10.5: Ecuaciones Químicas
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Resultados de aprendizaje
- Describir las reacciones químicas usando ecuaciones de palabras.
- Escribir ecuaciones para reacciones químicas.
- Utilice coeficientes para equilibrar ecuaciones químicas.
Las reacciones químicas están ocurriendo a tu alrededor. Las plantas utilizan la luz solar para impulsar su proceso fotosintético y producir energía. Los autos y otros vehículos queman gasolina para poder alimentar sus motores. Las baterías utilizan reacciones electroquímicas para producir energía y alimentar muchos dispositivos cotidianos. Muchas reacciones químicas también están ocurriendo dentro de ti, especialmente durante la digestión de los alimentos.
En clase de matemáticas, has escrito y resuelto muchas ecuaciones matemáticas. Los químicos también realizan un seguimiento de las reacciones químicas escribiendo ecuaciones. En cualquier reacción química una o más sustancias, llamadas reaccionantes, se convierten en una o más sustancias nuevas, llamadas productos. La forma general de la ecuación para tal proceso se ve así.
\[\text{Reactants} \rightarrow \text{Products}\]
A diferencia de una ecuación matemática, una ecuación química no usa un signo igual. En cambio, la flecha se llama un signo de rendimiento y por lo tanto la ecuación se describe como “los reactivos producen productos”.
Ecuaciones de palabras
Se puede describir una reacción química escribiendo una ecuación de palabras. Cuando el metal plateado se expone al azufre reacciona para formar sulfuro de plata. El sulfuro de plata se conoce comúnmente como deslustre y vuelve la superficie de los objetos plateados oscura y negra rayada (ver figura abajo). El azufre que contribuye al deslustre puede provenir de trazas de azufre en el aire o de alimentos como los huevos. La ecuación de la palabra para el proceso es:
\[\text{Silver} + \text{sulfur} \rightarrow \text{Silver sulfide}\]
La plata y el azufre son los reactivos en la ecuación, mientras que el sulfuro de plata es el producto.
Otra reacción química común es la quema de gas metano. El metano es el componente principal del gas natural y comúnmente se quema en una estufa de gas o en un quemador Bunsen (ver figura a continuación). La quema es una reacción química en la que algún tipo de combustible reacciona con gas oxígeno. Los productos de la reacción en la quema de metano así como otros combustibles son el dióxido de carbono y el agua. La ecuación de la palabra para esta reacción es:
\[\text{Methane} + \text{oxygen} \rightarrow \text{carbon dioxide} + \text{water}\]
Ecuaciones Químicas
Las ecuaciones de palabras consumen mucho tiempo para escribir y no resultarán convenientes para muchas de las cosas que los químicos necesitan hacer con las ecuaciones. Una ecuación química es una representación de una reacción química que muestra los reactivos y productos con fórmulas químicas. Se muestra la ecuación química para la reacción del metano con oxígeno:
\[\ce{CH_4} + \ce{O_2} \rightarrow \ce{CO_2} + \ce{H_2O}\]
La ecuación anterior, llamada ecuación esqueleto, es una ecuación que muestra solo las fórmulas de los reactivos y productos sin nada que indique las cantidades relativas. El primer paso para escribir una ecuación química precisa es escribir la ecuación esqueleto, asegurándose de que las fórmulas de todas las sustancias involucradas estén escritas correctamente. Todos los reactivos están escritos a la izquierda de la flecha de rendimiento, separados entre sí por un signo más. De igual manera, los productos se escriben a la derecha de la flecha de rendimiento, también separados con un signo más.
A menudo es importante conocer los estados físicos de los reactivos y productos que participan en una reacción. Para ello, ponga el símbolo apropiado entre paréntesis después de cada fórmula:\(\left( s \right)\) para sólido\(\left( l \right)\), para líquido,\(\left( g \right)\) para gas y\(\left( aq \right)\) para una solución acuosa (a base de agua). A temperatura ambiente, los componentes de la reacción anterior se encuentran en los siguientes estados:
\[\ce{CH_4} \left( g \right) + \ce{O_2} \left( g \right) \rightarrow \ce{CO_2} \left( g \right) + \ce{H_2O} \left( l \right)\]
La siguiente tabla muestra una lista de símbolos utilizados en las ecuaciones químicas.
| Símbolo | Descripción |
|---|---|
| \(+\) | utilizado para separar múltiples reactivos o productos |
| \(\rightarrow\) | signo de rendimiento; separa los reactivos de los productos |
| \(\rightleftharpoons\) | reemplaza el signo de rendimiento para reacciones reversibles que alcanzan el equilibrio |
| \(\left( s \right)\) | reactivo o producto en estado sólido |
| \(\left( l \right)\) | reactivo o producto en estado líquido |
| \(\left( g \right)\) | reactivo o producto en estado gaseoso |
| \(\left( aq \right)\) | reactivo o producto en una solución acuosa (disuelto en agua) |
| \(\overset{\ce{Pt}}{\rightarrow}\) | fórmula escrita encima de la flecha se utiliza como catalizador en la reacción |
| \(\overset{\Delta}{\rightarrow}\) | triángulo indica que la reacción se está calentando |
Equilibrio de ecuaciones químicas
Supongamos que iba a escribir una ecuación de palabras para construir el sándwich de jamón ideal (ver figura abajo). Quizás se te ocurra esto:
\[\text{Ham} + \text{cheese} + \text{tomato} + \text{pickles} + \text{bread} \rightarrow \text{ham sandwich}\]
Los reactivos son las “partes” o ingredientes del sándwich de jamón mientras que el sándwich en sí es el producto. Hay algo que falta en tu ecuación, sin embargo. No hay indicación de cuántos de cada “reactivo” se requiere para hacer el “producto”. Por un lado, sin duda necesitarías dos rebanadas de pan para hacer un sándwich convencional.
Digamos que el sándwich de jamón perfecto\(\left( \ce{HS} \right)\) está compuesto por 2 lonchas de jamón\(\left( \ce{H} \right)\), una rebanada de queso\(\left( \ce{C} \right)\), 1 rebanada de tomate\(\left( \ce{T} \right)\), 5 encurtidos\(\left( \text{P} \right)\) y 2 rebanadas de pan\(\left( \ce{B} \right)\). Contabilizando los números de cada reactivo, así como sustituir símbolos por palabras, tu ecuación se convertiría en:
\[2 \ce{H} + \ce{C} + \ce{T} + 5 \ce{P} + 2 \ce{B} \rightarrow \ce{HS}\]
Esto muestra ahora las cantidades correctas de los reactivos. Como una mejora final, cambiaremos la “fórmula” del producto. Dado que el sándwich final contiene todos los reactivos que entraron en él, su fórmula debería reflejar eso.
\[2 \ce{H} + \ce{C} + \ce{T} + 5 \ce{P} + 2 \ce{B} \rightarrow \ce{H_2CTP_5B_2}\]
El subíndice después de cada símbolo en el producto representa el número de ese reactivo particular que se encuentra en el lado reactivo de la ecuación: 2 para\(\ce{H}\), 1 para\(\ce{C}\), etc.
Dado que la ecuación ahora muestra números iguales de cada parte sándwich en ambos lados de la ecuación, decimos que la ecuación está equilibrada. Las ecuaciones químicas también deben equilibrarse de manera similar. Una ecuación equilibrada es una ecuación química en la que se conserva la masa y hay números iguales de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
Podemos escribir una ecuación química para la reacción del carbono con gas hidrógeno para formar metano\(\left( \ce{CH_4} \right)\).
\[\begin{array}{ccccc} \ce{C} \left( s \right) & + & \ce{H_2} \left( g \right) & \rightarrow & \ce{CH_4} \left( g \right) \\ 1 \: \ce{C} \: \text{atom} & & 2 \: \ce{H} \: \text{atoms} & & 1 \: \ce{C} \: \text{atom}, \: 4 \: \ce{H} \: \text{atoms} \end{array}\]
Para escribir una ecuación correcta, primero se debe escribir la ecuación del esqueleto correcta con las fórmulas químicas correctas. Recordemos que el hidrógeno es una molécula diatómica y así se escribe como\(\ce{H_2}\). Cuando contamos el número de átomos de ambos elementos, mostrados bajo la ecuación, vemos que la ecuación no está equilibrada. Solo hay 2 átomos de hidrógeno en el lado reactivo de la ecuación, mientras que hay 4 átomos de hidrógeno en el lado del producto. Esto viola la ley de conservación de la masa, que establece que la masa debe conservarse en cualquier reacción química o proceso físico. Otra forma común de expresar la ley de conservación de la masa es que la materia no puede crearse ni destruirse.
La teoría atómica de John Dalton afirmó que las reacciones químicas son separaciones, combinaciones o reordenamientos de átomos. Los átomos mismos no pueden ser creados ni destruidos. La teoría de Dalton explica la ley de conservación de la masa y el proceso de equilibrar una ecuación asegura que se siga la ley. Podemos equilibrar la ecuación anterior sumando un coeficiente de 2 frente a la fórmula para hidrógeno.
\[\ce{C} \left( s \right) + 2 \ce{H_2} \left( g \right) \rightarrow \ce{CH_4} \left( g \right)\]
Un coeficiente es un pequeño número entero colocado delante de una fórmula en una ecuación para equilibrarlo. El 2 frente a los\(\ce{H_2}\) medios que hay un total de\(2 \times 2 = 4\) átomos de hidrógeno como reactivos. Visualmente, la reacción se ve así:
En la ecuación equilibrada, hay un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno a ambos lados de la flecha. A continuación se presentan pautas para escribir y equilibrar ecuaciones químicas.
- Determinar las fórmulas químicas correctas para cada reactivo y producto.
- Escriba la ecuación del esqueleto colocando el (los) reactivo (s) en el lado izquierdo del signo de rendimiento\(\left( \rightarrow \right)\) y el producto (s) en el lado derecho. Si hay más de un reactivo o producto, separe con signos más.
- Contar el número de átomos de cada elemento que aparece como reactivo y como producto. Si un ion poliatómico no cambia en ambos lados de la ecuación, cuéntelo como una unidad.
- Equilibrar cada elemento uno a la vez colocando coeficientes delante de la fórmula. No se escribe ningún coeficiente para un 1. Lo mejor es comenzar equilibrando elementos que sólo aparecen en una fórmula a cada lado de la ecuación. Solo se pueden equilibrar ecuaciones mediante el uso de coeficientes, NUNCA cambiar los subíndices en una fórmula química.
- Verifique cada átomo o ion poliatómico para asegurarse de que sean iguales en ambos lados de la ecuación.
- Asegúrese de que todos los coeficientes estén en la relación más baja posible. Si es necesario, reducir a la relación más baja.
Ejemplo\(\PageIndex{1}\)
Se mezclan soluciones acuosas de nitrato de plomo (II) y cloruro de sodio. Los productos de la reacción son una solución acuosa de nitrato de sodio y un precipitado sólido de cloruro de plomo (II). Escribe la ecuación química para esta reacción.
Solución
Paso 1: Planear el problema.
Siga los pasos para escribir y equilibrar una ecuación química.
Paso 2: Resolver.
Escribe la ecuación del esqueleto con las fórmulas correctas.
\[\ce{Pb(NO_3)_2} \left( aq \right) + \ce{NaCl} \left( aq \right) \rightarrow \ce{NaNO_3} \left( aq \right) + \ce{PbCl_2} \left( s \right)\]
Contar el número de cada átomo o ion poliatómico en ambos lados de la ecuación (ver tabla a continuación).
Los iones nitrato y los átomos de cloro están desequilibrados. Comience colocando un 2 delante de la\(\ce{NaCl}\). Esto aumenta los recuentos de reactivos a 2\(\ce{Na}\) átomos y 2\(\ce{Cl}\) átomos. Después coloca un 2 frente a la\(\ce{NaNO_3}\). El resultado es:
\[\ce{Pb(NO_3)_2} \left( aq \right) + 2 \ce{NaCl} \left( aq \right) \rightarrow 2 \ce{NaNO_3} \left( aq \right) + \ce{PbCl_2} \left( s \right)\]
El nuevo conteo para cada átomo e ion poliatómico se convierte en (ver tabla a continuación).
Paso 3: Piensa en tu resultado.
La ecuación ahora está equilibrada ya que hay números iguales de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
Contar el número de cada átomo o ion poliatómico en ambos lados de la ecuación.
| Reactivos | Productos |
|---|---|
| 1\(\ce{Pb}\) átomo | 1\(\ce{Pb}\) átomo |
| 2\(\ce{NO_3^-}\) | 1\(\ce{NO_3^-}\) |
| 2\(\ce{Na}\) átomos | 2\(\ce{Na}\) átomos |
| 2\(\ce{Cl}\) átomos | 1\(\ce{Cl}\) átomo |
El nuevo conteo para cada átomo e ion poliatómico se convierte en:
| Reactivos | Productos |
|---|---|
| 1\(\ce{Pb}\) átomo | 1\(\ce{Pb}\) átomo |
| 2\(\ce{NO_3^-}\) | 2\(\ce{NO_3^-}\) |
| 2\(\ce{Na}\) átomos | 2\(\ce{Na}\) átomos |
| 2\(\ce{Cl}\) átomos | 2\(\ce{Cl}\) átomos |
Algunas ecuaciones proporcionan un desafío al equilibrio cuando uno o más de los elementos no se pueden equilibrar simplemente usando un coeficiente. El aluminio reacciona con el gas oxígeno para formar óxido de aluminio de acuerdo con la ecuación:
\[\ce{Al} \left( s \right) + \ce{O_2} \left( g \right) \rightarrow \ce{Al_2O_3} \left( s \right)\]
Dado que hay dos átomos de oxígeno en el lado reactivo y 3 átomos de oxígeno en el lado del producto, ningún coeficiente de número entero equilibrará los átomos de oxígeno. Encuentra el múltiplo común más bajo de 2 y 3, que es 6. Colocar un 3 frente al\(\ce{O_2}\) y un 2 delante del\(\ce{Al_2O_3}\) dará como resultado 6 átomos de oxígeno en ambos lados. Terminar equilibrando el aluminio con un 4.
\[4 \ce{Al} \left( s \right) + 3 \ce{O_2} \left( g \right) \rightarrow 2 \ce{Al_2O_3} \left( s \right)\]
La ecuación se equilibra con 4\(\ce{Al}\) átomos y 6\(\ce{O}\) átomos en cada lado.
Finalmente, volveremos a la ecuación de antes donde el metano reaccionó con oxígeno para formar dióxido de carbono y agua.
\[\ce{CH_4} \left( g \right) + \ce{O_2} \left( g \right) \rightarrow \ce{CO_2} \left( g \right) + \ce{H_2O} \left( l \right)\]
El elemento oxígeno aparece en dos lugares diferentes en el lado del producto de la ecuación, por lo que no debes comenzar tratando de equilibrar el oxígeno. En cambio, equilibrar primero el carbono y el hidrógeno. El carbono ya está equilibrado, pero el hidrógeno se equilibra colocando un 2 frente al agua.
\[\ce{CH_4} \left( g \right) + \ce{O_2} \left( g \right) \rightarrow \ce{CO_2} \left( g \right) + 2 \ce{H_2O} \left( l \right)\]
Ahora cuente el número total de átomos de oxígeno en el lado del producto: dos del\(\ce{CO_2}\) y dos del 2\(\ce{H_2O}\) para dar un total de cuatro. Colocar un 2 frente a la\(\ce{O_2}\).
\[\ce{CH_4} \left( g \right) + 2 \ce{O_2} \left( g \right) \rightarrow \ce{CO_2} \left( g \right) + 2 \ce{H_2O} \left( l \right)\]
Equilibrar ecuaciones difíciles puede ser un proceso de prueba y error y es una habilidad que requiere práctica. Si encuentras que una estrategia en particular con una ecuación difícil no está funcionando, comienza de nuevo y equilibra primero un elemento diferente. La persistencia te llevará a la ecuación equilibrada correcta.
Recursos Suplementarios
- http://phet.colorado.edu/en/simulati...ical-equations
- “Ley de Equilibrio”: http://education.jlab.org/elementbalancing/index.html
- Equilibrio de Ecuaciones Químicas: www.ScienceGeek.net/Chemistry... nBalancing.htm
Colaboradores y Atribuciones
CK-12 Foundation by Sharon Bewick, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson, and Jean Dupon.
Allison Soult, Ph.D. (Department of Chemistry, University of Kentucky)