Relaciones QuímicasEcuaciones Químicas

por Anthony Carpi, Ph.D.

Did you know?

Did you know that when methane and oxygen are combined, they produce carbon dioxide and water vapor? This is because the chemical bonds that hold molecules together are broken during chemical reactions, and when molecules re-form they can produce very different substances.

Resumen

When scientists want to describe a chemical reaction in writing, they use precise chemical equations. This module, the third in a series on chemical reactions, explains chemical equations in a step-by-step process. The module shows how chemical equations are balanced in the context of the chemical changes that take place during a reaction. The Law of Conservation of Matter is introduced.

Términos que usted debe saber
  • balanced = having equal amounts on both sides of an equation
  • consume = use up, exhaust
  • equation = an expression of a chemical reaction using chemical symbols
Tabla de Contenido

Las reacciones químicas ocurren a nuestro alrededor cuando: encendemos un fósforo, encendemos un auto, comemos la cena, o paseamos al perro. Una reacción química es el proceso por el cual las substancias se enlazan (o rompen el enlace) y, al hacerlo sueltan o consumen energía. Una ecuación química es la taquigrafía que los científicos usan para describir la reacción química. Como ejemplo, tomemos la reacción del hidrógeno con el oxígeno para formar agua. Si tuviésemos un contenedor de gas de hidrógeno y lo quemásemos con la presencia del oxígeno, los dos gases reaccionarían juntos, soltando energía, para formar agua. Para escribir la ecuación química de esta reacción, pondríamos la substancias que reaccionan (los reactantes) del lado izquierdo de la ecuación con una flecha apuntando a las substancias que se forman al lado derecho de la ecuación (los productos). Dada esta información, uno podría adivinar que la ecuación para esta reacción se escribe:

H + O arrow H2O

El signo de suma de lado izquierdo de la ecuación significa que el hidrógeno y el oxígeno están reaccionando. Desafortunadamente, hay dos problemas con esta ecuación química. Primero, ya que los átomos prefieren tener envolturas de valencia llenas, átomos H u O sólos son raros. En la naturaleza, ambos el hidrógeno y el oxígeno se encuentran como moléculas diatómicas, H2 y O2, respectivamente (al formar moléculas diatómicas los átomos comparten electrones y completan sus envolturas de valencia). Por consiguiente, el gas de hidrógeno consiste de moléculas H2 el gas de oxígeno consiste de O2. Al corregir nuestra ecuación tenemos:

H2 + O2arrow H2O

Pero todavía tenemos un problema. Tal como está escrita, esta ecuación nos dice que una molécula de hidrógeno (con 2 átomos H) reacciona con una molécula de oxígeno (2 átomos O) para formar una molécula de agua (con 2 átomos H y 1 átomo O). ¡En otras palabras, parece que hemos perdido 1 átomo O en el camino! Para escribir una ecuación química correctamente, el número de átomos del lado izquierdo de la ecuación química tiene que estar precisamente balanceada con los átomos de la derecha de la ecuación. ¿Cómo puede ocurrir esto? En realidad, el átomo O que 'perdimos' reacciona con la segunda molécula de hidrógeno para formar una segunda molécula de agua. Durante la reacción los enlaces H-H y O-O se rompen y los enlaces H-O se forman en las moléculas de agua, tal como se puede ver en la simulación siguiente:

Por consiguiente, la ecuación balanceada se escribe así:

2H2 + O2 arrow 2H2O

Al escribir ecuaciones químicas, el número delante del símbolo molecular (llamado coeficiente) indica el número de moléculas que participan en la reacción. Si ningún coeficiente aparece delante de la molécula, esto significa uno.

Para escribir una ecuación química de manera correcta, hay que balancear todos los átomos del lado izquierdo de la reacción con los átomos en el lado derecho. Miremos otro ejemplo. Si usted usa una cocina de gas para cocinar su cena, es probable que su cocina queme gas natural, que es principalmente metano. El metano (CH4) es una molécula que contiene cuatro átomos de hidrógeno enlazados a un átomo de carbono. Cuando usted enciende la cocina, está suministrando la energía de activación para empezar la reacción del metano con el oxígeno en le aire. Durante esta reacción, los enlaces químicos se rompen y se vuelven a formar y los productos que se producen son el dióxido de carbno y el vapor de agua (y, por supuesto la luz y el calor que se ve en la llama). La ecuación química desbalanceada se escribe:

CH4(metano) + O2(oxígeno) arrow CO2(dióxido de carbono) + H2O(agua)

Mire la reacción átomo a átomo. Al lado izquierdo de la ecuación encontramos un átomo de carbón y uno en la derecha.

C H4 + O2 arrow C O2 + H2 O
^ 1 carbón ^ 1 carbón

Después vamos hacia el hidrógeno. Hay cuatro átomos de hidrógeno en el lado izquierdo de la ecuación, pero sólo dos en la derecha.

C H4 + O2 arrow C O2 + H2 O
^ 4 hydrógeno ^ 2 hydrógeno

Por consiguiente, debemos balancear el átomo H añadiendo el coeficiente 2 delante de la molécula de agua (solamente se puede cambiar coeficientes en una ecuación química, no subscriptos). Al sumar este coeficiente tenemos:

C H4 + O2 arrow C O2 + 2H2 O
^ 4 hidrógeno ^ 4 hidrógeno

Lo que esta ecuación quiere decir ahora es que se producen dos moléculas de agua por cada molécula de metano consumido. Pasando al átomo de oxígeno, encontramos 2 en la parte izquierda de la ecuación, pero un total de 4 en el lado derecho (2 de la molécula CO2 y 1 de cada 2 moléculas de agua H2O).

C H4 + O2 arrow C O2 + 2H2 O
^ 2 oxígeno ^ 4 oxígeno ^

Para balancear la ecuación química, debemos sumar el coeficiente 2 delante de la molécula de oxígeno del lado izquierdo de la ecuación, para demostrar que 2 moléculas de oxígeno se consumen por cada molécula de metano que se quema.

C H4 + 2O2 arrow C O2 + 2H2 O
^ 4 oxígeno ^ 4 oxígeno ^

La ley de Daltón de las proporciones definidas se aplica a todas las reacciones químicas. Esencialmente, esta ley postula que una reacción química siempre prosigue de acuerdo a la relación definida por la ecuación química balanceada. Por consiguiente, se puede interpretar la anterior ecuación del metano como "1 parte de metano reacciona con 2 partes de oxígeno para producir una parte de dióxido de carbono y 2 partes de agua." Esta relación siempre permanece igual; por ejemplo, si empezamos con dos partes de metano, entonces consumiremos cuatro partes de O2 y generaremos dos partes de CO2 y cuatro partes de H2O. Si empezamos con un exceso de cualquiera de los reactantes (por ejemplo, 5 partes de oxígeno cuando sólo una parte de metano está disponible) los reactantes excedentes no se consumirán:

C H4 + 5O2 arrow C O2 + 2H2 O + 3O2
Los reactantes excedentes no se consumirán.

En el ejemplo de arriba, 3O2 tiene que ser añadido al lado derecho de la ecuación para balancearla y demostrar que el oxígeno excedente no se consumirá durante la reacción. En este ejemplo, el metano se denomina el reactante limitativo.

Mientras hemos discutido las ecuaciones balanceadas en términos de números de átomos y de moléculas, recuerde que nunca hablamos de átomos solos (o moléculas) cuando usamos ecuaciones químicas. Esto es debido a que los átomos solos (y las moléculas) son tan pequeñas que son difíciles de aislar. Las ecuaciones químicas se discuten en relación con el número de moles de los reactantes y de los productos usados o producidos. Ya que el mol se refiere al número de átomos (o moléculas) establecido, el término puede ser simplemente substituido por ecuaciones químicas. Por consiguiente, la ecuación balanceada de metano de arriba también puede ser interpretada como "1 mole de metano reacciona con 2 moles de oxígeno para producir un mol de dióxido de carbono y 2 moles de agua'.


La Conservación de la Materia

La ley de la conservación de la materia establece que la materia ni se pierde ni se gana en las reacciones químicas tradicionales, simplemente cambia de forma. Por consiguiente, si tenemos un cierto número de átomos de un elemento en el lado izquierdo de una ecuación, tenemos que tener el mismo número en el lado derecho. Esto implica que la masa también se conserva durante la reacción química. Tome la reacción del agua por ejemplo::

2H2 + O2 arrow 2H2O
hydrogen-small hydrogen-small
hydrogen-small hydrogen-small
+ oxygen-small oxygen-small arrow water molecule-small water molecule-small
2 * 2.02g + 32.00g = 2 * 18.02g

La masa total de los reactantes, 36.04g, es exactamente igual al la masa total de los productos, 36.04g (si está confundido sobre estos pesos moleculares, debe revisar la lección de masa molecular). Esto se aplica para todas las ecuaciones químicas balanceadas.


Cuando estoy trabajando en un problema, nunca pienso en la belleza. Solo pienso en como resolver el problema. Pero cuando termino, si la solución no es bella, se que esta incorrecta.
-R. Buckminster Fuller 1895- 1983
—R. Buckminster Fuller, 1895- 1983