Análisis de composición

[Estequiometría] Sección 10. Conceptos clave. [Fórmula empírica y composición porcentual] [Análisis de composición ] Otros conceptos. [Identificación orgánica]

El análisis de composición comprende un conjunto de técnicas estequiométricas relativamente avanzadas, ya que, a diferencia de los problemas estequiométricos tradicionales, no parte de una ecuación química balanceada evidente. Esta ausencia inicial de una reacción explícita obliga a inferir relaciones estequiométricas a partir de la descomposición conceptual de las sustancias involucradas.

Sin embargo, al identificar una sustancia clave —es decir, aquella que contiene el elemento que se desea cuantificar—, es posible aplicar el teorema de composición iónica adaptado para la descomposición de cualquier entidad de la sustancia, demostrado en lecciones anteriores. Este teorema permite descomponer la sustancia en sus elementos constituyentes o iones, y vincularlos directamente con los productos del análisis. Asumiendo además la validez de la ley de conservación de la masa, en su forma aplicada a la cantidad de sustancia de los elementos clave, se establece que dicha cantidad se mantiene constante entre los reactivos clave para el análisis y los productos reservorio, es decir, aquellos en los que el elemento queda confinado y medido experimentalmente.

Este enfoque convierte lo que inicialmente parece un escenario abierto o incierto en un procedimiento completamente trivial desde el punto de vista algebraico, con fórmulas claras y reproducibles. Así, el análisis de composición se fundamenta en principios generales, pero requiere una lectura analítica del sistema para reducirlo a relaciones cuantitativas simples entre masas, cantidades de sustancia y masas molares, siempre bajo el supuesto de una transformación completa y selectiva del elemento estudiado.

Análisis de combustión

El análisis de combustión es una técnica fundamental tanto en química orgánica como en química analítica, empleada para determinar la composición elemental —y, en particular, la fórmula empírica— de un compuesto puro. Consiste en la combustión total de una muestra en condiciones controladas, permitiendo medir con precisión los productos de oxidación, como CO₂, H₂O, NO/NO₂ y SO₂. A partir del número de moles de estos productos, se calcula la proporción de átomos en el compuesto original. Históricamente, fue desarrollado por Joseph Louis Gay-Lussac y perfeccionado por Justus von Liebig, quien lo convirtió en un método estándar del análisis químico.

Figura 1. Aparato para análisis de combustión. Un compuesto que contiene carbono e hidrógeno (C_aH_b) o carbono, hidrógeno y oxígeno (C_aH_bO_c) se quema por completo para formar H₂O y CO₂. Los productos se dibujan a través de dos tubos. El primer tubo absorbe agua y el segundo tubo absorbe dióxido de carbono.

Este método se utiliza principalmente para compuestos que contienen carbono (C), hidrógeno (H), nitrógeno (N) y azufre (S). Sus aplicaciones incluyen la determinación de proteínas en alimentos mediante el contenido de nitrógeno, el análisis de azufre en combustibles, o la medición de carbono orgánico total (TOC) en aguas.

Para compuestos que contienen solo C, H y O, como CaHbOc, el procedimiento permite obtener las masas de CO₂ y H₂O capturadas en absorbentes específicos. A partir de estas masas, se calcula la cantidad de C y H; el oxígeno se determina por diferencia con la masa total de la muestra.

Aunque no se requiere la ecuación química balanceada, es indispensable aplicar la ley de las proporciones definidas desde una perspectiva molecular.

Caso 1. Masa molar conocida.

Figura 2. Subíndice de un elemento x distinto de oxígeno con producto reservorio conocido y masa molar verdadera conocida. Demostración.

Figura 3. Subíndice del oxígeno como función de la masa molar verdadera conocida. Demostración.

Caso 2 Masa molar desconocida.

Figura 4. Cantidad del elemento x distinto de oxígeno. Demostración.

Figura 5. Cantidad de oxígeno. Demostración. Demostración.

Figura 6. El subíndice empírico de los elementos de tipo a se obtiene al calcular el cociente entre su cantidad de sustancia y la cantidad de sustancia del elemento de tipo b, el cual ha sido elegido como elemento de ponderación por ser el que presenta la menor cantidad de moles en la muestra analizada. Es decir, cada subíndice empírico de tipo a representa cuántas veces más moles hay de ese elemento en comparación con el elemento de tipo b. Por definición, el elemento de tipo b tiene un subíndice igual a 1, ya que se utiliza como referencia de normalización para establecer las proporciones relativas en la fórmula empírica. Este procedimiento permite convertir un conjunto de cantidades de sustancia reales en un conjunto de números relativos mínimos enteros, lo que da lugar a una fórmula que refleja la composición atómica más simple de la sustancia. Así, al dividir todas las cantidades de sustancia entre la menor de ellas, se obtiene la relación más reducida posible entre los elementos presentes, cumpliendo con el criterio de mínima proporcionalidad característico de la fórmula empírica. Demostración.

Por composición porcentual

Para evitar la dependencia excesiva de fórmulas y enfocarnos en la comprensión del proceso, debemos reconocer que el análisis de composición porcentual puede resolverse utilizando los mismos principios que en el análisis de combustión. La única diferencia fundamental es que, en lugar de obtener productos oxidados como el dióxido de carbono o el agua, el producto reservorio en este caso es el elemento puro en su forma monoatómica, tal como aparece en la tabla periódica.

Este paralelismo conceptual nos permite aplicar procedimientos ya conocidos: identificar el reactivo clave, asumir la conservación de la cantidad de sustancia del elemento durante el proceso, y calcular su masa o fracción de masa con base en el producto final. De este modo, muchos análisis se reducen a un esquema común en el que la lógica del método es más importante que memorizar fórmulas.

No obstante, para formalizar y automatizar los resultados, sí se pueden discriminar dos casos generales: uno en el que conocemos la verdadera masa molar del compuesto, lo que permite calcular directamente el subíndice del elemento a partir de su fracción de masa y masas molares; y otro en el que no contamos con esa masa molar, lo que limita el análisis a la obtención de la fórmula empírica por comparación entre cantidades de sustancia relativas. 

En este enfoque, la fracción de masa del elemento en el reactivo clave se calcula como el cociente entre la masa del producto reservorio (el elemento puro aislado) y la masa total del reactivo clave que lo contenía originalmente. Es decir, aunque el valor numérico es el mismo que el de cualquier relación porcentual, aquí se utiliza su forma fraccional, lo que permite una manipulación más directa en los pasos algebraicos del análisis.

Al escribir la fracción de masa como:

masa del elemento / masa del compuesto total,

estamos formalizando el análisis en términos estequiométricos. Esta relación puede luego sustituirse directamente en las fórmulas del teorema de composición si se dispone de la masa molar del compuesto completo, lo que permite calcular el subíndice empírico o molecular del elemento. Si, en cambio, no se conoce dicha masa molar, el análisis se limitará a determinar proporciones relativas de los elementos, pero siempre bajo el mismo principio de conservación de la masa y partiendo de un producto reservorio que representa todo el contenido del elemento clave.

Este enfoque evita depender de fórmulas memorizadas y refuerza la idea de que todo análisis porcentual puede resolverse con una lógica común, basada en relaciones simples entre masas reales medidas y masas molares conocidas, siempre bajo el supuesto de una reacción completa y específica.

Análisis gravimétrico

El análisis de composición por gravimetría es un método cuantitativo basado en la medición precisa de masas para determinar la proporción de un componente específico dentro de una sustancia. En el caso particular del análisis de una halosal soluble, se trata de una muestra cuya masa inicial es conocida, y que contiene un halógeno que deseamos cuantificar. Al hacer reaccionar esta muestra con una disolución en exceso de nitrato de plata, el halógeno forma un haluro de plata insoluble, cuya masa seca también se mide con precisión.

La clave del método reside en que el halógeno es el único componente de la muestra original que forma el precipitado, y que la cantidad de sustancia del halógeno se conserva durante la transformación. Por tanto, al conocer la masa del precipitado de haluro de plata y aplicar los principios de estequiometría y masas molares, se puede calcular la masa de halógeno presente en la muestra. Finalmente, al dividir esta masa entre la masa total de la halosal se obtiene su fracción de masa, es decir, la riqueza del halógeno en la sal original. Este procedimiento representa un ejemplo clásico de gravimetría por precipitación, aplicando la ley de conservación de la masa para inferir composiciones a partir de productos sólidos aislables.

Figura 7. Fracción de masas del elemento x halógeno en una halosal soluble como función de la masa de la halosal y la masa del haluro de plata insoluble. Demostración.

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