El aire como una mezcla de Dalton

 En nuestras actividades diarias y en el ámbito académico, es común encontrar la idea errónea de que aire y oxígeno son equivalentes. Sin embargo, esta percepción es incorrecta. El aire es una mezcla compleja de gases, mientras que el oxígeno es solo su segundo componente más abundante. El principal constituyente del aire seco es el nitrógeno molecular (N₂), que representa aproximadamente el 78 % en volumen, seguido por el oxígeno molecular (O₂), con un 21 %. Otros gases —como dióxido de carbono (CO₂), argón y vapor de agua— aparecen en proporciones menores, aunque desempeñan roles esenciales en la química atmosférica y en numerosos procesos ambientales.

Figura 1. La importancia de la ley de las presiones parciales se destaca especialmente en el contexto del aire. Este último consiste en una mezcla de gases, tales como nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono, vapor de agua y otros componentes menores.

No es una composición constante

La composición actual del aire es el resultado de millones de años de interacción entre procesos geológicos y procesos biológicos. La atmósfera primitiva contenía principalmente dióxido de carbono, vapor de agua y gases volcánicos. A medida que la Tierra se enfrió, el vapor de agua se condensó formando los océanos, mientras que organismos fotosintéticos primitivos, como las cianobacterias, comenzaron a liberar oxígeno mediante fotosíntesis. Con el paso del tiempo, este oxígeno se acumuló en la atmósfera, permitiendo el desarrollo de formas de vida más complejas. Paralelamente, el nitrógeno, proveniente de la desgasificación volcánica, se estabilizó como el componente predominante gracias a su alta estabilidad química.

A pesar de representar menos del 0.04 % del aire, el dióxido de carbono (CO₂) ejerce un efecto desproporcionado en el clima global debido a su capacidad de actuar como gas de efecto invernadero, atrapando energía térmica y contribuyendo al calentamiento global. En este contexto, las emisiones humanas son un factor determinante. En 2022, China emitió alrededor de 12 000 millones de toneladas métricas de CO₂, seguida por Estados Unidos con aproximadamente 5 000 millones. Europa, África y Latinoamérica emitieron cerca de 3 000, 1 200 y 1 300 millones de toneladas respectivamente. Estas diferencias reflejan contrastes profundos en industrialización, desarrollo económico y políticas ambientales entre regiones.

 

Figura 2.  Una bomba ciclónica ocurre cuando una baja presión se intensifica rápidamente por el choque entre aire cálido ascendente y aire polar muy frío. El calentamiento global aumenta su potencia al elevar corrientes de aire que luego se enfrían más, intensificando la caída de presión. En 2022, este fenómeno provocó una helada extrema en EE. UU., causando decenas de muertes y daños severos. (Enlace).

 En el ámbito climático, un aumento de energía térmica no siempre se traduce en un incremento uniforme del calor. Factores como la densidad del aire, su dinámica vertical y la interacción entre masas frías y cálidas determinan cómo se distribuye la energía en la atmósfera. El aire caliente, al ser menos denso, asciende, se enfría en las capas superiores y luego desciende, formando ciclos convectivos que redistribuyen el calor de manera desigual. Estos procesos pueden intensificar fenómenos extremos, como heladas severas, tormentas violentas y variaciones abruptas de temperatura, evidenciando la profunda interconexión de los sistemas atmosféricos.

Un ejemplo de esta dinámica se observa en grandes centros urbanos. En ciudades industriales de China, las concentraciones de contaminantes como las PM2.5 suelen alcanzar valores promedio entre 30 y 50 µg/m³, afectando la calidad del aire y amplificando los efectos térmicos locales. En Latinoamérica, urbes como Ciudad de México presentan valores cercanos a 25 µg/m³, mientras que en parte de Europa, gracias a regulaciones ambientales estrictas, algunas ciudades mantienen niveles más bajos, en torno a 10–15 µg/m³, aunque los picos en días críticos pueden superar ampliamente estos rangos.

Tabla 1. La tabla muestra que el aire es una mezcla gaseosa descrita mediante fracciones molares, de volumen y de masa, permitiendo cuantificar la contribución de cada gas. También incluye la masa molar ponderada, con la cual se obtiene la masa molar promedio del aire (≈28.96 g/mol), un valor global muy estable. Pequeñas variaciones en su composición generan grandes efectos climáticos.

Cuidar el aire implica no solo preservar su composición química, sino también comprender su dinámica atmosférica y su relación directa con el clima global. La sostenibilidad requiere ciudadanos científicamente informados, capaces de impulsar prácticas responsables y políticas adecuadas. Desde la expansión de energías renovables en Europa, pasando por la reducción de la deforestación en Latinoamérica, hasta el desarrollo de tecnologías de captura de carbono en Estados Unidos, cada región desempeña un papel clave en la protección de este recurso esencial. El aire no es simplemente una mezcla de gases: es el vínculo vital que conecta a todos los seres vivos con el planeta.

Evolución de la composición del aire

La evolución del oxígeno en la Tierra ha sido fundamental para la configuración de la vida y los procesos geológicos. Hace aproximadamente 3.5 mil millones de años, la atmósfera primitiva contenía cantidades insignificantes de oxígeno libre. La vida anaerobia predominaba, y el oxígeno que se producía era absorbido por procesos químicos. Las cianobacterias, mediante la fotosíntesis, comenzaron a liberar oxígeno alrededor de 2.4 mil millones de años atrás, lo que desencadenó la Gran Oxidación o Crisis del Oxígeno. Durante este evento, el oxígeno se acumuló gradualmente en la atmósfera, cambiando la química global. Uno de los principales indicadores de este cambio fue el enrojecimiento de las bandas de hierro en los océanos, conocidas como Formaciones de Hierro Bandeado (BIF, por sus siglas en inglés). Estas formaciones ocurrieron cuando el oxígeno reaccionó con el hierro disuelto en los océanos, oxidándolo y provocando la precipitación de óxidos de hierro, que se depositaron en los fondos oceánicos. Este proceso marcó el inicio de la acumulación de oxígeno en la atmósfera (Kump, 2008).

Hace aproximadamente 600 millones de años, el oxígeno atmosférico alcanzó concentraciones cercanas a las actuales, lo que permitió la aparición de formas de vida más complejas y aeróbicas. Sin embargo, su nivel no permaneció estable; fluctuó a lo largo de las eras geológicas. Un periodo especialmente notable fue el Carbonífero (359–299 millones de años), cuando el oxígeno alcanzó su máximo histórico, llegando hasta un 35 %, muy por encima del 21 % actual. Este exceso alteró profundamente el equilibrio entre herbívoros y plantas, favoreciendo la expansión de vastas “superjunglas” que cubrieron una parte significativa del planeta.

 Un elemento clave en esta dinámica fue la ausencia de hongos capaces de descomponer lignina, el principal componente estructural de la madera. Aunque los bosques producían enormes cantidades de biomasa, gran parte de ella no se descomponía y quedaba acumulada en pantanos y suelos anóxicos. Esto interrumpía el reciclaje del carbono hacia la atmósfera y permitía que el oxígeno continuara acumulándose. Con el paso del tiempo, estas capas de material vegetal comprimido dieron origen a los grandes depósitos de carbón fósil que hoy explotamos. No es casualidad que el periodo lleve el nombre de Carbonífero, precisamente por la magnitud de estos depósitos.

Este ambiente excepcionalmente rico en oxígeno también favoreció el desarrollo de organismos gigantes, especialmente entre los artrópodos. A diferencia de los vertebrados, los artrópodos dependen de un sistema respiratorio de tráqueas donde el oxígeno se difunde pasivamente, lo que en la actualidad limita su tamaño. Pero en el Carbonífero, la abundancia de oxígeno permitió superar esta restricción fisiológica, dando lugar a criaturas enormes: libélulas con más de 70 cm de envergadura y miriápodos de casi 2 metros de longitud. En este contexto, el tamaño de los artrópodos estaba directamente condicionado por la disponibilidad atmosférica de oxígeno, lo que explica la existencia de una megafauna invertebrada irrepetible en la historia de la Tierra.

Figura 3.  Arthropleura fue un miriápodo gigante del Carbonífero, el mayor invertebrado terrestre conocido, alcanzando 2.5 metros. Vivió en superbosques húmedos y probablemente fue herbívoro. Su enorme tamaño se debió a los altos niveles de oxígeno de la época. Desapareció por el cambio climático, la reducción del oxígeno y la aparición de nuevos depredadores vertebrados, que transformaron su ecosistema.

La columna de aire

La concentración de oxígeno disponible en la atmósfera varía considerablemente con la altitud. A nivel del mar, el aire contiene cerca del 21 % de oxígeno, pero a medida que se asciende, la presión atmosférica disminuye, lo que reduce la cantidad efectiva de oxígeno que puede inhalarse. Aunque el porcentaje se mantiene prácticamente igual, la menor presión parcial de oxígeno hace que cada respiración aporte menos moléculas, dificultando el funcionamiento normal del cuerpo.

Figura 4.  Los pilotos de cazas como el F-22, los Sukhoi rusos o los J-20 chinos enfrentan cambios extremos de presión y fuerzas G que causarían hipoxia sin asistencia. Por ello usan cabinas presurizadas, máscaras conectadas al sistema OBOGS, que genera oxígeno en tiempo real, y trajes anti-G, que mantienen el flujo sanguíneo cerebral. Estos sistemas les permiten operar maniobras y altitudes extremas con seguridad.

Un ejemplo extremo se encuentra en la cima del Monte Everest (8848 metros), donde la presión atmosférica es aproximadamente un tercio de la que hay al nivel del mar. En estas condiciones, la disponibilidad de oxígeno se reduce de manera drástica, provocando hipoxia severa. Por esta razón, la mayoría de los escaladores necesita utilizar oxígeno suplementario, ya que el organismo humano no puede adaptarse completamente a presiones tan bajas en escaladas rápidas.

De forma similar, los aviones comerciales vuelan entre 10 000 y 12 000 metros, altitudes donde la presión es demasiado baja para la supervivencia humana sin asistencia. Para garantizar seguridad y confort, la cabina se mantiene presurizada a condiciones equivalentes a las de unos 2400 metros de altitud, lo que asegura una presión parcial de oxígeno suficientemente alta para que pasajeros y tripulación respiren con normalidad.

Figura 5.  La figura muestra que, en presencia de gravedad, los gases no se distribuyen homogéneamente en contenedores altos. Las partículas se concentran en la parte inferior, igual que en la atmósfera terrestre, donde la densidad y la presión son mayores al nivel del mar y disminuyen con la altitud. Este gradiente afecta fenómenos meteorológicos, la aviación y la disponibilidad de oxígeno para los seres vivos.

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Estequiometría de cantidad (mol), masa (gramos) y gases.

 

 La estequiometría es el estudio de los parámetros cuantitativos asociados a una reacción química. A medida que una reacción avanza, no solo implica la transformación de sustancias —descomposición de los reactivos o síntesis de los productos—, sino también la posibilidad de absorber o liberar calor, generar o consumir carga eléctrica, o incluso interactuar con otras formas de energía, como la radiación. En este sentido, la estequiometría abarca todas las relaciones medibles que pueden expresarse en función de la cantidad de reacción, constituyendo el marco que permite conectar masa, volumen, cantidad de sustancia, energía o carga en un mismo sistema químico.

De momento, sin embargo, nos centraremos en las relaciones de cantidad y en sus derivaciones indirectas con la masa y los parámetros de los gases. De hecho, en la lección dedicada a la ley de volúmenes de combinación ya analizamos el caso de la relación volumen a volumen bajo condiciones constantes de presión y temperatura.

Estequiometría de masas y cantidades

Iniciaremos con las cuatro relaciones fundamentales: entre cantidades de sustancia, entre masas de sustancia y entre cantidad y masa de sustancia. Por tradición, emplearemos los números estequiométricos en valor absoluto, ya que en los cálculos básicos no nos importa distinguir qué especie aparece o desaparece. Sin embargo, más adelante veremos escenarios más exigentes, en los que la dirección química —esto es, el signo que distingue a reactivos y productos— adquiere verdadera relevancia.

[1] Cantidad de sustancia incógnita como función de la cantidad de sustancia dato. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

[2] Masa de sustancia incógnita como función de la masa de sustancia dato o viceversa al despejar el parámetro opuesto. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

[3] Masa de sustancia incógnita como función de la cantidad de sustancia dato. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

Estequiometría de gases

Siguiendo el principio de máxima eficiencia en la formulación de teoremas, omitiremos por completo los que se aplican estrictamente a condiciones normales, con la única excepción de la [Ley de volúmenes de combinación], que conservamos por su importancia histórica. Todos los demás casos pueden abarcarse mediante los teoremas generales para cualquier condición de gas, lo que evita repeticiones innecesarias.

El criterio heurístico que seguiremos es sencillo: en condiciones normales, el producto R⋅T/P se sustituye directamente por el volumen molar Vm​. Esta equivalencia está plenamente justificada por el [Teorema del volumen molar].

[4] Ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

[5] Relación entre cantidad de sustancia i y gas j. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

[6] Relación entre masa de sustancia i y gas j. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [esteenlace].

[7] Forma generalizada de la ley de los volúmenes de combinación, o estequiometría gas i a gas j. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

Densidades

Además de los ejercicios estequiométricos basados en masas, cantidades y parámetros de gases, también podemos enfrentar situaciones en las que se nos proporciona la densidad de una sustancia. La densidad vincula directamente la masa con el espacio que ocupa, lo que permite realizar conversiones entre volumen, masa y cantidad de sustancia de forma sencilla. Esta relación tiene la ventaja de que el volumen considerado puede corresponder a un gas, un líquido o un sólido, lo que amplía el análisis estequiométrico a sustancias condensadas (líquidas o sólidas) cuya densidad y forma son conocidas.

[8] Relación de volúmenes no gaseosos. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [Este.Enlace]

[9] Relación de una sustancia de volumen y densidad vs una sustancia con masa. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [Este.Enlace]

[10] Relación de una sustancia de volumen y densidad vs una sustancia cantidad (moles). Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [Este.Enlace]

[11] Relación de una sustancia de volumen y densidad vs una sustancia gaseosa. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [Este.Enlace]

[Ejercicios de estequiometría de moles, gramos y gases]

Reactivo limitante

El reactivo limitante —también denominado reactivo límite o reactivo limitador— es aquel componente de una reacción química que se encuentra en proporción insuficiente respecto a los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada. En otras palabras, es el reactivo que se consume por completo primero, lo que determina la cantidad máxima de producto que puede formarse. Identificar el reactivo limitante resulta fundamental para calcular con precisión el rendimiento de una reacción y para comprender la relación cuantitativa entre los distintos reactivos. Este concepto es esencial tanto en el estudio teórico de la química como en la optimización de procesos industriales y la planificación de reacciones en laboratorio, donde se busca maximizar la eficiencia y minimizar el desperdicio de materiales.

Figura 1. Representación de una reacción no estequiométrica entre hierro y azufre. En la síntesis del sulfuro de hierro (II), la proporción estequiométrica es de 1:1, es decir, un átomo de hierro por cada átomo de azufre. Sin embargo, en la imagen se observa una proporción desequilibrada: un cuarto átomo de hierro queda sin reaccionar, permaneciendo en exceso debido a la falta de suficiente azufre para completar la reacción.

Cuando todos los reactivos en una mezcla participan en proporciones tales que pueden reaccionar completamente entre sí, sin dejar excedentes ni deficiencias, se dice que la mezcla es estequiométrica. Esta condición es fundamental en el estudio de la combustión, especialmente en el contexto de motores, donde la proporción precisa entre combustible y oxidante determina la eficiencia energética y las emisiones.

En el diseño industrial de reactores químicos, uno de los objetivos principales es alcanzar una mezcla estequiométrica o aproximarse lo más posible a ella. Este enfoque permite minimizar el desperdicio de reactivos, reducir los costos de operación y maximizar la producción de la sustancia deseada. La búsqueda de la proporción ideal entre los componentes no solo mejora la eficiencia del proceso, sino que también incrementa su rentabilidad.

Cabe destacar que el concepto de mezcla estequiométrica trasciende el ámbito estrictamente químico. En actividades cotidianas que implican la transformación de materiales, como la producción de alimentos, también se aplica este principio. Por ejemplo, al preparar arepas con queso y carne, se debe considerar una proporción adecuada entre ingredientes como harina, carne, queso, carbón, mantequilla y sal, además del tiempo y esfuerzo de la mano de obra. Mantener un equilibrio en estos factores permite optimizar la producción, evitar desperdicios, y maximizar las ganancias, asegurando que ningún insumo actúe como limitante ni se desperdicie por estar en exceso.

[12] Teoremas para el cálculo de la cantidad de reacción con cantidades (moles), masas (gramos) o gases, tenga en cuenta que si tenemos condiciones normales R T / P se convierte en el volumen molar de forma directa. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

[13] Teoremas para el cálculo cantidades (moles), masas (gramos) y gases usando la cantidad de reacción real, tenga en cuenta que si tenemos condiciones normales R T / P se convierte en el volumen molar de forma directa. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

El reactivo que conduzca a la menor cantidad de reacción posible será, por definición, el reactivo limitante, ya que es el que se agota primero e impide que la reacción continúe.

Las dos series de teoremas introducidos en [8] y [9] pueden reemplazar a los del [1] al [7] siempre, pero hacerlo así solo es eficiente al resolver ejercicios estequiométricos vinculantes, es decir, aquellos en los que se proporciona información sobre una sustancia específica y se nos solicita calcular las cantidades correspondientes de todas las demás sustancias involucradas en la reacción. Dado que la cantidad de reacción es un parámetro constante para todas las especies en una misma ecuación química balanceada, basta con despejar el parámetro correspondiente en la fórmula general y aplicar el cálculo en sentido inverso.

Esta aproximación resulta más eficiente que el método tradicional, ya que evita repetir cálculos innecesarios con los datos iniciales. Una vez determinada la cantidad de reacción a partir de la sustancia conocida, este valor puede utilizarse directamente para calcular, mediante simples multiplicaciones o divisiones, los moles o masas de los demás componentes. Así, se agiliza el procedimiento y se reduce la posibilidad de errores.

Reactivo sobrante o faltante

Una pregunta encadenada común en los ejercicios de reactivo limitante es la de calcular los sobrantes o faltantes de los reactivos al finalizar la reacción. Si bien es posible resolver este tipo de problemas partiendo de las sustancias que realmente reaccionan, existe otra aproximación más elegante y a menudo más rápida: utilizar las diferencias entre las cantidades de reacción teóricas y reales para cada sustancia.

[14] Teoremas para el cálculo cantidades (moles), masas (gramos) y gases  que nunca se consumieron de un reactivo en exceso usando la cantidad de reacción real o mínima y la cantidad de reacción teórica del reactivo en exceso, tenga en cuenta que si tenemos condiciones normales R T / P se convierte en el volumen molar de forma directa. Para ver los términos de los teoremas y sus factores de conversión homólogos, pulse en [este enlace].

La diferencia entre dos escalares no debe confundirse con un escalar absoluto, ya que en el primer caso hablamos de un parámetro con sentido, es decir, con signo positivo o negativo. Por esta razón, cuando trabajemos con diferencias de escalares y resolvamos mediante el método de factores de conversión, será necesario agregar el signo correspondiente, incluso si resulta positivo. Este enfoque conceptual nos permite distinguir entre magnitudes absolutas —como la masa inicial y la masa final, que siempre se expresan como valores positivos— y las diferencias de masa, que pueden tomar signo según el caso. Así, la diferencia entre la masa inicial y la masa consumida nos indica la masa que nunca reaccionó, mostrando que no se trata de un valor absoluto sino de un resultado con dirección química bien definida.

El signo positivo también posee un significado químico, ya que la cantidad que nunca reacciona nunca se descompone, y por ello nunca puede considerarse negativa. En cambio, la cantidad que sí reacciona se transforma, y esa descomposición queda representada bien por la cantidad de reacción mínima o por la cantidad de producto real o limitante. Dado que todo reactivo en exceso se encuentra, por definición, en una proporción mayor que el reactivo limitante, la resta entre su valor teórico y el valor real siempre arrojará un resultado positivo, reflejando la fracción que permanece sin reaccionar.

Recuerde además que, para un volumen en condiciones normales, el término R·T / P se sustituye directamente por el volumen molar. De este modo, evitamos la necesidad de proponer fórmulas adicionales, simplificando el tratamiento de los casos estequiométricos en gases.

[Ejercicios de estequiometría de reactivo limitante de cantiades, masas o gases]

Referencias

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