentual permite identificar experimentalmente los compuestos. El procedimiento es como sigue. Primero, el análisis químico indica el número de gramos de cada elemento presente en una determinada cantidad de un compuesto. Después las cantidades en gramos se convierten en número de moles de cada elemento. Por último, se encuentra la formula empírica del compuesto.


Como un ejemplo especifico, considérese el compuesto etanol. Cuando se quema el etanol

se forma CO2 y H2O. Tanto el carbono como el hidrógeno están presentes en el etanol y también hay presencia de O2. Supóngase que en un experimento la combustión de 11,5 g de etanol produjo 22,0 g de CO2 y 13,5 g de H2O. Es posible calcular la masa de carbono e hidrógeno en la muestra original de 11,5 g de etanol como sigue:

�� = 22,0(� �2& ∗ 1�� 2&

44,01(�2&

∗ 1��

1�� 2&

∗ 12,01(� �

1��

�� = 6,00(� ��

�� 1��( �� = 13,5(� 1&2 ∗1�� 1&2

18,02(1&2∗2�� 1

1�� 1&2∗1,008(� 1

1�� 1

�� 1��( �� = 1,15(� �� Masa de Oxígeno = masa de la muestra – (masa C + masa H) Masa de Oxígeno = 11,5 g – (6,0 g + 1,51 g) Masa de Oxígeno = 4,0 g El número de moles de cada uno de los elementos presentes en 11,5 g de etanol es:

�� = 6,00(� � ∗1��

12,01(� �= 0,500��

�� 1��( �� = 1,15(� 1 ∗1�� 1

1,008(� 1= 1,500�� 1

�� 2*í( �� = 4,0(� 2 ∗1�� 2

16,00(� 2= 0,250�� 2

Por lo tanto, la fórmula del etanol es C0,50H1,50O0,25 (se redondea el número de moles a dos

cifras significativas). Debido a que el número de átomos debe ser un entero, los subíndices se dividen entre 0,25 que es el menor de ellos, y se obtiene la fórmula empírica C2H6O.

Ahora se puede entender mejor la palabra “empírica” que, literalmente, significa “basada sólo en la observación y en mediciones”. La fórmula empírica del etanol se determina por el análisis del compuesto en función de los elementos que lo forman. No es necesario conocer como se encuentran unidos los átomos entre sí en el compuesto.


Otro método sencillo de obtener fórmulas empíricas de los compuestos, es a partir de la

composición porcentual de cada uno de los elementos del compuesto, según se observa en el siguiente ejemplo:

El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto y ayuda a evitar el resfriado común. Está compuesto por 40,92% de C, 4,58% de H y 54,50% de O en masa. A partir de estos datos determinaremos su fórmula empírica.

Se empieza suponiendo que hay 100 g de ácido ascórbico. En consecuencia en esta muestra habrá 40,92 g de C, 4,58 g de H y 54,50 g de O. Ahora, es necesario calcular el número de moles de cada uno de los elementos del compuesto. Tómese nC, nH, nO como el número de moles de cada uno de los elementos. Utilizando las masas molares de estos elementos, se escribe

�� = �� = 40,92(� � ∗1��

12,01(� �= 3,407��

�� 1��( �� = �1 = 4,58(� 1 ∗1�� 1

1,008(� 1= 4,54�� 1

�� 2*í( �� = �2 = 54,50(� 2 ∗1�� 2

16,00(� 2= 3,406�� 2

De esta forma se obtiene la fórmula C3,407H4,54O3,406, que proporciona la identidad y la relación de los átomos presentes. Sin embargo, debido a que las fórmulas químicas se escriben con números enteros, no es posible tener 3,407 átomos de C, 4,54 átomos de H y 3,406 átomos de O. Algunos de estos subíndices se pueden transformar en números enteros al dividirse todos entre el subíndice más pequeño (3,406):

�� = ',,56

',,57= 1 1��( �� =

,,8,

',,57= 1,33 2*í( �� =

',,57

',,57= 1

Así se obtiene CH1,33O como la fórmula del ácido ascórbico. Ahora, es necesario convertir

1,33, el subíndice del H, en un número entero. Esto se puede hacer mediante un procedimiento de ensayo y error: 1,33 x 1 = 1,33 1,33 x 2 = 2,66 1,33 x 3 = 3,99 ~ 4


Debido a que 1,33 x 3 da un entero (4), se deben multiplicar todos los subíndices por 3, de

donde se obtiene C3H4O3 como la fórmula empírica del ácido ascórbico. Fórmulas Moleculares

La fórmula calculada a partir de la composición porcentual en masa es siempre la fórmula empírica debido a que los subíndices en la fórmula se reducen siempre a los números enteros más pequeños. Para calcular la fórmula molecular, o real, se requiere conocer la masa molar aproximada del compuesto, además de su formula empírica. Conociendo que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula empírica, la fórmula molecular se puede determinar en la forma que el siguiente ejemplo presenta:

Una muestra de un compuesto de N y O contiene 1,52 g de N y 3,47 g de O. Se sabe que la masa molar de este compuesto está entre 90 g y 95 g. Determinaremos la fórmula molecular y la masa molar del compuesto.

Primero se determina la formula empírica del compuesto. Tómense nN y nO como el numero de moles de N y de O. Entonces:

�� 9��( �� = �9 = 1,52(� 9 ∗1�� 9

14,01(� 1= 0,108�� 1

�� 2*í( �� = �2 = 3,47(� 2 ∗1�� 2

16,00(� 2= 0,217�� 2

Así, la fórmula del compuesto es N0,108O0,217. Se dividen los subíndices entre el más pequeño, es decir, 0,108. Después de redondear, se obtiene NO2 como la formula empírica. La formula molecular debe ser igual que la fórmula empírica o un múltiplo entero de ella (por ejemplo, 2, 3, 4 o más veces la fórmula empírica). La masa molar de la fórmula empírica, NO2, es: Masa molar empírica = 14,01g + 2 (16,00 g) = 46,02 g

A continuación se determina el número de unidades de NO2 presentes en la fórmula molecular. Este número se encuentra a partir de la relación:

��

��:��í��=

95(

46,02(= 2,1 ≈ 2


Por lo tanto, la masa molar del compuesto es dos veces la masa molar de la fórmula

empírica. En consecuencia, hay dos unidades NO2 en cada molécula del compuesto, y la fórmula molecular es (NO2) o N2O4. La masa molar del compuesto es 2(46,02 g) ó 92,04 g, valor que está entre 90 g y 95 g.

6. Reacciones y las Ecuaciones Químicas

Una vez que se ha estudiado la masa de los átomos y las moléculas es importante saber que les sucede en una reacción química, un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas. Con el objeto de comunicarse entre sí respecto de las reacciones químicas, los químicos han desarrollado una forma estándar para representarlas, utilizando ecuaciones químicas. Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar que ocurra durante una reacción química. En esta reacción se estudiara como se escriben y balancean las ecuaciones químicas. Escritura de las Ecuaciones Químicas

Considérese lo que sucede cuando el hidrógeno gaseoso (H2) se quema en el aire (el cual contiene oxígeno, O2) para formar agua (H2O). Esta reacción se puede representar mediante la ecuación química: H2 + O2 � H2O.

Donde el signo “+” significa “reacciona con” y la flecha “�” significa “produce”. Así, esta expresión simbólica se puede leer: “hidrógeno molecular reacciona con oxígeno molecular para producir agua”. Se considera que la reacción procede de izquierda a derecha, como lo indica la flecha.

Sin embargo, la ecuación presentada no está completa porque del lado izquierdo de la flecha hay el doble de átomos de oxigeno (dos) que los que hay del lado derecho (uno). Para estar de acuerdo con la ley de la conservación de la masa, debe haber tantos átomos al finalizar la reacción como los que había antes de que se iniciara. La ecuación dada se puede balancear poniendo el coeficiente apropiado (en este caso 2) a la izquierda del H2 y del H2O:

2 H2 + O2 � 2 H2O

Esta ecuación química balanceada muestra que “dos moléculas de hidrógeno se pueden combinar o reaccionar con una molécula de oxigeno para formar dos moléculas de agua”.


Debido a que la relación del numero de moléculas es igual a la relación del numero de

moles, la ecuación también puede leerse como “2 moles de moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 mol de moléculas de oxigeno para producir 2 moles de moléculas de agua”. Como se conoce la masa de 1 mol de cada una de estas sustancias, la ecuación también se puede interpretar como “4,04 g de H2 reaccionan con 32,00 g de O2 para formar 36,04 g de H2O”. 2 H2 + O2 � 2 H2O Dos moléculas + una molécula � Dos moléculas 2 moles + 1 mol � 2 moles 2 (2,02 g) = 4,04 g + 32,00 g � 2 (18,02 g) = 36,04 g 36,04 g de reactivos � 36,04 g de productos

En la ecuación se hace referencia al H2 y al O2 como reactivos, que son las sustancias iniciales en una reacción química. El agua es el producto, es decir, la sustancia formada como resultado de una reacción química. Así pues, una ecuación química es la descripción taquigráfica de una reacción química. Por convención, en las ecuaciones químicas los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha: reactivos � productos

Para proporcionar información adicional, los químicos indican el estado físico de los reactivos y productos mediante las letras g, l y s, para indicar los estados gaseoso, liquido y sólido, respectivamente. Por ejemplo: 4HgO(s) � Hg(g) + O2(g) Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, se escribe NaCl(s) + H2O � NaCl(ac) Donde (ac) significa acuoso (es decir, agua).

Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar.

El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio. Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio y el nitrato de plata en un ambiente acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata. Esta reacción se puede representar con la ecuación: KBr (ac) + AgNO3 (ac) � KNO3 (ac) + AgBr (s)

Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO3 sólido. Estos sólidos reaccionan en forma muy lenta o no reaccionan.


Si se analiza el proceso microscópico, se puede entender que para que se forme el

bromuro de plata, los iones Ag+ y los iones Br- deben estar en contacto. Sin embargo, en sus compuestos sólidos estos iones están muy sujetos y tienen muy poca movilidad. Balance de Ecuaciones Químicas

Una vez que has escrito una ecuación química tienes que comprobar si respeta o no la ley de la conservación de la materia, es decir, que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Este proceso se denomina ajuste o balance de la ecuación y se consigue anteponiendo a los símbolos y formulas unos números llamados coeficientes. Cuando los coeficientes equivalen a 1 no se escriben en la ecuación.

Por ejemplo, la ecuación que representa la combustión del carbono esta balanceada: el numero de átomos de C y átomos de O en el lado izquierdo de la ecuación es igual al número de la derecha, según:

carbono + oxigeno � dióxido de carbono C + O2 � CO2

Reactivos Productos

Carbono 1 1

Oxigeno 2 2 Para balancear las ecuaciones químicas podemos usar dos métodos: el método algebraico y el método por tanteo. Método algebraico.

Para encontrar los coeficientes necesarios a fin de balancear una ecuación química, podemos aplicar algunos conceptos algebraicos. Veámoslo en el ejemplo de la combustión del octano.

C8H18 + O2 � CO2 + H2O Si contamos los átomos a cada lado de la ecuación notamos que no está balanceada. 8 C + 18 H + 2 O � 1 C + 2 H + 3 O

Determinaremos los coeficientes que permiten el balance de la ecuación para la combustión del octano.


Para ello, procedemos de la siguiente forma: Primero. Tenemos en cuenta que la ecuación química es equivalente a una ecuación

matemática donde el número de átomos de los reactantes, es igual al número de átomos de los productos, según la ley de la conservación de la materia.

Segundo. Se antepone a las formulas y símbolos químicos, letras que representan a los

coeficientes. Es decir, las letras son las incógnitas de la ecuación.

a C8H18 + b O2 � c CO2 + d H2O Carbono 8 a = 1 c Hidrógeno 18 a = 2 d Oxigeno 2 b = 2 c + 1 d

Tercero. Para resolver las ecuaciones: - Asignamos arbitrariamente para a el valor 1: a = 1. - De la primera ecuación obtenemos el coeficiente c: 8 a = 1 c, luego c = 8. - De la segunda ecuación resolvemos el coeficiente d: 18 a = 2 d, luego d = 9. - De la tercera ecuación nos resulta el coeficiente b: 2 b = 2 c + d, luego b = 12,5.

Cuarto. Puesto que los átomos son entidades que reaccionan como un todo, la ecuación no puede tener coeficientes con decimales; por lo tanto, convertimos los coeficientes decimales a números enteros multiplicando todos los coeficientes por un cierto múltiplo. En este caso multiplicamos por 2: a = 2, b = 25, c = 16 y d = 18.

Quinto. Se reemplazan estos valores en la ecuación, según: 2 C8H18 + 25 O2 � 16 CO2 + 18 H2O

Sexto. Contando el numero de átomos a cada lado de la ecuación comprobamos si esta o no balanceada. Observa que para calcular el número de átomos en una formula química basta multiplicar el coeficiente por el subíndice correspondiente. Así, la notación 2 C8H18 nos indica 16 átomos de C (2 x 8) y 36 átomos de H (2 x 18).

Es importante recordar que para ajustar una ecuación química usamos únicamente los

coeficientes. En ningún caso cambiamos los subíndices de las formulas, ya que al hacerlo alteraríamos la identidad de las sustancias que están tomando parte en la reacción. Por ejemplo, la reacción entre el hidrógeno y el oxigeno para producir agua no puede escribirse así: H2 + O2 � H2O2, porque aunque es una ecuación balanceada, la fórmula del producto es incorrecta: al cambiar el subíndice del O hemos cambiado el compuesto, la formula H2O2 no corresponde al agua sino al agua oxigenada.


Método por tanteo.

Hay muchas ecuaciones sencillas que pueden ajustarse probando distintos coeficientes hasta lograr balancear la ecuación, a través del método por tanteo. Veamos la aplicación de este método en los siguientes ejemplos. En condiciones normales el oxigeno y el nitrógeno del aire no reaccionan entre si. Sin embargo, cuando ambos están sometidos a altas presiones y temperaturas como sucede al interior del motor de un vehículo, estos forman los óxidos de nitrógeno, según:

N2 + O2 � NO N2 + O2 � NO2

En la primera ecuación, ajustamos los átomos de nitrógeno anteponiendo el coeficiente 2 a la formula NO.

N2 + O2 � 2 NO

Si ahora tratamos de balancear los átomos de oxigeno, veremos que la ecuación ya está ajustada. En la segunda ecuación, igualamos los átomos de nitrógeno anteponiendo el coeficiente 2 al formula NO2.

N2 + O2 � 2 NO2

Pero una mirada rápida a la ecuación nos indica que hay 2 átomos de O en los reactantes y 4 en los productos. Por lo que para ajustarlos ponemos el coeficiente 2 delante del oxígeno.

N2 + 2 O2 � 2 NO2

7. Cantidades de Reactivos y Productos

Una pregunta básica en un laboratorio de química es: “¿Qué cantidad de producto se obtendrá a partir de cantidades especificas de las materias primas (reactivos)?” O bien, en algunos casos la pregunta se plantea de manera inversa: “¿Qué cantidad de materia prima se debe utilizar para obtener una cantidad específica del producto?” Para interpretar una reacción en forma cuantitativa, es necesario aplicar el conocimiento de las masas molares así como el concepto de mol. La Estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.

Independientemente de que las unidades utilizadas para reactivos (o productos) sean moles, gramos, litros (para gases) u otras unidades, se utilizan moles para calcular la cantidad de producto formado en una reacción. Este método se llama el método del mol, que significa que los coeficientes estequiométricos en una ecuación química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia.


Por ejemplo, la combustión del monóxido de carbono en el aire produce dióxido de

carbono: 2 CO(g) + O2 (g) � 2 CO2 (g)

Para cálculos estequiométricos esta ecuación se puede leer como “2 moles de monóxido

de carbono gaseosos se combinan con 1 mol de oxigeno gaseoso para formar 2 moles de dióxido de carbono gaseoso”.

El método del mol consiste en los siguientes pasos:

1. Escríbanse las formulas correctas para todos los reactivos y productos y balancéese la ecuación resultante.

2. Calcúlese las masas molares de cada uno de los componentes de la ecuación química. 3. Conviértanse las cantidades de algunas o de todas las sustancias dadas o conocidas

(generalmente los reactivos) en moles. 4. Utilícense los coeficientes de la ecuación balanceada para calcular el número de moles de

las cantidades buscadas o desconocidas (generalmente los productos) en el problema. 5. Utilizando los números calculados de moles y las masas molares, conviértanse las

cantidades desconocidas en las unidades que se requieran (generalmente en gramos). 6. Verifíquese que la respuesta sea razonable en términos físicos.

El paso 1 es un requisito previo para cualquier cálculo estequiométrico. Se debe conocer la

identidad de los reactivos y productos, y sus relaciones de masa no deben violar la ley de la conservación de la materia (es decir, se debe tener una ecuación balanceada). El paso 2 se debe hacer cuidadosamente ya que de estos datos dependerá el cálculo hecho más adelante. El paso 3 es el paso crítico para convertir los gramos (u otras unidades) de las sustancias en números de moles. Esta conversión permite analizar la reacción real solo en términos de moles.

Para completar el paso 4 es necesario balancear la ecuación, lo que ya se hizo en el paso 1.

El punto clave aquí es que en una ecuación balanceada los coeficientes indican la relación en la cual los moles de una sustancia reaccionan o forman moles de otra sustancia. El paso 5 es semejante al paso 3, excepto porque se refiere a las cantidades buscadas en el problema. El paso 6 con frecuencia se subestima, pero es muy importante: la química es una ciencia experimental y las respuestas deben tener sentido en términos de las especies reales en el mundo real. Si el problema no se plantea de manera correcta, o si hay algún error de cálculo, se hará evidente si las respuesta resulta demasiado grande o demasiado pequeña para la cantidad de las materias iniciales.

En Estequiometría se utiliza el símbolo ≎, que significa “estequiometricamente equivalente” o solo “equivalente a”. En la ecuación balanceada para la formación de dióxido de carbono, 2 moles de CO son equivalentes a 1 mol de O2: 2 mol CO ≎ 1 mol O2.


De la misma manera, debido a que 2 moles de CO (o 1 mol de O2) producen 2 moles de

CO2, se puede decir que 2 moles de CO (o 1 mol de O2) son equivalentes a 2 moles de CO2. 2 mol CO ≎ 2 mol CO2 1 mol O2 ≎ 2 mol CO2

El siguiente ejemplo muestra el uso del método de los seis pasos para la resolución de algunos problemas estequiométricos comunes. Ej. Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el hidróxido del metal alcalino correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua: 2 Li (s) + 2 H2O (l) � 2 LiOH (ac) + H2 (g) a) ¿Cuántos moles de H2 se formaran al completarse la reacción de 6,23 moles de Li en agua? b) ¿Cuántos gramos de H2 se formaran al completarse la reacción de 80,57 g de Li en agua? Pregunta a). Paso 1: La ecuación balanceada la proporciona el problema. Paso 2: Este paso no se requiere en este ejercicio. Paso 3: No se necesita hacer ninguna conversión porque la cantidad de la materia prima, Li, está dada en moles. Paso 4: Debido a que 2 moles de Li producen 1 mol de H2, o 2 mol de Li ≎ 1 mol de H2, los moles de hidrógeno producido se calculan como sigue:

�� 1& = 6,23�� = ∗1�� 1&

2�� == 3,12�� 1&

Paso 4: Este paso no se requiere. Paso 5: Se empieza con 6,23 moles de Li y se producen 3,12 moles de H2. Debido a que 2 moles de Li producen 1 mol de H2, 3,12 moles es una cantidad razonable. Pregunta b). Paso 1: La reacción es la misma que en el inciso a). Paso 2: Se recurre a la tabla periódica y se obtiene que las masa molares de los componentes de la ecuación química son: MM Li = 6,941 g/mol, MM H2O = 18,00 g/mol, MM LiOH = 23,949 g/mol, MM H2 = 2,016 g/mol. Paso 3: El numero de moles de Li esta dado por: moles de Li = (80,57 g Li x 1 mol Li) / 6,941 g Li = 11,61 mol Li Paso 4: Debido a que 2 moles de Li producen 1 mol de H2, o 2 mol Li ≎ 1 mol H2, el numero de moles de H2 se calcula como sigue:

�� 1& = 11,61��(� = ∗1�� 1&

2�� == 5,805�� 1&


Paso 5: A partir de la masa molar de H2 (calculada en el paso 2) se calcula la masa de H2

producido:

�� 1&�� = 5,805��(� 1& ∗2,016(� 1&

1�� 1&

= 11,70�� 1&

Paso 6: debido a que la masa molar de H2 es menor que la de Li y se necesitan dos moles

de Li para producir un mol de H2, se espera que la respuesta sea menor que 80,54 g.

8. Reactivo Limitante.

Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están en cantidades estequiometricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen, mientras que parte de otros se recupera al finalizar la reacción. El reactivo que se consume primero en una reacción recibe el nombre de reactivo limitante ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad de este reactivo que había originalmente. Cuando este reactivo se consume no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante.

El concepto de reactivo limitante es análogo a la relación entre los hombres y las mujeres

en un salón de baile de un club. Si hay catorce hombres y solo nueve mujeres, solo se podrán completar nueve parejas hombre / mujer. Cinco hombres se quedaran sin pareja. Así, el número de mujeres limita el número de hombres que podrán bailar y hay un exceso de hombres.

El hexafluoruro de azufre es un compuesto incoloro, inoloro y extremadamente estable. Se forma al quemar azufre en atmósfera de flúor:

S (l) + 3 F2 (g) � SF6 (g)

Esta ecuación indica que 1 mol de S reacciona con 3 moles de F2 para producir 1 mol de SF6. Supóngase que se agregan 4 moles de S a 20 moles de F2. Debido a que 1 mol S ≎ 3 mol F2, el número de moles de F2 que se necesita para reaccionar con 4 moles de S es:

4�� > ∗3�� ?&

1�� >= 12�� ?&

Pero hay 20 moles de F2 disponibles, mas de las que se necesitan para completar la

reacción con S. De esta manera, S es el reactivo limitante y F2 es el reactivo en exceso. La cantidad de SF6 que se produce depende solo de cuanto S estaba presente en el inicio.


De manera alternativa, se puede determinar el reactivo limitante calculando el numero de

moles de S que se necesita para reaccionar con 20 moles de F2. En este caso se escribe:

20�� ?& ∗1�� >

3�� ?&= 6,7�� >

Debido a que solo hay 4 moles de S presentes, se llega a la conclusión de que el S es el

reactivo limitante y el F2 es el reactivo en exceso. En cálculos estequiométricos en los que hay un reactivo limitante, el primer paso consiste en decidir cuál de los reactivos es el limitante. Una vez que se ha identificado el reactivo limitante, el resto del problema se puede resolver como se estudió en la sección VI.

9. Rendimiento de la Reacción

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico, por lo tanto, es el máximo rendimiento, el cual se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.

Existen muchas razones para explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico. Por ejemplo, muchas reacciones son reversibles, de manera que no proceden 100% de izquierda a derecha. Aun cuando una reacción se complete en un 100%, resulta difícil recuperar todo el producto del medio de la reacción (por ejemplo, una solución acuosa). Algunas reacciones son complicadas, en el sentido de que los productos formados pueden seguir reaccionando entre si o con los reactivos, para formar todavía otros productos.

Para determinar que tan eficiente es una reacción especifica, los químicos utilizan el rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento, el cual describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico. Se calcula como sigue:

%� @ �� = @ �� @ ��

@ �� A ó��∗ 100%

El intervalo del porcentaje del rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100 %. Los

químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones. En el siguiente ejemplo se calculara el rendimiento de un proceso industrial. Por ejemplo, el titanio, un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, en sus motores y para la construcción de bicicletas.


Se obtiene por la reacción de TiCl4 con Mg fundido, a una temperatura entre 950° C y

1150° C: TiCl4 (g) + 2 Mg (l) � Ti (s) + 2 MgCl2 (l)

En cierta operación industrial 3,54 x 107 g de TiCl4 reaccionan con 1,13 x 107 g de Mg.

a) Calcúlese el rendimiento teórico de Ti, en gramos. b) Calcúlese el porcentaje del rendimiento si realmente se obtienen 7,91 x 106 g de Ti. Pregunta a). Primero se calcula el número de moles de TiCl4 y de Mg presentes al inicio: Moles de TiCl4 = (3,54x107 g TiCl4 x 1mol de TiCl4) /189,7 g TiCl4 = 1,87x105 moles de TiCl4 Moles de Mg = (1,13x107 g de Mg x 1 mol de Mg) / 24,31 g de Mg = 4,65x105 mol de Mg

A continuación se debe determinar cuál de las dos sustancias es el reactivo limitante. A partir de la ecuación balanceada se puede ver que 1 mol de TiCl4 ≎ 2 mol Mg; por lo tanto, el número de moles de Mg que se necesita para reaccionar con 1,87x105 moles de TiCl4 es:

1,87 ∗ 105�� A��, ∗2�� (

1�� A��,= 3,74�� (

Debido a que están presentes 4,65x105 moles de Mg, más de lo que se necesita para

reaccionar con la cantidad de TiCl4 que se tiene, el Mg debe ser el reactivo en exceso y el TiCl4, el reactivo limitante.

La ecuación muestra que 1 mol de TiCl4 ≎ 1 mol de Ti; por lo tanto, la masa teórica de Ti

que se forma es:

�� A?�� = 3,54 ∗ 107(A��, ∗1�� A��,

187,7(A��,∗

1�� A

1�� A��,∗

47,88(A

1�� A

�� A?�� = 8,93 ∗ 106(� A

b) Para calcular el porcentaje de rendimiento se escribe:

%� @ �� = @ �� @ ��

@ �� A ó��∗ 100%

%� @ �� = 7,91 ∗ 106(

8,93 ∗ 106(∗ 100% = 88.6%


Parte II. Estequiometría y Química Verde.

1. Introducción.

Tradicionalmente los químicos sintéticos y en particular los orgánicos usan reacciones y condiciones que les permitan obtener un producto con máximo rendimiento y elevada selectividad tanto como sea posible. Esta tarea por lo corriente implica usar un exceso estequiométrico de más de un reactivo. Por si fuera poco, en la etapa de aislamiento y purificación del producto se usan auxiliares químicos adicionales (reactivos y/o solventes) que contribuyen más con los desechos al final de la reacción incrementando así el costo final de producción del compuesto (costo de síntesis mas costo de tratamiento de desperdicios químicos) y causando un mayor impacto ambiental.

Con el advenimiento de los 12 principios de la química verde emitido por P. Anastas y J.C. Warner en 1998 se incentivo a la comunidad química a tomar más conciencia ambiental en el diseño, planificación y ejecución de la síntesis de productos químicos. En los últimos 15 años se han publicado muchos trabajos sobre la optimización de reacciones químicas ya sea desarrollando catalizadores químicos, biológicos o simplemente creando nuevos procedimientos sintéticos que reduzcan o eviten el uso de compuestos tóxicos y/o la generación de desperdicio químico.

Adicionalmente, otros trabajos de investigación se concentraron en el desarrollo de

procesos que permitan la conversión y el uso de materias primas renovables como biomasa para usarlos como materiales de partida en los procesos químicos. Si bien ahora el químico (el científico) ya cuenta con más herramientas para desarrollar rutas sintéticas mas “verdes” (benignas por diseño) y eficientes, aun queda pendiente la pregunta de ¿cómo él puede decidir por la ruta sintética más eficiente y conveniente desde el punto de vista ambiental, económico? Para responder a esta pregunta es necesario contar con ciertos medidores que nos permitan cuantificar la eficacia de varias estrategias sintéticas y compararlas entre ellas. En este post deseo hacer una introducción de los medidores de reacción más usados e ilustrar sus definiciones y aplicaciones con un ejemplo sencillo de una reacción de una etapa.

2. Economía Atómica. En 1991 Barry M. Trost de la Universidad de Stanford publico en Science un articulo

trascendental titulado “La economía atómica: Una búsqueda de la eficiencia sintética” en el cual menciona la necesidad de crear reacciones catalíticas selectivas que formen el producto con todos o la mayor parte de los átomos presentes en los reactivos usados. En su definición más simple, la economía atómica (EA) es un medidor de la cantidad de reactivo que se incorpora en el producto.


Así un porcentaje de EA de 100% significa que absolutamente todos los reactivos forman

parte de la estructura del producto. Un 30% EA significa que solo el 30% de la cantidad estequiométrica teórica de los reactivos se incorporo en la estructura del producto. El restante 70% de la cantidad inicial usada constituye co-productos o subproductos que se formaron en la reacción y en caso de no ser reciclados son considerados simplemente desecho químico. Si bien la EA es un buen medidor para hacer una evaluación rápida de las cantidades de desperdicio, al hacer uso de la misma hay que tener en cuenta las siguientes limitaciones:

a) El cálculo se hace en base a 100% de rendimiento (no cuentan conversiones

incompletas) b) se usa cantidades estequiometricas exactas (no considera exceso de reactivos) c) no se

toma en cuenta auxiliares químicos como solventes, catalizadores, reactivos para el work-up, etc que no aparecen en la reacción balanceada.

Para ilustrar matemáticamente la definición de EA y de otros medidores consideremos la

siguiente reacción hipotética de una etapa.

Como se puede apreciar, la formación del producto P viene acompañado de la formación del co-producto R y entonces deberíamos esperar que el %EA sea menor a 100. Matemáticamente el porcentaje de %EA calculamos de la siguiente manera:

%:��í�C�ó�� = %:C =� ∗ /�D ∗ 100

(� ∗ /�E) + (� ∗ /�F)


Trost menciona que las reacciones altamente económicas son las reacciones de adición

simple, las cicloadiciones y los rearreglos moleculares. Por el contrario, las reacciones de sustitución o de eliminación son reacciones de baja economía atómica. Las reacciones ideales entonces serian aquellas reacciones de adición que usen cantidades catalíticas de reactivos (lo cual ayuda a disminuir la generación de desecho y tratamiento) y formen el producto con elevado rendimiento, selectividad y 100% de %EA. Las reacciones catalizadas por metales de transición interna son un ejemplo representativo de este tipo de reacciones de alta economía atómica las cuales son usadas en la formación de sistemas cíclicos, adiciones inter e intramoleculares, promovedores de ciclo-isomerizaciones, etc, y en la actualidad constituyen un tópico importante de investigación.

3. Factor Ambiental. Factor–E.

A finales de los 80s, Roger Sheldon introdujo por primera vez el concepto de factor E (Environmental factor, Factor–E) el cual simplemente es un medidor de la cantidad de desperdicio producido en un proceso químico con respecto a la cantidad de producto formado. Por desecho entendemos como todo el material residual al final del proceso químico que no fue reciclado o reusado. Así entonces, el desecho consistirá de reactivos en exceso, solventes, catalizadores, subproductos, aditivos usados en el aislamiento y purificación, etc. Sin embargo vale la pena aclarar que el agua usada en el proceso global (por ejemplo en el aislamiento) no es incorporada en el cálculo por ser considerada inocua y además para poder obtener resultados significativos (9). La definición matemática más sencilla del Factor–E es:

?��: =�� @ ��">"(H()

I ∗ /�J(H()

Donde S es la cantidad en Kilogramos de desperdicio producido por cada kilogramo de

producto formado. Como puede deducirse de la formula, un valor alto de Factor–E significa que el proceso produjo bastante desecho y por lo tanto causa mayor impacto ambiental. En teoría, las reacciones verdes ideales son aquellas que tienen un E-factor de cero. La manera más práctica de calcular el Factor–E a nivel experimental es simplemente restando de la cantidad de materia prima usada (input of raw material) la cantidad de producto formado y dividiendo esta diferencia por la cantidad de producto formado.

4. Otros indicadores. A parte de estos dos medidores importantes (%EA y Factor–E), otros medidores

alternativos se han propuesto para poder medir la eficiencia de una reacción. A continuación se dan las definiciones de los más importantes:


Porcentaje de Economía Atómica Experimental. (%EAE)

%:��í�C�ó��:*� �� = %:C: =� ∗ /�D ∗ 100

(* ∗ /�E) + (K ∗ /�F)

Este medidor a diferencia de %EA calcula la razón entre el rendimiento teórico y la masa

experimental usada de los reactivos. Si consideramos que uno o más de los reactivos están en exceso entonces deberíamos esperar que %EAE sea menor que el valor teórico de %EA. Intensidad de Masa. (IM)

L�� = L� => + I ∗ /�J

I ∗ /�J

(IM) = masa total usada en el proceso (Kg) / masa de producto (Kg)

Considerando que Mt = S + z*MWp y dividiendo ambos miembros de esta ecuación por z*MWp obtenemos: Intensidad de Masa = Factor-E + 1

Como se puede deducir de la formula, un valor ideal de 1 significa cero de desperdicio y por tanto MI indica que la reacción es ambientalmente benigna. Por el contrario valores mayores a 1 indican que la reacción produce desperdicios en un grado definido por Factor–E. Eficiencia de Carbono. (%EC).

%:M �� = %:� =I ∗ 9°�� ∗ 100

(* ∗ 9°�� C) + (K ∗ 9°�� O)

Este medidor simplemente da cuenta de la cantidad de carbonos incorporados en el producto con respecto a los materiales de partida (tomando en cuenta los números de moles experimentales usados). Productividad de Masa. (PM)

/��P�� = 1

L�=

I ∗ /�J

> + I ∗ /�J


Como se puede observar, este medidor indica la fracción que el producto representa con

respecto al total de la materia prima usada (Mt) en todo el proceso. Comúnmente se expresa como porcentaje. Selectividad. (%EMR)

:M �� @ �ó��> � �P�� = %:�@ =I ∗ /�D ∗ 100

(* ∗ /�E) + (K ∗ /�F)

Este medidor da cuenta de la masa de reactivos que se encuentran presentes en el producto. Como se puede apreciar, a diferencia del % AE, este medidor toma en cuenta las cantidades experimentales usadas de los reactivos y la cantidad de producto obtenido (lo cual incluye el rendimiento de la reacción y el exceso de reactivos). Algunos ejemplos. A manera de ilustrar y ver de manera practica el uso de estos medidores, consideremos la siguiente reacción de formación del 4-metilbenzensulfonato de benzilo:


%:��í�C�ó�� = (262,29 ∗ 100)

(108,1 + 190,65 + 101,19)= 66%

Según el índice de %EA, se tiene que la reacción tiene una economía atómica del 66%, esto

es, que el 66% de los reactivos de partida fueron incorporados en el producto final deseado.

%:M �� = (0,09 ∗ 14 ∗ 100)

(0,10 ∗ 7) + (0.115 ∗ 7) + (0,149 ∗ 6)= 69%

Según el índice de %EC, se tiene que la reacción tiene una eficiencia de carbono del 69%.

Esto quiere decir, que la contribución de carbonos por parte de los reactivos en el producto final deseado es del 69%.

%:M �� @ �ó� = (23,6 ∗ 100)

(10,81 + 21,9 + 15,0)= 49%

Según el índice de %EMR, la reacción tiene una eficiencia de masa de la reacción, del 49%.

Esto quiere decir que la masa de reactivos que se encuentran presentes en el producto es del 49%, y a diferencia del % EA, este medidor considera las cantidades experimentales usadas de los reactivos y la cantidad de producto obtenido.

L�� = (10.81 + 21,9 + 15,0 + 500)

(23,6)= 23,2(/(

Según el índice IM, la reacción tiene una intensidad de masa de 23,2 g/g, es decir, que

existe un uso de 23,2 Kg de masa total por cada Kg de producto formado.

L�� =(100)

(L�)= 4,3%

Este índice (IM) dice que la reacción tiene como intensidad de masa, 23,2 g/g, lo cual

significa que del total de materia prima usada (reactivos, solventes y auxiliares usados), el producto representa un 4,3%.

?��: = �L − 1 = 22,2H(Q � ℎ�( � ��

H(� ��M��


5. ¿Cuál es el mejor indicador?

Para poder responder a esta pregunta todo depende que etapa del proceso estamos tomando en cuenta y que resultados deseamos obtener. Por ejemplo, en la etapa inicial en la cual el investigador diseña y planifica la ruta sintética el aspecto más importante que debe ser considerado es si cualitativamente la(s) reacción(es) formará(n) el producto con elevado rendimiento desde el punto de vista químico, regio y estereoselectivo. Si suponemos que se tiene más de una reacción con el mismo rendimiento el medidor más apropiado de usar seria el %EA. La reacción con mayor valor de AE seria aquella que la consideraríamos más eficiente a este nivel (produciría menos desecho y mayor cantidad de los reactivos estarían presentes en el producto).

En el segundo nivel de análisis en el cual consideramos las cantidades experimentales de los reactivos, los medidores a tomar en cuenta serian él %EAE y %EMR. Entre estos dos, posiblemente el último constituye el mejor debido a que toma en cuenta el rendimiento y las cantidades experimentales de los reactivos usados. Un mayor valor de %EMR nos indicaría que esa reacción seria más eficiente a este nivel (menor exceso de reactivos y mayor rendimiento experimental). Si la reacción seria 100% EA y obtuviéramos 100% de rendimiento sin exceso de reactivos el valor máximo de %EMR sería de 1 (100%), típico de una reacción ideal eficiente.

En el tercer nivel de análisis de un proceso sintético se debe tomar en cuenta los solventes, auxiliares y otros reactivos usados en la etapa de aislamiento y purificación del producto. Como se puede notar en los dos anteriores niveles los medidores usados no toman en cuenta estas cantidades en su cálculo. Los medidores que se usan acá son Factor–E, IM y PM. Posiblemente el mejor medidor es el primero debido a que da una idea directa acerca de la cantidad de desecho global que se genera cuando se forma el producto. Idealmente una reacción con Factor–E de 0 sería la más eficiente.

Es necesario señalar que la optimización de una reacción o en general de un proceso químico complejo depende así mismo de otros parámetros como ser la temperatura, tiempo de reacción, velocidad de agitación, velocidad de adición de reactivos, etc. Otros aspectos no técnicos también influyen en la toma de decisión como aspectos económicos, políticos y sociales. Sin embargo, el conocimiento de estos medidores es de gran ayuda no solo para el investigador en química experimental sino también para el investigador en química de procesos e Ingenieros químicos. Si vemos el proceso global desde un punto de vista más ambiental (verde) es necesario tener un dominio de todos los medidores pues en definitiva nos darán una idea de cuan benigno y costoso todo el proceso podría ser y que implicaciones podría tener para nuestra sociedad.


6. Relación con los principios de la Química Verde. Los 12 Principios de la Química Verde.

1. Es mejor prevenir la formación de residuos que limpiarlos una vez formados. (Prevención).

2. Los métodos sintéticos deben diseñarse para maximizar la incorporación en el producto final de todos los materiales usados en el proceso. (Economía atómica).

3. Siempre que sea posible, deben diseñarse metodologías sintéticas que usen y generen

sustancias que no sean tóxicas para la salud y el medio ambiente. (Métodos de síntesis menos peligrosos).

4. Los productos químicos deben diseñarse para mantener la eficacia de su función, pero

reduciendo la toxicidad. (Diseño de productos más seguros).

5. El uso de sustancias auxiliares (por ejemplo, disolventes, agentes de separación, etc) debería ser innecesario en la medida de lo posible e inocuo cuando sean necesarios. (Disolventes y auxiliares más seguros).

6. Los requerimientos energéticos deben ser tenidos en cuenta debido a su impacto

medioambiental y económico, y deben ser minimizados. Los métodos sintéticos deben realizarse a temperatura ambiente cuando sea posible. (Eficacia energética).

7. Las materias primas deben ser renovables cuando sea posible técnica y económicamente.

(Uso de materias primas renovables).

8. Debe evitarse el uso y generación de derivados (grupos bloqueantes, protección/desprotección, modificación temporal de las condiciones físicas/químicas) cuando sea posible. (Reducir el uso de derivados).

9. Los reactivos catalíticos (tan selectivos como sea posible) son mejores que los reactivos estequiométricos. (Catálisis).

10. Los productos químicos deben diseñarse de manera que su función no persista en el

medio ambiente y degradarse a productos inocuos. (Diseño para la degradación).

11. Necesidad de desarrollo de metodologías analíticas que permitan analizar, monitorear y controlar previamente a la formación de sustancias peligrosas. (Análisis en tiempo real).


12. Deben escogerse las sustancias y la forma de una sustancia utilizada en un proceso

químico de manera que se minimice el potencial de accidentes químicos, incluyendo escapes, explosiones e incendios. (Síntesis químicas más seguras).

A pesar de que considerar a la vez la economía del átomo y el rendimiento porcentual, nos da una mayor información acerca de la eficacia de la reacción y su tolerancia medioambiental, es necesario examinar los 12 Principios de la Química Verde. Note que, los Principios 1 y 2 están directamente dirigidos hacia la economía del átomo y el rendimiento.

Los Principios 3 y 4 tratan de la toxicidad de todas las sustancias empleadas en la reacción, incluidos los reactivos y los productos. Considerando la Ecuación química de la reacción de sustitución, queda claro que los dos hidrógenos y el oxígeno que dan lugar al agua, se desperdician. Sin embargo, si una reacción da lugar a un producto de desecho, en el caso de que sea agua, ésta es beneficiosa para el medio ambiente (no tóxica y no presenta problemas de eliminación si es pura). No obstante, todos los productos y reactivos deberán ser evaluados en cuanto a su toxicidad.

El Principio 5 sugiere la consideración de las sustancia auxiliares (disolventes, reactivos de separación, agentes secantes, etc.) que se emplean en las reacciones y las síntesis. Aunque el agua se usa como un disolvente, en un proceso experimental llevado a cabo por la ecuación química de sustitución, la terminación del producto (1-bromobutano) después de destilar, requiere 1 mL de ácido sulfúrico concentrado, 1 mL de hidróxido sódico 3M, cloruro cálcico anhidro, 1 mL de etanol, 1 mL de acetona y 2 mL de p-xileno, todo ello para obtener sólo de 1-1,2 g del 1-bromobutano.

Queda claro que el residuo generado por estas sustancias auxiliares es significativo y

supera la cantidad de desperdicio (al menos desde el punto de vista de la masa) generado directamente por la reacción. Muchas reacciones orgánicas utilizan grandes cantidades de disolventes que con frecuencia son tóxicos. Muchos de ellos finalizan en el agua, suelo y aire dando como resultado una contaminación significativa del medio ambiente. Los esfuerzos se dirigen a reemplazar los disolventes orgánicos por agua, dióxido de carbono y líquidos iónicos a temperatura ambiente.

El Principio 6 considera las necesidades energéticas de una reacción. Es preferible llevar a cabo reacciones a presión y temperatura ambientes, aunque muchas reacciones químicas requieren calor y/o frío y presiones distintas a las ambientales. Esto supone el uso de una fuente de energía y la mayoría de las veces esta energía procede de un combustible fósil. Para desarrollar y obtener el 1-bromobutano de la Ecuación química de sustitución, se necesita un proceso de reflujo y dos destilaciones. Por lo que sus necesidades energéticas son significativas.


El Principio 7 induce a considerar si estos materiales de partida pueden obtenerse de

fuentes renovables. Generalmente, las fuentes renovables se refieren a materiales biológicos o procedentes de las plantas (biomasa). El dióxido de carbono y el metano también se consideran como fuentes renovables, ya que ambos pueden ser generados tanto de métodos naturales como sintéticos.

El Principio 9, los reactivos usados en cantidades catalíticas son preferibles a los usados en cantidades estequiométricas. Considerando que se necesita un mol de ácido sulfúrico por cada un mol de agua eliminado en esta reacción, entonces sólo serán provechosas cantidades estequiométricas de este reactivo. Sin embargo, aunque se usen cantidades estequiométricas, siempre que sea posible, se realizarán los procesos de recuperación, reciclado y reutilización de los productos no deseados. Recientemente se han logrado grandes progresos desarrollando reacciones que son promovidas por catalizadores no tóxicos y recuperables.


Parte III. Trabajo Práctico.

1. Objetivos de la actividad.

• Comprender que es una reacción química.

• Conocer y comprender la estequiometria asociada a una reacción química. • Conocer y comprender el concepto de Economía Atómica.

• Relacionar los principios de la Química Verde en una reacción química.

2. Conceptos asociados en la actividad.

• Reacción Química (reactante a producto).

• Estequiometría.

• Economía Atómica.

3. Materiales y reactivos.

Este trabajo práctico se debe realizar en grupos de 3 ó 4 personas. Cada uno de los cuales contará con una bandeja de materiales necesarios para el desarrollo de la experiencia. Los reactivos e insumos serán entregados por los docentes, esto con el fin de que dentro de lo posible que no se generen gastos excesivos para no tener mayores desechos.

Es conveniente tener un mesón con todos los reactivos e insumos, y con los materiales necesarios para que puedan retirar los insumos del práctico. A su vez, es necesario recalcar que este trabajo práctico cuenta con dos partes independientes entre sí, razón por la cual se sugiere comenzar por la que reviste mayor tiempo de preparación inicial.

Materiales y Reactivos. Actividad 1.

1. Globos [1 Unidad] 2. Matraz Erlenmeyer de 250 ml. [1 Unidad] 3. Varilla de vidrio o bagueta. [1 Unidad] 4. Levadura [5 gramos] 5. Uvas [100 gramos] 6. Cinta adhesiva 7. Balanza Granataria [1 Unidad]


Actividad 2. 1. Acido Acético. [30 mL] 2. Bicarbonato de Sodio. [5 gramos] 3. Matraz Erlenmeyer de 250 ml. [1 Unidad] 4. Globos [1 Unidad] 5. Cinta Adhesiva 6. Balanza Granataria [1 Unidad]

4. Metodología. Actividad I. (Comenzar por esta actividad) Nota: Preparación de la Levadura. Tomar un volumen de agua 10 veces superior a la cantidad de levadura a usar (Ejemplo: Levadura 5 g / Agua 50 mL). Ese volumen de agua se lleva a temperatura entre 35° a 40° centígrados para lo cual puede usar un mechero y un termómetro. Una vez tibia el agua (35°) deje reposar para enfriar el agua, cuando llegue a cerca de 20° centígrados, disuelva completamente la cantidad de levadura que usará obteniendo una solución.

1. Machaque las uvas hasta generar un jugo de uva. 2. Tome el matraz Erlenmeyer de 250 ml y máselo. 3. Coloque las uvas machacadas y mase las uvas. 4. Agregue 5 g de levadura sobre las uvas machacadas y mase la mezcla. 5. Con la varilla de vidrio mezcle bien y trate que la levadura se disuelva perfectamente. 6. Introduzca la boca del Matraz dentro del cuello del Globo y sáquele el aire. 7. Asegúrelo con la cinta adhesiva. 8. Deje reposando durante 15 min. 9. Mase en la balanza.

Actividad II.

1. Tome el matraz Erlenmeyer de 250 ml y máselo. 2. Agregue los 30 mL de Ácido Acético y mase el ácido. 3. Agregue 5 g de Bicarbonato de sodio dentro del globo. 4. Introduzca la boca del Matraz dentro del cuello del Globo y sáquele el aire. 5. Asegúrelo con la cinta adhesiva. 6. Vierta el contenido del globo (Bicarbonato de Sodio) dentro del Matraz. 7. Agite la mezcla de acido con bicarbonato. 8. Deje reposando durante 15 min. 9. Mase en la balanza.


Parte IV. Ficha de trabajo.

1. Observaciones sustraídas de la actividad. 2. Explicación de las observaciones. 3. Principio de la Química Verde abordado. 4. Explicación de las observaciones. 5. Principio de la Química Verde abordado. 6. Aprendizajes obtenidos. Conclusiones preliminares. 7. Preguntas y Cuestionamientos.

Para la actividad 1, después del tiempo estimado (15 minutos), observe nuevamente 1. ¿Qué tipo de cambio observa? 2. ¿Puede ser empleada la levadura como conservador de frutas? ¿Por qué? 3. ¿Qué sucede con la bolsa? ¿Por qué? 4. ¿Qué tipo de fenómeno se dio al mezclar las uvas con la levadura? 5. Plantee la ecuación química correspondiente a un proceso de fermentación de la glucosa 6. Equilibre la ecuación química y asigne las fases a reactivos y productos de reacción en la

ecuación química. 7. Suponga que parte de 1000 g de glucosa y obtiene 363 g de etanol. Calcule: a) el

rendimiento, b) la economía atómica y c) el % de economía atómica, de la reacción de fermentación de la glucosa.

8. Discuta la reacción de fermentación de la glucosa basado en los principios de la química verde.


Referencias.

1. Anastas, P.T. y Warner, J.C. (1998). Green Chemistry: Theory and Practice. Ed. Oxford. 2. Anastas, P.T. y Kirchhoff, M.M. (2002). Origin, Current Status, and Challenges of Green

Chemistry. Acc. Chem. Res. 35: 686-694. 3. Warner, J.C., Cannon, A.S. y Dye, K.M. (2004). Green Chemistry. Environmental Impact

Assessment Review. 24: 755-799. 4. Lancaster, M. (2002) Green Chemistry: an Introductory text. Ed. Royal Society of

Chemistry. 5. Química. La ciencia central T.L. Brown, H.E. LeMay Jr., B.E. Bursten, C.J. Murphy, P.

Woodward . Ed. Pearson, 11ª Edicion, 2009. 6. Química, R. Chang, Ed. Mc Graw Hill, 10ª Edición, 2010. 7. Química General R.H. Petrucci, W.S. Harwood, F.G. Herring, Ed. Pearson Educación

(Prentice Hall), 8ª Edicion, 2003. 8. Introducción a la nomenclatura de sustancias químicas, W.R. Peterson., Ed. Reverte, 2010. 9. Técnicas experimentales en Síntesis Orgánica, M.A Martínez Grau, A. G. Csákÿ. Ed. Síntesis. 10. W.P. Jencks, “Catalysis in Chemistry and Enzymology” McGraw-Hill, New York, 1969. ISBN

0-07-032305-4 11. Myron L Bender, Makoto Komiyama, Raymond J Bergeron “The Bioorganic Chemistry of

Enzymatic Catalysis” Wiley-Interscience, Hoboken, U.S., 1984 ISBN 0-471-05991-9 12. The 12 Principles of Green Chemistry. United States Environmental Protection Agency. 13. «Genie in a Bottle». University of Minnesota. 14. PCE Química, Javier Guzmán Porras, Editorial UC. 15. Sesión 1 y 2, Guía Prof. Luis Mendoza, Instituto Nacional. 16. Ciencias Químicas III y IV, José López Vivar, Editorial Santillana.

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