Valoraciones redox

En las reacciones redox se transfieren electrones, mientras que en las reacciones ácido-base se transfieren protones. Del mismo modo en que un ácido se puede valorar con una base, un agente oxidante se puede valorar con un agente reductor, utilizando un procedimiento semejante. Así, por ejemplo, se puede añadir con cuidado una disolución que contenga un agente oxidante a una disolución que contenga un agente reductor. El punto de equivalencia se alcanza cuando el agente reductor es completamente oxidado por el agente oxidante.

Igual que las valoraciones ácido-base, las valoraciones redox por lo general requieren de un indicador que tenga un cambio de color nítido. En presencia de una gran cantidad de agente reductor, el color del indicador es característico de su forma reducida. El indicador adopta el color que tiene en su forma oxidada cuando está en presencia de un medio oxidante. En el punto de equivalencia, o cerca de este, ocurrirá un cambio de color nítido del indicador al pasar de una forma a otra, por lo que el punto de equivalencia puede identificarse fácilmente.

El dicromato de potasio (K₂Cr₂O₂) y el permanganato de potasio (KMnO₄) son dos agentes oxidantes muy comunes. Los colores de los aniones dicromato  y permanganato son muy diferentes de los colores que tienen las especies reducidas.

Estos agentes oxidantes se pueden utilizar por sí mismos como indicador interno de una valoración redox, ya que los colores de las formas oxidada y reducida son muy distintos.

Las valoraciones redox requieren del mismo tipo de cálculo (basados en el método del mol) que las neutralizaciones ácido-base. Sin embargo, la diferencia entre estas radica en que las ecuaciones y la estequiometria tienen a ser más complejas en las reacciones redox.

Concentración de disoluciones

Para estudiar la estequiometría en disoluciones, es necesario conocer la cantidad de los reactivos presentes en una disolución y saber controlar las cantidades utilizadas de reactivos para llevar a cabo una reacción en disolución acuosa.

La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente o de disolución. La concentración de una disolución se puede expresar en muchas formas distintas, para este texto consideraremos una de las unidades más utilizadas en la química, la molaridad (M), o concentración molar, que es el número de moles de soluto en 1 litro (L) de disolución. La molaridad se define por la ecuación:

M = molaridad = (moles de soluto / litros soln)

donde "soln" significa "disolución". Así, una disolución 1.46 molar de glucosa (C6H12O6), escrita como 1.46 M de C6H12O6 contiene 1.46 moles de soluto (C6H12O6) en 1 L de la disolución; una disolución 0.52 molar de urea [(NH3)2CO)], escrita como 0.52 M de (NH3)2CO), contiene 0.52 moles de (NH3)2CO) (el soluto) en 1 L de disolución y así sucesivamente.

Por supuesto que no siempre se trabaja con volúmenes de disolución exactamente de 1 L. Esto no represente problema alguno si se hace la conversión del volúmen de la disolución a litros. Así, una disolución de 500 mL que contiene 0.730 moles de C6H12O6 también tiene una concentración 1.46 M:

M = molaridad = (0.730 mol / 0.500 L)

                        = 1.46 mol / L  = 1.46 M

Como se puede ver, la unidad de molaridad es moles por litro, por lo que una disolución de 500 mL, que contiene 0.730 moles de C6H12O6 equivalen a 1.46 mol/L, o 1.46 M. Observe que, al igual que la densidad, la concentración es una propiedad intensiva, por lo que su valor no depende de la cantidad de disolución.

5 conceptos para recordar

1- Las masas atómicas se miden en unidades de masa atómica (uma), una unidad relativa que se basa en un valor exactamente de 12 para el isótopo carbono-12. La masa atómica dada para los átomos de un elemento particular, por lo general, es el promedio de la distribución de los isótopos naturales de ese elemento. La masa molecular de una molécula es la suma de la masas atómicas de los átomos que la constituyen. Tanto la masa atómica, como la masa molecular se pueden determinar con exactitud con un espectrómetro de masas.

2- Un mol es el número de Avogadro (6,022 x 10²³) de átomos, moléculas u otras partículas. La masa molar (en gramos) de un elemento o de un compuesto es numéricamente igual a su masa en unidades de masa atómica (uma) y contiene el número de Avogadro de átomos (en el caso de los elementos), de moléculas o de unidades de fórmula simples (en el caso de compuestos iónicos).

3- La composición porcentual en masa de un compuesto es el porcentaje en masa de cada elemento presente. Si se conoce la composición porcentual en masa de un compuesto, es posible deducir su fórmula empírica, y su fórmula molecular, si se conoce su masa molar aproximada.

4- Los cambios químicos, llamados reacciones químicas, se representan mediante ecuaciones químicas. Las sustancias que experimentan un cambio, los reactivos, se escriben del lado izquierdo y las sustancias que se forman, los productos, aparecen del lado derecho de la flecha. Las ecuaciones químicas deben estar balanceadas, de acuerdo con la ley de la conservación de la masa. El número de átomos de cada tipo de elemento en los reactivos y en los productos debe ser el mismo.

5- La estequiometría es el estudio cuantitativo de los productos y reactivos en una reacción química. Los cálculos estequiométricos se realizan de manera óptima expresando, tanto las cantidades conocidas como las desconocidas, en término de moles y después, si es necesario, se convierten en otras unidades. Un reactivo limitante es el reactivo que está presente en la menor cantidad estequiométrica; limita la cantidad de producto que se puede formar. La cantidad de producto que se obtiene en una reaccion (rendimiento real) puede ser menor que la máxima cantidad posible (rendimiento teórico). La relación de los dos se expresa como porcentaje de rendimiento.

Cantidades de reactivos y productos

Una pregunta que se plantea en el laboratorio y en la industria química es: "¿qué cantidad de productos se obtendrá a partir de cantidades específicas 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 y 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 los reactivos (o productos) sean moles, gramos, litros (para los gases) y otras unidades, para calcular la cantidad de producto formado en una ecuación se utilizan moles. Este método se denomina metodo del mol, que significa que los coeficientes estequiométricos en una reacción química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia. Por ejemplo, la combustion del monóxido de carbono en el aire produce dióxido de carbono:

2CO(g)  +  O2(g)  -->  2CO2(g)

Para los cálculos estequiométricos esta ecuación puede leerse como: "2 moles de monóxido de carbono gaseoso se combinan con 1 mol de oxígeno gaseoso para formar dos moles de dióxido de carbono gaseoso".

El método del mol consta de los siguintes pasos:

1. Escriba las fórmulas correctas para todos los reactivos y productos y haga el balance de la ecuación resultante.
2. Convierta en moles las cantidades de algunas o todas las sustancias conocidas (generalmente los reactivos).
3. Utilice los coeficientes de la ecuación balanceada para calcular el número de moles de las cantidades buscadas o desconocidas (generalmente los productos) en el problema.
4. Utilizando los números calculados de moles y masas molares convierta las cantidades ddesconocidas en las unidades que se requieran (generalmente en gramos).
5. Verifique que la respuesta sea razonable.

Tres tipos de cálculo basado en el método del mol

El paso 1 es un requisito previo para cualquier cálculo estequiométrico. Se debe conocer la identidad de los reactivosy de los productos, y sus relaciones de masa deben considerar la ley de la conservación de la masa (es decir, se debe tener una ecuación balanceada). El paso 2 es el punto crítico para convertir los gramos (u otras unidades) de las sustancias en números de moles. Esta conversion permite analizar la reacción real solo en término de moles.

Para completar el paso 3, 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 relacion en la cual las moles de una sustancia reaccionan o forman moles de otras sustancias. El paso 4 es semejante al paso 2, excepto que ahora se refiere a las cantidades buscadas en el problema. El paso 5 con frecuencia se subestima, pero es muy importante.

Átomos y moléculas

El lenguaje que los químicos emplean para describir las formas de la materia y los cambios posibles en su composición se ecuentra en todo el mundo científco. Los símbolos químicos, las fórmulas y las ecuaciones aparecen en áreas tan diversas como son agricultura, economía doméstica, ingeniería, geología, física, biología, medicina y odontología. 

La palabra "estequiometría" deriva del griego stoicheion, que significa "primer principio o elemento", y metron, que quiere decir "medida". La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción).

Aproximadamente 400 a.C., el filósofo griego Demócrito sugirió que toda la materia estaba formada por partículas minúsculas, discretas e indivisibles, a las cuales llamó átomos. Sus ideas fueron rechazadas durante 2000 años, pero a fines del siglo XVIII comenzaron a ser aceptadas.

En 1808, el maestro de escuela inglés, John Dalton, publicó las primeras ideas "modernas" acerca de la existencia y naturaleza de los átomos. Resumió y amplió los vagos conceptos de antiguos filósofos y científicos. Esas ideas forman la base de la teoría atómica de Dalton, que es de las más relevantes dentro del pensamiento científico. Los postulados de Dalton se pueden enunciar en la siguiente forma condensada:

1. Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento dado tiene propiedades idénticas, las cuales difieren de las de átomos de otros elementos.
3. Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o transformarse en átomos de otros elementos.
4. Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan entre sí en una proporción fija.
5. Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado.

En la época de Dalton ya se conocía la ley de la conservación de la materia y la ley de las proporciones definidas, las cuales fueron la base de su teoría atómica. Dalton consideró que los átomos eran esferas sólidas e indivisibles, idea que en la actualidad se rechaza, pero demostró puntos de viusta jmportantes acerca de la naturaleza de la materia y sus interacciones. En ese tiempo algunos de sus postulados no pudieron verificarse (o refutarse) experimentalmente, ya que se basaron en las limitadas observaciones experimentales de su época. Aun con sus limitaciones, los postulados de Dalton constituyen un marco de referencia que posteriormente los científicos pudieron modificar o ampliar. Por esta razón se considera a Dalton como el padre de la teoría atómica.

Las partículas más pequeñas de un elemento que mantiene su identidad química a través de todos los cambios químicos y físicos se llama átomo. En casi todas las moléculas, dos o más átomos se unen entre sí formando unidades discretas muy pequeñas (partículas) que son eléctricamente neutras.

Una molécula es la partícula más pequeña de un compuesto o elemento que tiene existencia estable e independiente. Un átomo de oxígeno no puede existir sólo a temperatura ambiente y presión atmosférica normal; por tanto, cuando se mezclan átomos de oxígeno en esas condiciones, de inmediato se combinan en pares. El oxígeno que se conoce está formando por dos átomos de oxígeno; es una molécula diatómica O2. Otros ejemplos de moléculas diatómicas son el hidrógeno, el nitrógeno, el flúor, el cloro, el bromo y el yodo.

Otros elementos existen como moléculas más complejas; por ejemplo, el fósforo forma moléculas de cuatro átomos y el azufre moléculas de ocho átomos a temperatura y presiones normales. Las moléculas que contienen más de dos átomos se denominan moléculas poliatómicas.

Las moléculas de los compuestos están formadas por más de un tipo de átomos. una molécula de agua consta de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Una molécula de metano consta de un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno.
Los átomos son los componentes de las moléculas, y éstas a su vez son los componentes de los elementos y de la mayor parte de los compuestos. A simple vista es posible observar las muestras de los compuestos y elementos, formadas por grandes números de átomos y moléculas. Con el microscopio electrónico es posible "ver" en la actualidad a los átomos. Para formar una fila de 2.5cm de largo serían necesario 217 millones de átomos de silicio.