4.1: Escribir y equilibrar ecuaciones químicas
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- Derivar ecuaciones químicas a partir de descripciones narrativas de reacciones químicas.
- Escribir y equilibrar ecuaciones químicas en los formatos molecular, iónico total e iónico neto.
El capítulo anterior introdujo el uso de símbolos de elementos para representar átomos individuales. Cuando los átomos ganan o pierden electrones para producir iones, o se combinan con otros átomos para formar moléculas, sus símbolos se modifican o combinan para generar fórmulas químicas que representen apropiadamente a estas especies. Extender este simbolismo para representar tanto las identidades como las cantidades relativas de sustancias sometidas a un cambio químico (o físico) implica escribir y equilibrar una ecuación química. Consideremos como ejemplo la reacción entre una molécula de metano (CH 4) y dos moléculas de oxígeno diatómico (O 2) para producir una molécula de dióxido de carbono (CO 2) y dos moléculas de agua (H 2 O). La ecuación química que representa este proceso se proporciona en la mitad superior de la Figura\(\PageIndex{1}\), con modelos moleculares de relleno de espacio mostrados en la mitad inferior de la figura.
Este ejemplo ilustra los aspectos fundamentales de cualquier ecuación química:
- Las sustancias sometidas a reacción se denominan reactivos, y sus fórmulas se colocan en el lado izquierdo de la ecuación.
- Las sustancias generadas por la reacción se denominan productos, y sus fórmulas se colocan a la vista correcta de la ecuación.
- Los signos más (+) separan las fórmulas individuales del reactivo y del producto, y una flecha (⟶) separa el reactivo y los lados del producto (izquierdo y derecho) de la ecuación.
- Los números relativos de reactivos y especies de productos están representados por coeficientes (números colocados inmediatamente a la izquierda de cada fórmula). Normalmente se omite un coeficiente de 1.
Es una práctica común utilizar los coeficientes de número entero más pequeños posibles en una ecuación química, como se hace en este ejemplo. Darse cuenta, sin embargo, de que estos coeficientes representan los números relativos de reactivos y productos, y, por lo tanto, pueden interpretarse correctamente como proporciones. El metano y el oxígeno reaccionan para producir dióxido de carbono y agua en una proporción 1:2:1:2. Esta relación se satisface si los números de estas moléculas son, respectivamente, 1-2-1-2, o 2-4-2-4, o 3-6-3-6, y así sucesivamente (Figura\(\PageIndex{2}\)). Asimismo, estos coeficientes pueden interpretarse con respecto a cualquier cantidad (número) unidad, por lo que esta ecuación puede leerse correctamente de muchas maneras, entre ellas:
- Una molécula de metano y dos moléculas de oxígeno reaccionan para producir una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua.
- Una docena de moléculas de metano y dos docenas de moléculas de oxígeno reaccionan produciendo una docena de moléculas de dióxido de carbono y dos docenas de moléculas de agua.
- Un mol de moléculas de metano y 2 moles de moléculas de oxígeno reaccionan para producir 1 mol de moléculas de dióxido de carbono y 2 moles de moléculas de agua.
Ecuaciones de Equilibrio
Cuando se equilibra una ecuación química significa que se representan números iguales de átomos para cada elemento involucrado en la reacción en los lados del reactivo y del producto. Este es un requisito que la ecuación debe satisfacer para ser congruente con la ley de conservación de la materia. Se puede confirmar simplemente sumando los números de átomos a cada lado de la flecha y comparando estas sumas para asegurar que sean iguales. Tenga en cuenta que el número de átomos para un elemento dado se calcula multiplicando el coeficiente de cualquier fórmula que contenga ese elemento por el subíndice del elemento en la fórmula. Si un elemento aparece en más de una fórmula en un lado dado de la ecuación, el número de átomos representados en cada uno debe calcularse y luego sumarse juntos. Por ejemplo, ambas especies de producto en la reacción de ejemplo,\(\ce{CO2}\) y\(\ce{H2O}\), contienen el elemento oxígeno, y así el número de átomos de oxígeno en el lado del producto de la ecuación es
\[\left(1\: \cancel{\ce{CO_2} \: \text{molecule}} \times \dfrac{2\: \ce{O} \: \text{atoms}}{ \cancel{\ce{CO_2} \: \text{molecule}}}\right) + \left( \cancel{ \ce{2H_2O} \: \text{molecule} }\times \dfrac{1\: \ce{O}\: \text{atom}}{\cancel{ \ce{H_2O} \: \text{molecule}}}\right)=4\: \ce{O} \: \text{atoms} \nonumber \]
Se confirma que la ecuación para la reacción entre metano y oxígeno para producir dióxido de carbono y agua está equilibrada según este enfoque, como se muestra aquí:
\[\ce{CH4 +2O2\rightarrow CO2 +2H2O} \nonumber \]
| Element | Reactivos | Productos | ¿Equilibrado? |
|---|---|---|---|
| C | 1 × 1 = 1 | 1 × 1 = 1 | 1 = 1, sí |
| H | 4 × 1 = 4 | 2 × 2 = 4 | 4 = 4, sí |
| O | 2 × 2 = 4 | (1 × 2) + (2 × 1) = 4 | 4 = 4, sí |
Una ecuación química equilibrada a menudo puede derivarse de una descripción cualitativa de alguna reacción química mediante un enfoque bastante simple conocido como equilibrio por inspección. Considerar como ejemplo la descomposición del agua para producir hidrógeno molecular y oxígeno. Este proceso está representado cualitativamente por una ecuación química desequilibrada:
\[\ce{H2O \rightarrow H2 + O2} \tag{unbalanced} \]
La comparación del número de átomos de H y O a cada lado de esta ecuación confirma su desequilibrio:
| Element | Reactivos | Productos | ¿Equilibrado? |
|---|---|---|---|
| H | 1 × 2 = 2 | 1 × 2 = 2 | 2 = 2, sí |
| O | 1 × 1 = 1 | 1 × 2 = 2 | 1 ≠ 2, no |
Los números de átomos de H en los lados del reactivo y del producto de la ecuación son iguales, pero los números de átomos de O no lo son. Para lograr el equilibrio, los coeficientes de la ecuación se pueden cambiar según sea necesario. Hay que tener en cuenta, por supuesto, que los subíndices de fórmula definen, en parte, la identidad de la sustancia, y así éstos no se pueden cambiar sin alterar el significado cualitativo de la ecuación. Por ejemplo, cambiar la fórmula del reactivo de H 2 O a H 2 O 2 arrojaría equilibrio en el número de átomos, pero al hacerlo también se cambia la identidad del reactivo (ahora es peróxido de hidrógeno y no agua). El balance de átomos de O se puede lograr cambiando el coeficiente de H 2 O a 2.
\[\ce{2H2O \rightarrow H2 + O2} \tag{unbalanced} \]
| Element | Reactivos | Productos | ¿Equilibrado? |
|---|---|---|---|
| H | 2 × 2 = 4 | 1 × 2 = 2 | 4 ≠ 2, no |
| O | 2 × 1 = 2 | 1 × 2 = 2 | 2 = 2, sí |
El balance de átomos de H se alteró por este cambio, pero se restablece fácilmente cambiando el coeficiente para el producto H 2 a 2.
\[\ce{2H_2O \rightarrow 2H2 + O2} \tag{balanced} \]
| Element | Reactivos | Productos | ¿Equilibrado? |
|---|---|---|---|
| H | 2 × 2 = 4 | 2 × 2 = 2 | 4 = 4, sí |
| O | 2 × 1 = 2 | 1 × 2 = 2 | 2 = 2, sí |
Estos coeficientes producen números iguales de átomos de H y O en los lados del reactivo y del producto, y la ecuación equilibrada es, por lo tanto:
\[\ce{2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2} \nonumber \]
Escribir una ecuación equilibrada para la reacción de nitrógeno molecular (N 2) y oxígeno (O 2) para formar pentóxido de dinitrógeno.
Solución
Primero, escribe la ecuación desequilibrada.
\[\ce{N_2 + O_2 \rightarrow N_2O_5} \tag{unbalanced} \]
A continuación, cuente el número de cada tipo de átomo presente en la ecuación desequilibrada.
| Element | Reactivos | Productos | ¿Equilibrado? |
|---|---|---|---|
| N | 1 × 2 = 2 | 1 × 2 = 2 | 2 = 2, sí |
| O | 1 × 2 = 2 | 1 × 5 = 5 | 2 ≠ 5, no |
Aunque el nitrógeno está equilibrado, se necesitan cambios en los coeficientes para equilibrar el número de átomos de oxígeno. Para equilibrar el número de átomos de oxígeno, un primer intento razonable sería cambiar los coeficientes para el O 2 y N 2 O 5 a números enteros que producirán 10 átomos de O (el múltiplo menos común para los subíndices de átomos de O en estas dos fórmulas).
\[\ce{N_2 + 5 O2 \rightarrow 2 N2O5} \tag{unbalanced} \]
| Element | Reactivos | Productos | ¿Equilibrado? |
|---|---|---|---|
| N | 1 × 2 = 2 | 2 × 2 = 4 | 2 ≠ 4, no |
| O | 5 × 2 = 10 | 2 × 5 = 10 | 10 = 10, sí |
El balance de átomos de N ha sido alterado por este cambio; se restablece cambiando el coeficiente para el reactivo N 2 a 2.
\[\ce{2N_2 + 5O_2\rightarrow 2N_2O_5} \nonumber \]
| Element | Reactivos | Productos | ¿Equilibrado? |
|---|---|---|---|
| N | 2 × 2 = 4 | 2 × 2 = 4 | 4 = 4, sí |
| O | 5 × 2 = 10 | 2 × 5 = 10 | 10 = 10, sí |
Los números de átomos de N y O a cada lado de la ecuación son ahora iguales, por lo que la ecuación está equilibrada.
Escriba una ecuación equilibrada para la descomposición del nitrato de amonio para formar nitrógeno molecular, oxígeno molecular y agua. (Pista: Equilibrar el oxígeno al final, ya que está presente en más de una molécula en el lado derecho de la ecuación.)
- Contestar
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\[\ce{2NH4NO3 \rightarrow 2N2 + O2 + 4H2O} \nonumber \]
Reacciones de equilibrio que contienen poliatómicos: reacciones de equilibrio que contienen poliatómicos (opens in new window) [youtu.be]
A veces es conveniente usar fracciones en lugar de enteros como coeficientes intermedios en el proceso de equilibrar una ecuación química. Cuando se logra el equilibrio, todos los coeficientes de la ecuación pueden multiplicarse por un número entero para convertir los coeficientes fraccionarios en números enteros sin alterar el equilibrio de átomos. Por ejemplo, considere la reacción del etano (C 2 H 6) con oxígeno para producir H 2 O y CO 2, representados por la ecuación desequilibrada:
\[\ce{C_2H_6 + O_2 \rightarrow H_2O + CO_2} \tag{unbalanced} \]
Siguiendo el enfoque de inspección habitual, primero se podrían equilibrar los átomos de C y H cambiando los coeficientes para las dos especies de producto, como se muestra:
\[\ce{C_2H_6 + O_2 \rightarrow 3H_2O + 2CO_2} \tag{unbalanced} \]
Esto da como resultado siete átomos de O en el lado del producto de la ecuación, un número impar, no se puede usar ningún coeficiente entero con el reactivo O 2 para producir un número impar, por lo que un coeficiente fraccionario,\(\ce{7/2}\), se usa en su lugar para producir una ecuación equilibrada provisional:
\[\ce{C2H6 + 7/2 O2\rightarrow 3H2O + 2CO2} \nonumber \]
Una ecuación equilibrada convencional con coeficientes de solo enteros se deriva multiplicando cada coeficiente por 2:
\[\ce{2C2H6 +7O2\rightarrow 6H2O + 4CO2} \nonumber \]
Por último, con respecto a las ecuaciones balanceadas, recordemos que la convención dicta el uso de los coeficientes de número entero más pequeños. Si bien la ecuación para la reacción entre el nitrógeno molecular y el hidrógeno molecular para producir amoníaco es, de hecho, equilibrada,
\[\ce{3N2 +9H2\rightarrow 6NH3} \nonumber \]
los coeficientes no son los números enteros más pequeños posibles que representan los números relativos de moléculas de reactivo y producto. Dividiendo cada coeficiente por el mayor factor común, 3, da la ecuación preferida:
\[\ce{N2 + 3H2\rightarrow 2NH3} \nonumber \]
Utilice este tutorial interactivo para practicar ecuaciones de equilibrio adicionales.
Información Adicional en Ecuaciones Químicas
Los estados físicos de los reactivos y productos en las ecuaciones químicas muy a menudo se indican con una abreviatura entre paréntesis siguiendo las fórmulas. Las abreviaturas comunes incluyen s para sólidos, l para líquidos, g para gases y aq para sustancias disueltas en agua (soluciones acuosas, tal como se introdujo en el capítulo anterior). Estas notaciones se ilustran en la ecuación de ejemplo aquí:
\[\ce{2Na (s) + 2H2O (l) \rightarrow 2NaOH (aq) + H2(g)} \nonumber \]
Esta ecuación representa la reacción que tiene lugar cuando el metal de sodio se coloca en el agua. El sodio sólido reacciona con agua líquida para producir gas hidrógeno molecular y el compuesto iónico hidróxido de sodio (un sólido en forma pura, pero fácilmente disuelto en agua).
Las condiciones especiales necesarias para una reacción a veces se designan escribiendo una palabra o símbolo arriba o debajo de la flecha de la ecuación. Por ejemplo, una reacción realizada por calentamiento puede indicarse con la letra griega mayúscula delta (Δ) sobre la flecha.
\[\ce{CaCO3}(s)\xrightarrow{\:\Delta\:} \ce{CaO}(s)+\ce{CO2}(g) \nonumber \]
Otros ejemplos de estas condiciones especiales se encontrarán con mayor profundidad en capítulos posteriores.
Ecuaciones para reacciones iónicas
Dada la abundancia de agua en la tierra, es lógico que se produzcan muchas reacciones químicas en medios acuosos. Cuando los iones están involucrados en estas reacciones, las ecuaciones químicas pueden escribirse con diversos niveles de detalle adecuados a su uso previsto. Para ilustrar esto, considere una reacción entre compuestos iónicos que tiene lugar en una solución acuosa. Cuando las soluciones acuosas de\(\ce{CaCl2}\) y\(\ce{AgNO3}\) se mezclan, tiene lugar una reacción que produce acuosa\(\ce{Ca(NO3)2}\) y sólida\(\ce{AgCl}\):
\[\ce{CaCl2}(aq)+\ce{2AgNO3}(aq)\rightarrow \ce{Ca(NO3)2}(aq)+\ce{2AgCl}(s) \nonumber \]
Esta ecuación equilibrada, derivada de la manera habitual, se denomina ecuación molecular porque no representa explícitamente las especies iónicas que están presentes en solución. Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, pueden disociarse en sus iones constituyentes, los cuales posteriormente se dispersan homogéneamente por toda la solución resultante (una discusión exhaustiva de este importante proceso se proporciona en el capítulo sobre soluciones). Los compuestos iónicos disueltos en agua se representan, por lo tanto, de manera más realista como iones disociados, en este caso:
\[\ce{CaCl2}(aq)\rightarrow \ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq) \nonumber \]
\[\ce{2AgNO3}(aq)\rightarrow \ce{2Ag+}(aq)+\ce{2NO3-}(aq) \nonumber \]
\[\ce{Ca(NO3)2}(aq)\rightarrow \ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2NO3-}(aq) \nonumber \]
A diferencia de estos tres compuestos iónicos, AgCl no se disuelve en agua en una medida significativa, como lo indica su notación de estado físico, (s).
La representación explícita de todos los iones disueltos da como resultado una ecuación iónica completa. En este caso particular, las fórmulas para los compuestos iónicos disueltos se sustituyen por fórmulas para sus iones disociados:
\[\ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq)+\ce{2Ag+}(aq)+\ce{2NO3-}(aq)\rightarrow \ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2NO3-}(aq)+\ce{2AgCl}(s) \nonumber \]
Al examinar esta ecuación se muestra que dos especies químicas están presentes en forma idéntica a ambos lados de la flecha,\(\ce{Ca^{2+}(aq)}\) y\(\ce{NO3-}(aq)\). Estos iones espectadores —iones cuya presencia se requiere para mantener la neutralidad de carga— no son modificados ni química ni físicamente por el proceso, por lo que pueden ser eliminados de la ecuación para producir una representación más sucinta llamada ecuación iónica neta:
\[\cancel{\ce{Ca^2+}(aq)}+\ce{2Cl-}(aq)+\ce{2Ag+}(aq)+\cancel{\ce{2NO3-}(aq)}\rightarrow \cancel{\ce{Ca^2+}(aq)}+\cancel{\ce{2NO3-}(aq)}+\ce{2AgCl}(s) \nonumber \]
\[\ce{2Cl-}(aq)+\ce{2Ag+}(aq)\rightarrow \ce{2AgCl}(s) \nonumber \]
Siguiendo la convención de usar los números enteros más pequeños posibles como coeficientes, se escribe esta ecuación:
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{Ag+}(aq)\rightarrow \ce{AgCl}(s) \nonumber \]
Esta ecuación neta iónica indica que el cloruro de plata sólido se puede producir a partir de cloruro disuelto e iones de plata (I), independientemente de la fuente de estos iones. Estas ecuaciones moleculares e iónicas completas proporcionan información adicional, a saber, los compuestos iónicos utilizados como fuentes de\(\ce{Cl^{−}}\) y\(\ce{Ag+}\).
Cuando el dióxido de carbono se disuelve en una solución acuosa de hidróxido de sodio, la mezcla reacciona para producir carbonato de sodio acuoso y agua líquida. Escriba ecuaciones moleculares equilibradas, iónicas completas y netas iónicas para este proceso.
Solución
Comience por identificar fórmulas para los reactivos y productos y ordenarlos adecuadamente en forma de ecuación química:
\[\ce{CO2(aq) + NaOH(aq) \rightarrow Na2CO3(aq) + H2O(l)} \tag{unbalanced} \]
El equilibrio se logra fácilmente en este caso cambiando el coeficiente para NaOH a 2, dando como resultado la ecuación molecular para esta reacción:
\[\ce{CO2(aq)+2NaOH(aq)\rightarrow Na2CO3(aq) + H2O}(l) \nonumber \]
Los dos compuestos iónicos disueltos, NaOH y Na 2 CO 3, pueden representarse como iones disociados para producir la ecuación iónica completa:
\[\ce{CO2 (aq) + 2Na+ (aq) + 2OH- (aq) \rightarrow 2Na+ (aq) + CO3^{2-} (aq) + H2O (l)} \nonumber \]
Finalmente, identificar el (los) ion (s) espectador (s), en este caso Na + (aq), y eliminarlo de cada lado de la ecuación para generar la ecuación iónica neta:
\ [\ comenzar {alinear*}
\ ce {CO2} (aq) +\ cancelar {\ ce {2Na+} (aq)} +\ ce {2OH-} (aq) &\ fila derecha\ cancelar {\ ce {2Na+} (aq)} +\ ce {CO3^2-} (aq) +\ ce {H2O} (l)\
\ ce {CO2} (aq) +\ ce {2OH-} (aq) &\ fila derecha\ ce {CO3^2-} (aq) +\ ce {H2O} (l)
\ end {align*}\ nonumber\]
El cloro diatómico y el hidróxido de sodio (lejía) son productos químicos básicos producidos en grandes cantidades, junto con hidrógeno diatómico, a través de la electrólisis de salmuera, de acuerdo con la siguiente ecuación desequilibrada:
\[\ce{NaCl(aq) + H2O(l) ->[ electricity] NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)} \nonumber \]
Escriba ecuaciones moleculares equilibradas, iónicas completas y netas iónicas para este proceso.
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Ecuación molecular equilibrada:\[\ce{2NaCl(aq) + 2H2O(l) -> 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)} \nonumber \]
Ecuación iónica equilibrada:\[\ce{2Na^{+}(aq) + 2Cl^{-}(aq) + 2H2O (l) -> 2Na^{+}(aq) + 2OH^{-}(aq) + H2(g) + Cl2(g)} \nonumber \]
Ecuación iónica neta equilibrada:\[\ce{2Cl^{-}(aq) + 2H2O(l) -> 2OH^{-}(aq) + H2(g) + Cl2(g) } \nonumber \]
Conceptos clave y resumen
Las ecuaciones químicas son representaciones simbólicas de los cambios químicos y físicos. Las fórmulas para las sustancias sometidas al cambio (reactivos) y las sustancias generadas por el cambio (productos) están separadas por una flecha y precedidas por coeficientes enteros que indican sus números relativos. Las ecuaciones equilibradas son aquellas cuyos coeficientes dan como resultado un número igual de átomos para cada elemento en los reactivos y productos. Las reacciones químicas en solución acuosa que involucran reactivos iónicos o productos pueden ser representadas de manera más realista por ecuaciones iónicas completas y, más sucintamente, por ecuaciones iónicas netas.
Glosario
- ecuación balanceada
- ecuación química con números iguales de átomos para cada elemento en el reactivo y producto
- ecuación química
- representación simbólica de una reacción química
- coeficiente
- número colocado delante de símbolos o fórmulas en una ecuación química para indicar su cantidad relativa
- ecuación iónica completa
- ecuación química en la que todos los reactivos y productos iónicos disueltos, incluidos los iones espectadores, están representados explícitamente por fórmulas para sus iones disociados
- ecuación molecular
- ecuación química en la que todos los reactivos y productos están representados como sustancias neutras
- ecuación iónica neta
- ecuación química en la que solo se representan los reactivos iónicos disueltos y los productos que sufren un cambio químico o físico (excluye los iones del espectador)
- producto
- sustancia formada por un cambio químico o físico; se muestra en el lado derecho de la flecha en una ecuación química
- reactante
- sustancia que experimenta un cambio químico o físico; se muestra en el lado izquierdo de la flecha en una ecuación química
- espectator ion
- ión que no sufre un cambio químico o físico durante una reacción, pero su presencia es requerida para mantener la neutralidad de carga