Moléculas a reacción

Blog de divulgación del Instituto de Síntesis Química y Catálisis Homogénea

Biocombustible, moles y pensamiento científico

(José Ignacio García Laureiro, ISQCH)
Año Internacional de la Energía Sostenible para Todos

Año Internacional de la Energía Sostenible para Todos
(Fuente: http://www.un.org)

El año 2012 ha sido declarado por la ONU Año Internacional de la Energía Sostenible para Todos, así que ya va siendo hora que hablemos un poco de biocombustibles y química. Para abrir boca, hoy aplicaremos un poco de curiosidad científica para comprender una afirmación que aparece en el número de agosto de la conocida revista de divulgación científica INVESTIGACIÓN y CIENCIA, edición en español de SCIENTIFIC AMERICAN. En uno de los artículos, titulado “El biocombustible ideal”, se afirma que el etanol no cumple ese requisito de idealidad, porque su densidad energética es considerablemente inferior a la de los combustibles derivados del petróleo. Concretamente, se afirma que dicha densidad energética es un 70% de la de la gasolina, es decir, si llenamos con etanol el depósito de nuestro coche (pero no lo haga, a no ser que usted sea poseedor de un automóvil con motor “flex” fabricado en Brasil), solo podremos recorrer el 70% de la distancia que recorreríamos con gasolina.

Bueno, si lo dice un sesudo autor de la prestigiosa SCIENTIFIC AMERICAN, a la fuerza habrá de ser verdad, pero… espera un momento. ¿No podemos comprobar nosotros mismos si realmente esta afirmación es cierta? Y lo que es más importante, ¿podemos comprender por qué? Resulta que la respuesta es sí a ambas preguntas y que no hay que ser un ingeniero de motores para realizar los cálculos. Sentido común, un poco de Wikipedia y… moles, esa unidad de cantidad de materia que tanto nos “mola” a los químicos, y que está relacionada con la cantidad de moléculas a través de nuestro viejo conocido, el Número de Avogadro.

Estructuras moleculares del isooctano y el etanol

Estructuras moleculares del isooctano y el etanol
(Fuente: elaboración propia)

Para facilitar los cálculos, supongamos que la gasolina no es la mezcla de hidrocarburos que es, sino que es isooctano puro. Esto me trae a la memoria el chiste del físico teórico que redactó un informe para mejorar la producción de leche de una granja, comenzando por “Sea una vaca esférica…”, pero realmente la aproximación no es tan irreal. El isooctano es, precisamente, el compuesto que se utiliza para definir el índice de octano 100, así que el comportamiento de una gasolina real es muy cercano al del isooctano puro. La fórmula del isooctano es C8H18, y su masa molecular es 114,22 (es decir, una molécula de isooctano tiene 114,22 unidades de masa atómica, mientras que un mol de isooctano tiene una masa de 114,22 gramos). Por otra parte, la fórmula del etanol es C2H6O y su masa molecular es 46,07. Está claro que la diferencia de masa molecular no lo es todo, porque en este caso, el etanol tendría solo un 40% de la densidad energética del isooctano y no el 70% mencionado. Para encontrar el buen camino, tenemos que pensar en cómo se libera la energía de un combustible, y la respuesta es obvia: quemándolo. La combustión completa de cualquier compuesto orgánico, como el isooctano o el etanol, conduce a CO2 y agua, liberando calor en el proceso. El calor liberado se conoce como calor de combustión, y los químicos lo solemos expresar en kilojulios por mol (kJ mol-1). Así pues, lo único que tenemos que saber es: a) qué calor de combustión tienen el isooctano y el etanol, y b) cuántos moles de cada uno hay en cada litro que añadimos al depósito de nuestro coche.

La primera cuestión es sencilla, tirando de Google: 5.450 kJ mol-1 para el isooctano y 1.368 kJ mol-1 para el etanol. De nuevo, estas cifras por sí solas no nos dicen mucho, porque el calor de combustión del etanol es el 25% del del isooctano. Vamos con los moles. La densidad del isooctano es de 688 gramos por litro. Como 114,22 gramos de isooctano equivalen a un mol, esto quiere decir que un litro de isooctano contiene 6,02 moles, que liberan 6,02 x 5.450 = 32.825 kJ al quemarse. Por su parte, la densidad del etanol es de 789 gramos por litro, lo que arroja un valor de 17,13 moles por litro, que a su vez, liberan 17,13 x 1.366 = 23.400 kJ en la combustión. Ahora sí: 23.400 kJ son el 71% de 32.825 kJ, con lo que la afirmación de INVESTIGACIÓN y CIENCIA queda comprobada.

Reacciones de combustión de isooctano y etanol

Reacciones de combustión de isooctano y etanol
(Fuente: elaboración propia)

Lo relatado hasta ahora constituye un ejemplo de dos de las herramientas básicas de la investigación científica: comprobar la validez de las afirmaciones, prescindiendo de la “autoridad” de quien las enunció, y cuantificarlas de forma reproducible por cualquiera. Pero para completar nuestra pequeña investigación científica nos falta un ingrediente esencial: plantear una teoría que explique el  porqué de esos resultados, preferiblemente de forma también cuantitativa. Terminemos, pues, con nuestro mini-curso de formación en investigación científica intentando completar el puzle.

Para ello, si no se lo ha preguntado ya, deberíamos comenzar preguntándonos por qué la combustión de gasolina o alcohol nos proporciona calor. No hay que dar nada por sentado, por habitual que parezca; recuérdelo en sus investigaciones a partir de ahora. La respuesta a esta pregunta es algo más complicada, pero no mucho. Si observa las representaciones de las moléculas que solemos hacer los químicos, verá que nos encanta pintar unas rayitas o palitos entre los átomos que constituyen las moléculas. A estos palitos los llamamos enlaces, y su misión es mantener unidos los átomos, evitando que cada uno se vaya por su lado. En cierta forma, podemos pensar en que los enlaces son como muelles: si intentamos separar demasiado dos átomos enlazados, la fuerza elástica tenderá a volverlos a acercar. Solo proporcionando la energía necesaria para romper el “muelle”, podremos separar del todo dichos átomos. Los enlaces químicos, por lo tanto, contienen energía: la energía necesaria para mantener la molécula unida. Y al igual que todos los muelles no tienen la misma fuerza elástica (y por tanto no acumulan la misma energía elástica), los enlaces tampoco poseen la misma energía. En una reacción química siempre se rompen y se forman enlaces. Como hemos visto, romper enlaces siempre implica gasto de energía, pero formarlos, por el contrario, implica generación de energía. El balance es, pues, tan claro como el de nuestra maltrecha economía doméstica: si gastamos menos energía de la que ganamos, la reacción nos generará un exceso de energía, que se liberará en forma de calor (nuestros beneficios). Si sucede al contrario, la reacción entra en “números rojos”: hace falta un “rescate”, en forma de inyección energética, para que pueda tener lugar. En otras palabras, si los enlaces que se forman son más fuertes que los que se rompen, la reacción libera un exceso de energía en forma de calor. Esto es justo lo que sucede en el caso de la combustión. Los enlaces que tienen que romperse en el caso del isooctano y el etanol son enlaces de dos tipos C—C y C—H. Los enlaces que se forman en ambos casos son de tipo C=O (del CO2) y H—O (del agua). Estos últimos son más fuertes que los originales, dando lugar a la liberación del exceso de energía.

Reorganización de enlaces en una combustión

Reorganización de enlaces en una combustión
(Fuente: elaboración propia)

Para simplificar, vamos a suponer que la reacción de los enlaces C—C y C—H libera la misma cantidad de energía cuando se transforman en C=O y H—O en la combustión y vamos a realizar un cálculo aproximado. El isooctano posee 7 enlaces C—C y 18 enlaces C—H, lo que hace un total de 25 enlaces reactivos. Por su parte, el etanol tiene solo un enlace C—C y 5 enlaces C—H, lo que hace 6 enlaces reactivos. De nuevo, el etanol tiene como el 40% de enlaces “energéticos” que el isooctano, pero hay que tener en cuenta la densidad y la masa molecular para realizar un cálculo correcto. Recordemos que el isooctano tenía una densidad de 6,02 moles por litro, lo que hace un total de 25 x 6,02 = 150,6 moles de enlaces energéticos por litro. El etanol, por su parte, tenía 17,13 moles por litro, es decir, 6 x 17,13 = 102,8 moles de enlaces energéticos por litro, que es un 68% de la cantidad del isooctano. En realidad, los dos tipos de enlace no son exactamente iguales: el enlace C—H es ligeramente más energético que el C—C. Si tenemos en cuenta esta diferencia, el valor corregido nos dice que el etanol tiene el 69,5% de enlaces energéticos por litro de los que posee el isooctano. De nuevo corroboramos la cifra obtenida anteriormente, pero esta vez tenemos una idea precisa del origen de la diferencia.

Unas sencillas sumas y multiplicaciones, con unos conocimientos básicos, mucha curiosidad y algo de sentido común son suficientes para trabajar como un verdadero científico. ¿Se atreverá usted a hacerlo por su cuenta la próxima vez?

Acerca de isqch

El Instituto de Síntesis Química y Catálisis Homogénea (ISQCH) es un instituto de investigación química mixto entre el Consejo Superior de Investigaciones Científicas (CSIC) y la Universidad de Zaragoza.

5 comentarios el “Biocombustible, moles y pensamiento científico

  1. Excelente artículo: divulgación y rigor en un lenguaje accesible y fácil de compartir. Nos gustaría contactar contigo para colaborar en el blog de la comunidad OpenMind: openmind@bbva.com. Gracias!

    • isqch
      07/09/2012

      ¡Gracias! Estamos a vuestra disposición…

  2. Biocombustibles
    12/09/2012

    La Unión Europea tiene previsto abandonar la subvenciones a la producción de biocombustibles a partir del año 2020.

    • jigarciaisqch
      13/09/2012

      La noticia a la que te refieres en tu comentario habla de biocombustibles de primera generación, que son aquellos cuya producción compite directamente con el cultivo de alimentos. Sería el caso del etanol procedente del maiz o la caña de azúcar. La investigación se centra actualmente en los de segunda generación, como por ejemplo el etanol procedente de residuos agrícolas celulósicos, que todavía se subvencionarán en esa fecha. No obstante, lo que tenemos que lograr mediante la investigación y el uso racional y sostenible de los recursos es que realmente no sea necesaria ninguna subvención para producirlos…

  3. Pingback: De lo orgánico y lo biológico 2. ¿”Bio” qué? | CienciaZional

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Esta entrada fue publicada en 07/09/2012 por en Productos de consumo, Sostenibilidad y etiquetada con , , , , , , .

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