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» Figura 3.2 Combustión de hidrógeno gaseoso. El gas se hace pasar por una disolución de jabón y
forma burbujas llenas de hidrógeno.
Cuando las burbujas flotan hacia arriba, se encienden con la ayuda de una vela. La llama anaranjada se debe
a la reacción del hidrógeno con el oxígeno del aire, para producir vapor
de agua.
3.1 Ecuaciones químicas
Las reacciones químicas se representan de forma concisa mediante ecuaciones químicas.
Por ejemplo, cuando el hidrógeno (H2) arde, reacciona con el oxígeno (O2) del aire para formar agua (H2O) (Figura 3.2 ¥). Escribimos la ecuación química para esta reacción como sigue:
[3.1]
Leemos el signo como “reacciona con” y la flecha como “produce”. Las fórmulas químicas que están a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida, llamadas reactivos. Las fórmulas químicas a la derecha de la flecha representan sustancias que se producen en la reacción, llamadas productos. Los números antepuestos a las fórmulas son coeficientes. (Al igual que en las ecuaciones algebraicas, el
número 1 normalmente no se escribe.)
Dado que en ninguna reacción se crean ni se destruyen átomos, toda ecuación química debe tener números iguales de átomos de cada elemento a cada lado de la flecha. Si se satisface esta condición, se dice que la ecuación está balanceada. Por ejemplo, en el miembro derecho de la ecuación 3.1 hay dos moléculas de H2O, cada una de las cuales contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Entonces,
2H2O (que se lee “dos moléculas de agua”) contiene 2 2 4 átomos de H y 2 1 2 átomos de O, como se ve en la ilustración al margen. Como también hay cuatro átomos de H y dos de O en el miembro izquierdo de la ecuación, la ecuación está balanceada.
Una vez que conozcamos las fórmulas químicas de los reactivos y de los productos de una reacción, podremos escribir la ecuación química no balanceada. Luego balanceamos la ecuación determinando los coeficientes que producen números iguales de cada tipo de átomo en cada miembro de la ecuación. Para casi todas las aplicaciones, una ecuación balanceada deberá tener los coeficientes enteros más bajos
posibles.
Al balancear ecuaciones, es importante entender la diferencia entre un coeficiente antepuesto a una fórmula y un subíndice de una fórmula. Remítase a la figura 3.3». Advierta que la modificación de un subíndice de una fórmula ⎯de H2O a H2O2, por ejemplo⎯ cambia la identidad de la sustancia. La sustancia H2O2, peróxido de hidrógeno, es muy diferente del agua. Nunca deben modificarse los subíndices al balancear
una ecuación. En contraste, si colocamos un coeficiente antes de una fórmula lo único que cambiamos es la cantidad y no la identidad de la sustancia; 2H2O significa dos moléculas de agua, 3H2O significa tres moléculas de agua, etcétera.
Afin de ilustrar el proceso de balancear ecuaciones, consideremos la reacción que ocurre cuando el metano (CH4) principal componente del gas natural, se quema en el aire para producir dióxido de carbono gaseoso (CO2) y vapor de agua (H2O). Los dos productos contienen átomos de oxígeno que provienen del O2 del aire. Decimos que la combustión en aire es “mantenida por oxígeno”, lo que significa que el oxígeno
es un reactivo. La ecuación no balanceada es
CH4 + O2¡CO2 + H2O (no balanceada) [3.2]
2H2 + O2¡2H2O
Á Figura 3.1 Antoine Lavoisier
(1734-1794) realizó muchos estudios
importantes sobre reacciones de
combustión. Desgraciadamente, su
carrera fue interrumpida por la
Revolución Francesa. Él era miembro
de la nobleza francesa y recolector de
impuestos; fue guillotinado en 1794
durante los últimos meses del Reino del
Terror. Actualmente se le considera
como el padre de la química moderna
porque efectuaba experimentos
cuidadosamente controlados y
empleaba mediciones cuantitativas.
Ejercicios con el CD-ROM
Leer una ecuación química
(Reading a Chemical Equation)
Símbolo
químico Significado Composición
2H2O Dos moléculas Cuatro átomos de H y dos de O
de agua:
H2O2 Una molécula Dos átomos de H y dos de O
de peróxido de
hidrógeno:
H2O Una molécula Dos átomos de H y uno de O
de agua:
« Figura 3.3 Ilustración de la
diferencia entre un subíndice en una
fórmula química y un coeficiente
antepuesto a la fórmula. Observe que
el número de átomos de cada tipo
(que se dan como “composición”) se
obtiene multiplicando el coeficiente y
el subíndice asociados a cada elemento
de la fórmula.
Casi siempre lo mejor es balancear primero los elementos que aparecen en el
menor número de fórmulas químicas en cada miembro de la ecuación. En nuestro
ejemplo, tanto C como H aparecen en sólo un reactivo y, por separado, en sólo un producto
cada uno, así que para comenzar concentraremos nuestra atención en el CH4.
Consideremos primero el carbono y luego el hidrógeno.
Una molécula de CH4 contiene el mismo número de átomos de C (uno) que una
molécula de CO2. Por tanto, los coeficientes de estas sustancias deben ser iguales, y
por lo pronto vamos a suponer que son 1. Sin embargo, el reactivo CH4 contiene más
átomos de H (cuatro) que el producto H2O (dos). Si colocamos un coeficiente de 2 antes
del H2O, habrá cuatro átomos de H en cada miembro de la ecuación:
[3.3]
A estas alturas los productos tienen más átomos de O en total (cuatro; dos del
CO2 y dos del H2O) que los reactivos (dos). Si colocamos un coeficiente de 2 antes
del O2, completaremos el balanceo al hacer que el número de átomos de O sea igual
en ambos miembros de la ecuación:
CH4 + 2O2¡CO2 + 2H2O (balanceada) [3.4]
CH4 + O2¡CO2 + 2H2O (no balanceada)
HAGA
SU PROPIA AGUA
EMBOTELLADA
HIDRÓGENO
HIDRÓGENO
OXÍGENO
CH4 2O2 CO2 2H2O
1 C
(4 H) (4 O) 1 C
2 O ( ) 2 C
4 H ( )
Una molécula
de metano
Dos moléculas
de oxígeno
Una molécula de
dióxido de carbono
Dos moléculas
de agua
» Figura 3.4 Ecuación química
balanceada para la combustión de
CH4. Los dibujos de las moléculas
participantes hacen más evidente la
conservación de los átomos en
la reacción.
La perspectiva molecular de la ecuación balanceada se muestra en la figura 3.4 Á.
La estrategia que adoptamos para balancear la ecuación 3.4 es en gran medida
de prueba y error. Balanceamos cada tipo de átomo sucesivamente, ajustando los
coeficientes según era necesario. La estrategia funciona para la mayor parte de las
ecuaciones químicas.
Es común agregar más información a las fórmulas de las ecuaciones balanceadas
para indicar entre paréntesis el estado físico de cada reactivo y producto. Usamos
los símbolos (g), (l), (s) y (ac) para gas, líquido, sólido y disolución acuosa (en
agua), respectivamente. Así, la ecuación balanceada anterior puede escribirse
[3.5]
Aveces se anotan arriba o abajo de la flecha de reacción las condiciones (como temperatura
o presión) en las que se efectúa la reacción. Es común colocar el símbolo Δ
arriba de la flecha para indicar la adición de calor.
EJERCICIO TIPO 3.1
Balancee la siguiente ecuación:
Solución Comenzamos por contar los átomos de cada tipo a ambos lados de la flecha. Los átomos
de Na y de O están balanceados (un Na y un O a cada lado), pero hay dos átomos de H a
la izquierda y tres a la derecha. Para aumentar el número de átomos de H en el miembro izquierdo,
colocamos un coeficiente de 2 antes del H2O:
Esta decisión es un tanteo inicial, pero nos coloca en el camino correcto. Ahora que tenemos
2H2O, debemos recuperar el balance de átomos de O. Podemos hacer esto pasando al otro
miembro de la ecuación y anteponiendo un coeficiente de 2 al NaOH:
Esto balancea los átomos de H, pero nos obliga a regresar al miembro izquierdo y anteponer
un coeficiente de 2 al Na para volver a balancear los átomos de Na:
Por último, revisamos el número de átomos de cada elemento y vemos que tenemos dos
átomos de Na, cuatro átomos de H, y dos átomos de O en cada miembro de la ecuación. La
ecuación está balanceada.
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Balancee las siguientes ecuaciones insertando los coeficientes que faltan:
(a)
(b)
(c)
Respuestas: (a) 4, 3, 2; (b) 1, 3, 2, 2; (c) 2, 6, 2, 3
Al(s) + HCl(ac)¡ AlCl3(ac) + H2(g)
C2H4(g) + O2(g)¡ CO2(g) + H2O(g)
Fe(s) + O2(g)¡ Fe2O3(s)
2Na(s) + 2H2O(l)¡2NaOH(ac) + H2(g)
Na(s) + 2H2O(l)¡2NaOH(ac) + H2(g)
Na(s) + 2H2O(l)¡NaOH(ac) + H2(g)
Na(s) + H2O(l)¡NaOH(ac) + H2(g)
CH4(g) + 2O2(g)¡CO2(g) + 2H2O(g)
Ejercicios con el CD-ROM
Leer una ecuación química balanceada,
Contar átomos, Balancear
ecuaciones
(Reading a Balanced Chemical
Equation, Counting Atoms,
Balancing Equations)
Ejercicios con el CD-ROM
Sodio y potasio en agua
(Sodium and Potassium in Water)
EJERCICIO TIPO 3.2
Los diagramas siguientes representan una reacción química en la que las esferas rojas son átomos
de oxígeno, y las azules, átomos de nitrógeno. (a) Escriba las fórmulas químicas de los reactivos
y productos. (b) Escriba una ecuación balanceada para la reacción. (c) ¿El diagrama es
congruente con la ley de conservación de la masa?
Solución (a) El recuadro izquierdo, que representa a los reactivos, contiene dos clases de moléculas,
las formadas por dos átomos de oxígeno (O2) y las formadas por un átomo de nitrógeno
y uno de oxígeno (NO). El recuadro derecho, que representa a los productos, sólo contiene
moléculas formadas por un átomo de nitrógeno y dos átomos de oxígeno (NO2).
(b) La ecuación química no balanceada es
En esta ecuación, hay tres átomos de O en el miembro izquierdo y dos en el derecho. Podemos
aumentar el número de átomos de O colocando un coeficiente de 2 en el lado del producto:
Ahora hay dos átomos de N y cuatro átomos de O en el miembro derecho. Si anteponemos el
coeficiente 2 al NO quedarán balanceados tanto los átomos de N como los de O:
(c) El recuadro izquierdo (reactivos) contiene cuatro moléculas de O2 y ocho de NO; por
tanto, la proporción molecular es de un O2 por cada dos NO, como estipula la ecuación balanceada.
El recuadro de la derecha (productos) contiene ocho moléculas de NO2. El número de
moléculas de NO2 de la derecha es igual al número de moléculas de NO de la izquierda, como
estipula la ecuación balanceada. Contando átomos, hallamos ocho átomos de N en las ocho moléculas
de NO en el recuadro de la izquierda. También hay 4 2 8 átomos de O en las
moléculas de O2 y ocho átomos de O en las moléculas de NO, lo que da un total de 16 átomos
de O. En el recuadro de la derecha, hallamos ocho átomos de N y 8 2 16 átomos de O en
las ocho moléculas de NO2. Dado que hay números iguales de átomos de N y de O en los dos
recuadros, el dibujo es congruente con la ley de conservación de la masa.
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Para ser congruentes con la ley de conservación de la masa, ¿cuántas moléculas de NH3 deberán
mostrarse en el recuadro derecho de este diagrama?
Respuesta: Seis moléculas de NH3.
?
O2 + 2NO¡2NO2 (balanceada)
O2 + NO¡2NO2 (no balanceada)
O2 + NO¡NO2 (no balanceada)</div>
Categoría:
ESTEQUIOMETRÍA CÁLCULOS CON FÓRMULAS Y ECUACIONES QUÍMICAS
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