Ecuaciones Químicas
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.
Las reacciones químicas ocurren a nuestro alrededor cuando: encendemos un fósforo, encendemos un auto, comemos la cena, o paseamos al perro. Una Reacciones Químicas 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 
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 + O2
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!
Ecuaciones químicas de equilibrio
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
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)
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 |
|
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 |
|
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 |
|
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 |
|
C | O2 | + | 2H2 | O |
| ^ 2 | oxÃgeno | ^ 4 | oxÃgeno | ^ | |||||
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 |
|
C | O2 | + | 2H2 | O |
| ^ 4 | oxÃgeno | ^ 4 | oxÃgeno | ^ | |||||
Punto de Comprensión
La ley de Daltón de las proporciones definidas
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 |
|
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 El Mol: Su Historia y El Uso 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'.
Punto de Comprensión
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 |
|
2H2O |
|
+ | 
|
|
|
| 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 El Mol: Su Historia y El Uso). Esto se aplica para todas las ecuaciones químicas balanceadas.
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