martes, 12 de febrero de 2013

Implicaciones ecológicas, industriales y económicas de los cálculos estequiométricos

El hombre ha vivido sobre la Tierra por decenas de miles de años, ¿vamos acaso a poner ahora un límite a dicha posesión  mediante la intromisión persistente en los ecosistemas de nuestro planeta?

O bien, ¿avanzamos acaso hacia fuentes de energía cada vez más abundantes, en especial a la energía potencialmente obtenible de la fusión nuclear de los átomos de hidrógeno, tan accesible de manera inagotable en el agua que promete ser esencia no contaminante?

En los últimos años, tanto las sociedades civiles como los gobiernos de muchas naciones han empezado a fomentar y desarrollar entre sus pobladores una conciencia o cultura ecológica, con la intención de preservar lo más importante con que cuenta el planeta: el medio ambiente. Con la aplicación de estas políticas, han surgido algunas disciplinas científicas cuyo objeto de estudio básicamente es la contaminación ambiental y su problemática  Con base sin duda alguna e en estas disciplinas se encuentra perfectamente localizada una serie de componentes que sin duda alguna representan riesgos para la salud de las personas, así como para la flora y la fauna de cualquier región del mundo.

Uno de los principales contaminantes que afectan severamente el medio ambiente es el petróleo y sus derivados.
Esta industria (petroquímica), sin duda alguna ha sido, por muchos años, la principal actividad económica del país. Esto lo vemos a partir de 1958 cuando por precepto legal, la industria petroquímica mexicana se dividió en dos grandes áreas: la básica y la secundaria. Corresponde al Estado, a través de Petróleos Mexicanos (PEMEX), la obtención de los productores petroquímicos básicos, entre los que se encuentran: olefinas, aromáticos, amoniaco y, en general, todos aquéllos que se emplean en la transformación de los hidrocarburos del petróleo y que, por ende, representan mayor interés económico y social para el país. Es oportuno mencionar que actualmente se está modificando la legislación al respecto con el propósito de concesionar a la empresa privada la producción y procesamiento de los productos derivados de la petroqímica secundaria.

La estequiometría juega un papel muy importante en la producción de un gran número de sustancias químicas, las cuales deben estar ak cien por ciento en la calidad de su formulación, es decir "puras", ya que una alteración de la composición original, provocaría daños al beneficiario (por ejemplo en la fabricación de medicamentos), o en la elaboración de fertilizantes, los cuales dañarían el suelo y la obtención de alimentos del suelo.

Por otro lado, las plantas necesitan elementos esenciales (nutrientes) desde que se siembran hasta que logran un buen desarrollo. Los elementos más importantes en el crecimiento de una planta son el nitrógeno (N), el fósforo (P) y el potasio (K), aunque también se necesita una cantidad pequeña de otros nutrientes.

Los fertilizantes de nitrógeno más ampliamente usados son las sales de nitrato de amonio, NH4NO3 ("Nitram"), por su gran solubilidad y porque puede ser almacenado y transportado en forma sólida y con un alto porcentaje de nitrógeno. Otro fertilizante derivado del nitrógeno es el sulfato de amonio ((NH4)2SO4O).


Reacciones químicas y su repercusión en el medio ambiente

Muchas de las reacciones químicas producen sustancias que contaminan nuestro entrono. La contaminación ambiental, como se conoce a este proceso, es una problemática del mundo moderno.

Grandes cantidades de gases tóxicos permanecieron en suspensión en la atmósfera prmitiva de nuestro planeta.
También es posible imaginar los productos de las inmensas erupciones volcánicas qie se sucedieron en el transcurso de la evolución geológica de la Tierra.

Como consecuencia de las primeras evidencias de contaminación, en épocas anteriores se habló de humos o sustancias venenosas, de intoxicaciones o envenenamientos colectivos, de nieblas envenenadas, de contaminantes en mares y ríos, etc; pero los efectos e influencias nocivas de algunas sustancias no se extendían más allá de ciertos niveles locales que alteraban regiones relativamente pequeñas, salvo algunos casos de excepción que pudieron afectar a una gran parte del mundo.

Aunque el dióxido de azufre es conocido desde el siglo XVII como agente químico que provoca irritaciones en la garganta y en la nariz, el desarrollo industrial, sobre todo el metalúrgico y el incremento de los vehículos de combustión interna, han provocado concentraciones mayores de este contaminante, especialmente en las grandes zonas urbanas.

Obviamente, el desarrollo industrial, con su creciente complejidad, engendra otros contaminantes no menos peligrosos, como el ácido sulfúrico, los óxidos de nitrógeno, los aldehídos, el fluoruro de hidrógeno, el sulfato de hidrógeno, el arsénico y algunos elementos derivados de ciertos mentales pesados, como el plomo, zinc, mercurio  cobre.

Pero existen otros contaminantes importantes en los óxidos, como el ozono (O3) y el nitrato de pracetilo 
(PAN). El primero se dorma de las descargas electrónicas de las tormentas y es contribuyente normal de la atmósfera en altitudes del orden de los 20km. Sin embargo, al comparar este ozono con el que se forma en las reacciones fotoquímicas donde intervienen los hidrocarburos, este último se considera más contaminante. Por lo tanto, las exposiciones largas al ozono en las personas provocan modificaciones en la función pulmonar, fatigagenal y falta de coordinación motora, así como el PAN son muy agresivos a los tejidos vegetales.

Como podemos apreciar el avance tecnológico y su complejidad han traído aparejados nuevos problemas de contaminación, uno de ellos, de graves consecuencias, es el de los metales pesados. 

México también tiene, desafortunadamente, sus episodios trágicos en cuando a contaminación se refiere, debido al nulo control de los procesos químicos utilizados. Sin embargo, no todo es desgracia y afortunadamente diferentes países empezaron a promulgar normas sobre contaminación y existe gran apoyo sobre el medio ambiente que se promueve en el seno de las Naciones Unidas.

Desde luego, los progresos tecnológicos y de la ciencia por lo reglar traen problemas junto con sus beneficios.

Es indudable que el conocimiento también nos lleva por caminos peligrosos, pero la respuesta sólo debe ser conocer mejor los procesos efectuados a nuestro alrededor para lograr los mejores beneficios.

En conclusión, podemos decir que la ciencia y la tecnología no permanecen inmóviles y que si somos inteligentes, tendremos al alcance de la manera los avances que nos ayudarán a resolver todo tipo de problemas.

sábado, 9 de febrero de 2013

Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes o de Richter-Wenzel

"Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí." -Richter-Wenzel.

El carbono se combina con el hidrógeno para formar metano, CH4, y con el cloro para formar tetracloruro de carbono, CCl4; la relación con que el hidrógeno y el cloro se combinan con una misma cantidad de carbono es: 
pues bien, la relación con que se combinan el hidrógeno y el cloro para formar el cloruro de hidrógeno, HCl, es la misma:


Reactivo Limitante 

Cuando se desea obtener un compuesto en el laboratorio, la cantidad de producto resultante está limitada por una de las sustancias que intervienen en la reacción. A esa sustancia se le conoce como reactivo limitante. 

Ejemplo: 

Para la reacción:

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?
Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2
Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.
La proporción requerida es de 2 : 1
Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1
Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2
Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. 
Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.
Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante
Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:
Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.
El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

Rendimiento de una reacción
Cuando se produce una reacción en la que se forman cantidades máximas de productos, se dice que la reacción tiene un rendimiento de 100%
Ejemplo: 

Cuántos gramos de cobre se necesitan para obtener 100 gramos de sulfato de cobre si el rendimiento de la reacción es del 65 %?

Cu + 2 H2SO4 ----------------- CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Por cada 63,5 g de cobre se obtienen 159,5 g de sulfato de cobre. Si se tiene en cuenta el rendimiento:

Cantidad obtenida =  159,5 g x 0,65 = 103.7 g  (a partir de 63,5 g de cobre)

Si se plantea la proporción:

63,5 g cobre x 100 g de sulfato de cobre / 103,7 g de sulfato de cobre = 61,23 g de cobre



Ley de la conservación de la conservación de la masa o ley de Lavoisier

Ley de Lavoisier

"Es un sistema sometido a un cambio químico, la masa total de las sustancias que intervienen permanece contante." -Antonie Laurent Lavoisier.
 
H2 (g)   +   O2 (g)   e       H2O (l)
                                          reactivos                productos


Reacciones químicos y estequiometría

Las ecuaciones nos dan información cualitativa y cuantitativa. Cada símbolo y cada fórmula en una ecuación representan una cantidad específica de elementos y compuestos. 


Relación masa a masa

Los coeficientes de una ecuación balanceada nos dan las cantidades relativas de los reactivos y de los productos. Los cálculos que se realizan para buscar las masas de las sustancias que toman parte en una reacción se llaman problemas de masa a masa.

Una ecuación balanceada nos muestra la relación entre las masas de los productos y los reactivos. 
¿Cuántos moles de cloruro de sodio, se necesitan para producir 355 g de cloro? 
NaCI ⇒ Na + Cl 2 1. 
Se balancea la ecuación: NaCI ⇒ 2Na + Cl 2^ 2.
Se calcula el peso molecular de cada compuesto o elemento: 2 NaCI = 2(23 + 35.5) = 2 (58.5) = 117 g 2 Na=2X23=46g C12 = 2 X 35.5 = 71 g 3. 
Se lee la información: 2 moles de NaCI (58.5 g), da⇒ 2 moles de Na (46 g) + I mol de C12(71 g) 4.
Se escribe los datos que se piden, arriba de la ecuación y los datos anteriores se colocan abajo: 
Xg                                355g 2NaCI  ⇒   2 Na    +    Cl 2^ 117g           46g             71g 
Se establece una proporción ignorando al Na, ya que no entra en el problema: Xg  —  355g 117g  —  71 g Se despeja la x: X=(355gX117g)/71g=41535g/71=585g 
Resultado: Se necesitan 585 g de NaCI para formar 355 g de Cl 2 
Como la respuesta se pide en moles, se dividen los 585 g de NaCI entre el peso molecular de una molécula de NaCI: 585/58.5 = 10 moles de NaCI



 Relación mol a mol

Conocido el número de moles de una especia, encuentra el número de moles correspondientes a otras especies. 

 a partir de 4.8 moles de HCl. cuantas moles de MnCl2 se deben obtener?
MnO2 + 4HCl ----> MnCl2 + 2H2O + Cl2
4.8 mol HCl * (1 mol MnCl2/ 4 mol Hcl) = 1.2 mol MnCl2





Relación masa a mol 

De la masa de una especia, determina el número de moles correspondiente de otras especies.

                                                          2H + O2    2H2O
                                               X (moles)  16g

Solución:

Convertimos los gramos de oxígeno a moles:
                                                                                    16g
                                              Moles de oxígeno = _______ =  0.5 mol
                                                                                 32g/mol

Por tanto:

                                           2 moles de H2 ________ 1 mol de O2
                                           X moles de H2 ____________  0.5 moles de O2

                                           2 X 0.5 
                                                         X= ______ = 1 mol de H2
                                                                    1 



Relación volumen a volumen

Conocido el volumen de una especie gaseosa en condiciones determinadas, encuentra el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones.

Ejemplo:

Mediante la siguiente reacción, ¿cuántos litros de oxígeno, en condiciones normales de temperatura y presión, se combinarán con 30 litros de hidrógeno que están en las mismas condiciones?

                                                        2H2  +  O2  2H2O


                                                                    1LO2
                                                30LH2  X  _______ = 15 L de O
                                                                                             2LH



Relación masa a volumen

Dada la masa de una especie, halla el volumen de otras especies gaseosas en condiciones específicas. 

                                                      2H2  +  O2  2H2

                     gH2 moles H2 moles O2 litros O2 TPN  litros O

               1 mol H2            1 mol O2              22.4 L            298 K        760mmHg
8.08g X ________ X _________ X ________ X _______ X _________= 47.6 L

                  2.02g           2moles H2      1 mol O2             273 K         760mmHg    




RELACIÓN MOL A VOLUMEN

Conocido el número de moles de una especie gaseosa en condiciones definidas, encuentra el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones. 










Ley de Avogadro

Volúmenes de combinación y moléculas(ley de Avogadro)

"En cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en ella, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión, guardan entre sí una relación de número enteros sencillos."  -Gay-Lussac-Humboldt.


Ley de Avogrado

"Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas."


Masa atómica de los elementos

Masas atómicas relativas

Si un elemento tiene una masa de 40, quiere decir que sus átomos tienen una masa 40 veces mayor que ka del átomo de hidrógeno. A este concepto se le conoce apropiadamente como masa atómica relativa, aunque de manera usual se le llama peso atómico.


Actualmente para determinar las masas atómicas de los elementos se toma como base el carbono 12(el isótopo más abundante de carbono), al que se le asigna un valor exacto de 12. Eso quiere decir que la unidad corresponde a la doceava parte de la masa de dicho átomo.

                                                                       1m
                                                                     _____ (carbono 12) = 1 uma
                                                                        12

                                                                   (uma = unidad de masa atómica)

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico(protones o electrones) pero diferente masa atómica(neutrones).


Masa Molecular 

Las moléculas están formadas por dos o más átomos, por esta razón, el peso de una molécula es la suma de los pesos de los atómos que la forman. A ese peso se le llama peso molecular o masa molecular.
Se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran las moléculas. Para ello es necesario tomaren cuenta la fórmula molecular, pues en ella se indica el número de átomos que tienen los elementos que la construyen.






Masa molar de los elementos

Los átomos de cualquier elemento son tan pequeños que resulta imposible medir su masa atómica con una balanza. Por ello se usa el número de Avogadro(6.023 X 1023), el cual nos permite determinar la equivalencia entre la masa en gramos y la masa atómica de un átomo. Así obtenemos un mol, por tanto, la masa de un mol o masa molar.

Elemento
Masa atómica
Número de moles
Masa molar
Sodio
23 uma
1
23 g
Azufre
32 uma
1
32 g
Hierro
56 uma
1
56 g
Zinc
65 uma
1
65 g




Masa de un mol de moléculas

Se define como la masa moléculas de esa medida expresada en gramos, equivalente a 6.023 X 1023

Ejemplo: un mol de cloruro de sodio (NaCl) pesa 58.5 g

                                                         Na = 1 átomo X 23 = 23g
                                                         Cl = 1 átomo X 35.5 = 35.5g
                                                                                           _______
                                                                                1 mol = 58.5 g  

                                   1 mol de NaCl = 58.5 g = 6.023 X 1023 moléculas de NaCl
                                                         

Mol

En el laboratorio no es posible trabajar con partículas químicas individuales, por lo que se hizo necesario establecer una unidad que permitiera relacionar la masa de cualquier sustancia con su número real de partículas: Mol, es la unidad básica del Sistema Internacional. El término mol proviene del latín y significa: pila o montón, se puede decir que el mol es un montón de partículas u unidades correspondientes.
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Representación de Mol: 1 g = 6.023 X 10