4.2: La Ecuación Química

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Objetivos de aprendizaje

Definir ecuación química.
Identificar las partes de una ecuación química.

Una reacción química expresa un cambio químico. Por ejemplo, una propiedad química del hidrógeno es que reaccionará con el oxígeno para hacer agua. Podemos escribir eso de la siguiente manera:

\[\text{hydrogen reacts with oxygen to make water}\nonumber \]

Podemos representar este cambio químico de manera más sucinta como:

\[\text{hydrogen} + \text{oxygen} → \text{water}\nonumber \]

donde el signo + significa que las dos sustancias interactúan químicamente entre sí y el símbolo → implica que tiene lugar una reacción química. Pero las sustancias también pueden ser representadas por fórmulas químicas. Recordando que tanto el hidrógeno como el oxígeno existen como moléculas diatómicas, podemos reescribir nuestro cambio químico como:

\[\ce{H_2 + O_2 → H_2O}\nonumber \]

Este es un ejemplo de una ecuación química, que es una forma concisa de representar una reacción química. Las sustancias iniciales se llaman reactivos y las sustancias finales se llaman productos.

Desafortunadamente, también es una ecuación química incompleta. La ley de conservación de la materia dice que la materia no puede crearse ni destruirse. En las ecuaciones químicas, el número de átomos de cada elemento en los reactivos debe ser el mismo que el número de átomos de cada elemento en los productos. Si contamos el número de átomos de hidrógeno en los reactivos y productos, encontramos dos átomos de hidrógeno. Pero si contamos el número de átomos de oxígeno en los reactivos y productos, encontramos que hay dos átomos de oxígeno en los reactivos, pero solo un átomo de oxígeno en los productos.

¿Qué podemos hacer? ¿Podemos cambiar los subíndices en la fórmula del agua para que tenga dos átomos de oxígeno en ella? No—no se pueden cambiar las fórmulas de sustancias individuales, porque la fórmula química de una sustancia determinada es característica de esa sustancia. Lo que puedes hacer, sin embargo, es cambiar el número de moléculas que reaccionan o se producen. Hacemos esto un elemento a la vez, yendo de un lado de la reacción al otro, cambiando el número de moléculas de una sustancia hasta que todos los elementos tengan el mismo número de átomos en cada lado.

Para acomodar los dos átomos de oxígeno como reactivos, supongamos que tenemos dos moléculas de agua como productos:

\[\ce{H_2 + O_2 → 2H_2O}\nonumber \]

El 2 frente a la fórmula para el agua se llama coeficiente. Ahora hay el mismo número de átomos de oxígeno en los reactivos que hay en el producto. Pero al satisfacer la necesidad del mismo número de átomos de oxígeno en ambos lados de la reacción, también hemos cambiado el número de átomos de hidrógeno en el lado del producto, por lo que el número de átomos de hidrógeno ya no es igual. No hay problema, simplemente vuelve al lado reactivo de la ecuación, y agrega un coeficiente frente al H ₂. El coeficiente que funciona es 2:

\[\ce{2H_2 + O_2 → 2H_2O}\nonumber \]

Ahora hay cuatro átomos de hidrógeno en los reactivos y también cuatro átomos de hidrógeno en el producto. Hay dos átomos de oxígeno en los reactivos y dos átomos de oxígeno en el producto. Se ha cumplido la ley de conservación de la materia. Cuando los reactivos y productos de una ecuación química tienen el mismo número de átomos de todos los elementos presentes, decimos que una ecuación está equilibrada. Todas las ecuaciones químicas adecuadas están equilibradas. Si una sustancia no tiene un coeficiente escrito delante de ella, se supone que es 1. Además, la convención es utilizar todos los números enteros al equilibrar ecuaciones químicas. Esto a veces nos hace hacer un poco más de trabajo de “ida y vuelta” al equilibrar una ecuación química.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\)

Escribe y equilibra la ecuación química para cada reacción química dada.

Hidrógeno y cloro reaccionan para hacer\(\ce{HCl}\)
El etano,\(\ce{C2H6}\), reacciona con el oxígeno para producir dióxido de carbono y agua.

Solución

Comencemos simplemente escribiendo una ecuación química en términos de las fórmulas de las sustancias, recordando que tanto el hidrógeno elemental como el cloro son diatómicos:\[\ce{H2 + Cl2 → HCl} \nonumber \nonumber \]
Hay dos átomos de hidrógeno y dos átomos de cloro en los reactivos y uno de cada átomo en el producto. Podemos solucionar esto incluyendo el coeficiente 2 en el lado del producto:
\[\ce{H2 + Cl2 → 2HCl} \nonumber \nonumber \]
Ahora hay dos átomos de hidrógeno y dos átomos de cloro a ambos lados de la ecuación química, por lo que está equilibrada.
Comience por escribir la ecuación química en términos de las sustancias involucradas:\[\ce{C2H6 + O2 → CO2 + H2O} \nonumber \nonumber \]
Tenemos dos átomos de carbono a la izquierda, por lo que necesitamos dos moléculas de dióxido de carbono en el lado del producto, para que cada lado tenga dos átomos de carbono; ese elemento está equilibrado. Tenemos seis átomos de hidrógeno en los reactivos, por lo que necesitamos seis átomos de hidrógeno en los productos. Podemos conseguirlo teniendo tres moléculas de agua:
\[\ce{C2H6 + O2 → 2CO2 + 3H2O} \nonumber \nonumber \]
Ahora tenemos siete átomos de oxígeno en los productos (cuatro del CO ₂ y tres del H ₂ O). Esto significa que necesitamos siete átomos de oxígeno en los reactivos. Sin embargo, debido a que el oxígeno es una molécula diatómica, solo podemos obtener un número par de átomos de oxígeno a la vez. Podemos lograr esto multiplicando los otros coeficientes por 2:
\[\ce{2C2H6 + O2 → 4CO2 + 6H2O} \nonumber \nonumber \]
Al multiplicar todo lo demás por 2, no desequilibramos los otros elementos, y ahora obtenemos un número par de átomos de oxígeno en el producto—14. Podemos obtener 14 átomos de oxígeno en el lado reactivo al tener 7 moléculas de oxígeno:
\[\ce{2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H2O} \nonumber \nonumber \]
Como cheque, relatar todo para determinar que cada lado tiene el mismo número de átomos de cada elemento. Esta ecuación química ahora está equilibrada.

Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

Escribir y equilibrar la ecuación química que representa nitrógeno e hidrógeno reaccionando para producir amoníaco, NH ₃.

Contestar: \[\ce{N2 + 3H2 → 2NH3 \nonumber \nonumber \]

Muchas ecuaciones químicas también incluyen etiquetas de fase para las sustancias: (s) para sólido, (l) para líquido, (g) para gas y (ac) para acuoso (es decir, disuelto en agua). Condiciones especiales, como la temperatura, también se pueden enumerar encima de la flecha. Por ejemplo,

\[\ce{ 2NaHCO3 (s)} \overset{200^{\circ}C}{\rightarrow} \ce{Na2CO3 (s) + CO2(g) + H2O(l) }\nonumber \]

Principales conclusiones

Una ecuación química es una descripción concisa de una reacción química.
Las ecuaciones químicas adecuadas están equilibradas.