Ecuaciones químicas, estequiometría y leyes del equilibrio

    El aserto del pensador griego Heráclito según el cual «nada es permanente excepto el cambio», fue asimilado en filosofía científica a la idea de que el único elemento constante en la materia del Universo es su condición cambiante. En la base de esta condición se halla el concepto de reacción química, proceso en el que dos o más sustancias se transforman en otras. Por ejemplo, la combustión de la madera no es otra cosa que la reacción de los constituyentes orgánicos de esa sustancia con el oxígeno de la atmósfera, lo que da lugar a la formación de vapor de agua, dióxido de carbono y cenizas. Al igual que las combustiones, fenómenos como las fermentaciones, la digestión, la respiración, la corrosión de los metales o el fraguado del cemento no son otra cosa que un conjunto de reacciones químicas.

    El conocimiento de estos procesos requiere un marco de estudio integrado por una serie de nociones entre las que cabe reseñar las ecuaciones químicas, las cuales son las representaciones escritas que esquematizan las reacciones; la estequiometría, que se ocupa de las relaciones entre cantidades y proporciones de las sustancias que participan en las reacciones, o el equilibrio químico, principio esencial en torno al cual gira el desarrollo de numerosas reacciones.

    Reactividad y ecuaciones químicas

    En las reacciones químicas, los elementos o compuestos iniciales se denominan reactivos o reactantes, mientras que los finales son los productos. Ambos se consignan separados por una flecha indicativa del sentido en el que tiene lugar la transformación. A este respecto, se diferencian las reacciones irreversibles, que se producen en un solo sentido y se indican mediante una flecha de una única dirección, y las reversibles, que pueden tener lugar tanto de reactivos a productos como al revés, y se designan con una flecha de doble sentido.

    Un ejemplo de notación de una reacción irreversible es la combustión del gas butano, C4H10, en la que se consume el oxígeno atmosférico, O2, y se forma agua y anhídrido carbónico, CO2,

    C4H10 + O2 H2O + CO2

    en tanto que uno de reacción reversible es la formación del anhídrido carbónico a partir de carbono, C, y oxígeno molecular, O2:

    C + O2 CO2

    A efectos de la dinámica de reacción, las irreversibles son aquellas en las que los reactivos se transforman por completo en productos, mientras que, en las reversibles, al final de la reacción existen reactivos y productos en proporciones variables.

    Tras consignar las fórmulas de las sustancias que intervienen en las reacciones, se ha de tener en cuenta que el proceso debe cumplir la ley de conservación de la masa, en virtud de la cual los átomos no se crean ni se destruyen en el curso de la reacción, sino que se transforman, por lo que el número de átomos de cada término a ambos lados de la flecha ha de ser el mismo. Ello se establece en una operación a la que se denomina balance o ajuste de la ecuación que consigna la reacción.

    Balance de ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos

    La estequiometría es la rama de la química que se ocupa del estudio de los aspectos cuantitativos de los reactivos y productos de las reacciones. Dentro de su ámbito de cobertura, el primer concepto con el que es necesario familiarizarse es, pues, el de balance o ajuste de ecuaciones, por medio del cual se asegura el cumplimiento de la ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier en 1789.

    Para ajustar una reacción es necesario determinar el número mínimo de moléculas reaccionantes, de forma que la cantidad de átomos de cada elemento sea la misma en cada uno de los lados de la ecuación.

    A modo de ejemplo, puede considerarse la reacción de combustión del metano, CH4, componente mayoritario del gas natural. En la reacción no balanceada se indica que el metano entra en combustión en presencia de oxígeno, formándose anhídrido carbónico y agua en estado de vapor.

    CH4 + O2 CO2 + H2O

    átomos de C: 1 átomos de C: 1

    átomos de H: 4 átomos de H: 2

    átomos de O: 2 átomos de O: 3

    En primera instancia se aprecia que en esta ecuación hay dos átomos más de hidrógeno en la parte de los reactivos y uno más de oxígeno en la de los productos. En consecuencia, primero se equilibrarán los hidrógenos:

    CH4 + O2 CO2 + 2 H2O

    átomos de C: 1 átomos de C: 1

    átomos de H: 4 átomos de H: 4

    átomos de O: 2 átomos de O: 4

    y, a continuación, los oxígenos:

    CH4 + 2 O2 CO2 +2 H2O

    átomos de C: 1 átomos de C: 1

    átomos de H: 4 átomos de H: 4

    átomos de O: 4 átomos de O: 4

    Los números que se anteponen a las moléculas se denominan coeficientes y el ajuste de las reacciones debe realizarse solamente con ellos, puesto que los subíndices que indican el número de átomos de cada molécula no se pueden alterar.

    A partir de una reacción ajustada pueden determinarse diferentes masas y volúmenes de los reactivos y productos de la reacción en función de un valor conocido de uno de ellos. Tal es el campo de aplicación de los llamados cálculos estequiométricos. En este contexto, es fundamental tener presente el hecho de que los coeficientes de la reacción corresponden al número de moles de cada sustancia, si bien las cantidades a determinar pueden expresarse en moles, gramos, litros, moles por litro u otras unidades. Por otra parte, las magnitudes deducidas pueden ser de masa o de volumen.

    A modo de ejemplo, es posible deducir la masa (en gramos) de amoniaco (NH3) que se puede obtener, empleando 30 g de hidrógeno, en la reacción de formación de ese compuesto a partir de sus elementos en estado gaseoso (síntesis de Haber):

    N2 + H2 NH3

    La reacción ajustada es:

    N2 + 3 H2 2 NH3

    Los coeficientes indican el número de moles de cada sustancia, por lo que, consignando las masas moleculares de las moléculas participantes multiplicadas por dichos coeficientes, el valor solicitado se halla a partir de una simple regla de tres:

    3 · 2 (masa molecular del H) 2 · 17 (masa molecular del amoniaco)

    30 g (masa conocida) x

    x = 170 g

    que es el valor de masa de NH3 solicitado.

    En ocasiones, en las ecuaciones químicas se hace constar el estado físico en que se hallan los reaccionantes y los productos. Ello se efectúa añadiendo, junto a capa de sustancia, (s) si está en estado sólido, (l) si se halla en estado líquido, (g) si se encuentra en forma gaseosa o bien (aq) si está en disolución acuosa.

    Esta notación es especialmente importante cuando expresamos la reacción de dos compuestos, sólo posible si ambos están disueltos. Por ejemplo, el bromuro potásico (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) no reaccionan en estado sólido, pero sí lo hacen cuando están en disolución, lo que se expresa escribiendo:

    KBr (aq) + AgNO3 (aq) KNO3 (aq) + AgBr (s)

    También se escriben con notación propia las ecuaciones que representan las reacciones en las que intervienen cargas eléctricas y en las que ambos miembros de la ecuación deben quedar eléctricamente compensados, para que se cumpla la ley de conservación de la carga. Este tipo de reacciones se analizan en el marco del equilibrio de óxido-reducción. Un ejemplo es la transferencia electrónica en la reacción entre el cinc y el ion cúprico:

    Zn (s) + Cu2+ (aq) , Zn2+ (aq) + Cu (s)

    El equilibrio químico

    El equilibrio químico es un estado en el curso de una reacción reversible en el que no se observan cambios en las cantidades de reactivos y productos o, interpretado en otros términos, el equilibrio se alcanza cuando los reactivos se transforman en productos a la misma velocidad con la que éstos vuelven a convertirse en reactivos.

    Para la reacción

    aA + bB cC + dD

    se definen sendas velocidades v1 y v2 para las reacciones directa e inversa. A medida que la velocidad de reacción de reactivos disminuye, va aumentando la de formación de productos, alcanzándose el equilibro cuando ambas velocidades se equiparan, lo que se representa de forma gráfica en la figura 1.

    Representación gráfica de la consecución del estado de equilibrio en un sistema a partir de la evolución de las velocidades de reacción directa, v1, e inversa, v2.

    En estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos se encuentran relacionados por una constante, la constante de equilibrio, Kc, cuya expresión matemática corresponde al cociente

    donde los términos entre corchetes corresponden a las concentraciones de productos y reactivos.

    Cuando el valor de Kc es muy inferior a 1, la reacción de reactivos a productos (hacia la derecha) se produce en escasa medida, por lo que en el equilibrio predominan los productos. Si su valor es muy superior a 1, predominan en cambio los reactivos (equilibrio desplazado hacia la izquierda). Cuando la reacción es entre sustancias en estado gaseoso, se define una constante de equilibrio, Kp, a partir de las presiones parciales de las sustancias que intervienen en el proceso:

    Análogamente, si las situaciones están en disolución, puede establecerse una nueva constante de equilibrio en función de las fracciones molares de las sustancias que toman parte en la reacción. Se la representa por Kx y es:

    Los valores de Kc, Kp y Kx coinciden cuando el número total de moles de los reaccionantes es igual al número total de moles de los productos, ya que la relación entre las constantes es:

    Siendo n la diferencia entre el número de moles de sustancias reaccionantes y el número de moles de los productos.

    Principio de Le Chatelier

    El valor de la constante de equilibrio en una reacción es variable en función del principio postulado a finales del siglo XIX por el francés Henry-Louis Le Chatelier, según el cual, cuando en un sistema químico en equilibrio se modifica alguno de los factores que pueden influir en él, es decir, temperatura, presión o concentración de las sustancias implicadas, dicho sistema evoluciona en el sentido de tender a contrarrestar la variación de esa magnitud.

    Cuando una reacción en equilibrio es sometida a presión, el equilibrio se desplaza a los productos para reducir el número de partículas en el gas y, por tanto, disminuir la presión.

    Cambios de temperatura. Cuando la temperatura de un sistema químico aumenta una vez que éste ha alcanzado el estado de equilibrio, ese equilibrio tiende a oponerse al incremento de calor desplazándose en el sentido en el que la reacción absorba calor, es decir, sea endotérmica. Lógicamente, ante una disminución de la temperatura el equilibrio tiende a desplazarse hacia la dirección en la que la reacción desprenda calor, es decir, sea exotérmica.

    Cambios de presión. Los cambios de presión solamente influyen en los equilibrios de reactivos y productos en estados gaseoso y en los casos en los que se registra una variación del número de moles entre reactivos y productos. Si la presión aumenta el equilibro se desplaza hacia aquel miembro de la ecuación en el que sea menor el número de moles, mientras que si disminuye se desplaza hacia el miembro que tiene un número mayor.

    Cambio de concentración. El incremento en la concentración de uno de los reactivos en equilibrio hace que aumente la velocidad de formación de productos para compensar y restablecer el estado equilibrado. Correspondientemente, si es uno de los productos aquél que ve aumentar su concentración, se incrementará la formación de reactivos, o lo que es lo mismo, el equilibrio se desplazará a la izquierda.

    Este principio, que puede parecer planteado bajo un punto de vista meramente teórico, permite predecir los efectos de los cambios ambientales sobre las reacciones químicas y, además, resulta de importancia esencial en la optimización de los procesos de la industria química. Ello es debido a que la tendencia al estado de equilibrio hace disminuir el rendimiento de las reacciones, por lo que la adecuada gestión del principio de Le Chatelier permite utilizar las condiciones más favorables.