Sesión 4 Tema: ECUACIONES QUÍMICAS. I. Objetivos de la sesión

Sesión 4
Tema: ECUACIONES QUÍMICAS.
I. Objetivos de la sesión:
a)
b)
Después de comple tar el estudio de este capítulo Ud. debe ser capaz de:
Escribir y bala ncear reacciones químicas.
Efectuar cálculo s de materia les a partir de ecuaciones químicas.
II. Temas
En una reacción química, partimos con algunos materia le s in icia le s o reactantes y éstos comie nzan a desaparecer para formar
productos. Los químicos utilizan la s ecuaciones químicas tanto para representar una reacció n química, como una forma de balance
químico, para l evar la cuenta de los átomos, en orden a ser consecuentes con la ley de la conservación de la materia . Una ecuació n
química, entonces, es un método abrevia do para mostrar lo s reactantes in icia le s y los productos finale s de una reacció n o secuencia de
reaccio nes químicas. Si partimos con un número fijo de átomos de un ele mento, entonces los productos deben contener el mismo
número de átomos del ele mento, ni uno más ni uno menos. Por ejemplo, cuando el carbono sólid o (C) se combina con el gas oxígeno
(O2), puede producir dióxido de carbono (CO2) gaseoso, una reacción que se puede expresar de diversas formas:
En palabras : el carbón reacciona con el oxígeno para producir dióxido de carbono
Ecuació n química : C + O2
Ecuació n atómica :
CO2
C +
O
O
O
C
O
Como cada lado de la ecuació n tie ne el mismo número de átomos de cada ele mento, la le y de la conservación de la masa se
cumple, y se dice que la ecuación está balanceada.
Nótese que por convención, los reactantes se escrib en sie mpre a la izquie rda y los productos a la derecha. Una flecha simple
se usa para in dicar que la reacción se realiza desde lo s reactantes a los productos. Sin embargo, la s reaccio nes pueden usualmente
realizarse en ambos sentid os. Esto es, una vez que la s molécula s se forman, pueden revertir la reacción para re - formar los reactantes
iniciales. Una cantidad significativa de reversib ilidad de una reacció n se in dica con una doble flecha
El gas hidrógeno (H2) cuando se mezcla con gas oxígeno (O2) pueden reaccionar para formar agua (H2O) líquid a a
temperatura ambie nte. (Si la reacción se realizara sobre lo s 100ºC se formaría vapor de agua).
En palabras : hid rógeno reaccio na con oxígeno para producir agua.
Ecuació n química no bala nceada : H2 + O2
Ecuació n atómica no bala nceada :
H
H2O
O
H
H
+
O
H
O
Esta ecuación no está bala nceada y, por lo tanto, no obedece a la ley de la conservació n de la masa. Hay dos átomos
de hid rógeno a cada lado, pero hay dos átomos de oxígeno al la do izquie rdo y sólo un átomo al lado derecho. Este desbala nce de
oxígeno se puede corregir si se forman dos moléculas de agua
Ecuación no balanceada : H2 + O2
2H2O
Sin embargo, al corregir el desbalance de oxígeno, creamos un desbalance de hid rógeno. Si se usan dos moléculas de
hidrógeno, la ecuación se bala ncea.
Ecuación balanceada : 2H2 + O2
H
H
H
H
2H2O
+
O
O
H
H
O
H
H
O
El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información
para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la
información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos
términos y condiciones de la información en cualquier momento.
Nótese que el subíndice indica el número de átomos del elemento inmedia tamente anterio r a él en una molécula y es fijo
para una sustancia dada. El coeficiente, en cambio , indica el número de moléculas necesaria s para balancear la ecuación, de
modo que no se viole la le y de la conservació n de la masa.
coeficiente 2
2 H2
indica dos moléculas
subíndice 2
indica dos átomos por molécula
¿Qué información nos provee esta ecuació n balanceada? Se puede in terpretar tanto en el nivel micro como en el macro.
En el nivel micro, indica que cuando dos moléculas de gas hidrógeno y una molécula de gas oxígeno se combinan, ellas pueden
reaccio nar de alg una manera para formar dos moléculas de agua líquida, si la reacción llega a término. En la escala macro,
usamos nuestra medida estándar, o mol de moléculas. La ecuació n indica que cuando dos moles (ó 2 x 6,023 x 10 23) moléculas o
dos pesos moleculares gramo de gas hid rógeno se combin an con 1 mol (ó 6,023 x 10 23) molécula s o un peso molecular gramo de
gas oxígeno, reaccionarán de alguna forma, para producir 2 moles (ó 2 x 6,023 x 10 23) moléculas o dos pesos moleculares gramo
de agua líquida si la reacción llega a término.
Presione el interruptor de un encendedor de gas licuado, y el butano reaccionará, o sufrirá combustió n, con el oxígeno
del aire para formar dióxid o de carbono y agua (asumiendo combustión completa). Balanceemos esta ecuació n como eje mplo.
C4H10 + O2
CO2 + H2O
Debemos balancear tres cla ses de átomos, C, H y O. Un secreto para balancear ecuaciones es dejar sie mpre para el
final lo s átomos de oxígeno e hid rógeno. Sin embargo, el método del “ tanteo” , puede ser engorroso y muy la rgo en ecuaciones
complicadas y eventualmente imposible. Una forma más práctica consiste en asig nar coeficientes alg ebraicos a las moléculas y
resolver la ecuació n como una ecuación matemática :
a C4H10 + b O2
c CO2 + d H2O
Entonces, para que se balanceen los átomos de C, 4a tienen que ser igual a c. Para que se balanceen los átomos de O, 2b tienen
que ser igual a 2c+d. Para que se balanceen los átomos de H, 10a tienen que ser igual a 2d.
4a = c
2b = 2c+d
10a = 2d
Para encontrar los coeficientes, hacemos uno de ellos igual a un número, 1 o 2, y resolvemos los otros. En este caso, sea a=1.
Entonces :
c=4
2b = 8+d
d=5
2b = 13
10 = 2d
d =5
b = 6,5
Desde un punto de vista aritmético, hemos resuelto el problema. La ecuació n balanceada sería :
C4H10 + 6,5 O2
4CO2 + 5H2O
Desde el punto de vista químico, conceptualmente, en el micromundo de las moléculas y átomos, no podemos hablar de 6,5
moléculas de O2, ya que por defin ición, la molé cula es la partícula más pequeña en que se puede divid ir un compuesto, sin que
pierda sus características distintivas. En el macromundo, en cambio, si que 6,5 moles de O2 tienen sentid o. Para evitar cualq uie r
tipo de confusió n, usaremos en este texto, siempre coeficientes enteros. La ecuación iguala da resultaría de multiplicar la anterio r
por 2, al ig ual que se multiplica o amplifica una ecuación matemática.
2C4H10 + 13 O2
8CO2 + 10H2O
Limitaciones de las ecuaciones balanceadas. Es también importante recalcar que una ecuació n bala nceada no nos entrega
ninguna información sobre lo s siguie ntes puntos importantes para una reacción química:
1. No nos indica si la reacción puede o no efectuarse. El hecho de que podamos escribir una ecuació n y bala ncearla no significa
que la ecuación represente una reacción real o aún potencia l.
2. No nos indica cómo la reacción se efectúa, esto es, no nos entrega informació n sobre el camino o mecanismo de la reacción.
Se trata simplemente de un sistema de balance, mostrando lo s reactantes inicia les y lo s posible s productos finales, sin
ninguna in dicación de cómo lo s reactantes se convie rtes en productos. La ecuació n para la formación de agua no debe
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interpretarse que significa que dos moléculas de hidrógeno y una molécula de oxígeno chocan directamente para formar dos
moléculas de agua. El proceso puede involucrar varia s etapas.
3. No nos indica si la reacció n se produce hasta el final, sin dejar reactantes o si se produce sólo hasta una parte del camino,
deja ndo una fracción particula r de reactantes.
En resumen, una ecuación bala nceada es un sistema para contabilizar átomos. Nos permite también calcular la s
cantidades (masas) que reaccio nan y se producen si la reacció n ocurrie ra.
Aritmética química: Estequeometría
Una ecuació n química balanceada puede entonces interpretarse, y por lo tanto, ser usada de distin tas formas.
Consideremos, por eje mplo, la combustión del metano, CH4, el componente princip al del gas natural, nos in dica que:
CH4
+
2 O2
1 molécula CH4
+
2 moléculas O2
1mol CH4
+
2 moles O2
16 g CH4
+
CO2
+
2 H2O
1 molécula CO2
+
2 moléculas H2O
1 mol CO2
+
2 moles H2O
44 g CO2
+
36 (2x18) g H2O
ó
ó
ó
64 (2x32) g O2
ó
=
80 g de reactantes
80 g de productos
Una de las formas más útiles de observar una ecuació n es visualizar las rela ciones mol/mol, o peso/peso entre las
distintas sustancia s que participan en la reacción, las que pueden usarse como factores de conversión para cálculos. Usando los
factores de conversió n podemos efectuar un importante número de cálculos basados en una reacción química específica. Por
ejemplo, podemos determinar cuántos moles, gramos o toneladas de un reactante dado se requie ren para producir tantos moles,
gramos o toneladas de uno de todos lo s productos. También es posib le calcular cuánto de una o de todos los productos en una
reacció n química podrían producirse por la reacció n comple ta de una cantidad específica de reactantes.
Problemas.
1.- ¿Cuántos moles de O2 se requieren para la combustió n completa de 38 moles de metano, CH4?
Ecuación balanceada : CH4 + 2O2
CO2 + 2 H2O
Según la ecuación, se necesitan 2 moles de oxígeno por mol de metano
2 moles O2
1 mol CH4
=
X mol O2
38 moles CH4
X = 76 moles de O2
2.- ¿Cuántos moles de agua se producen por la combustió n completa de 600 g de metano?
Ecuación balanceada : CH4 + 2O2
CO2 + 2 H2O
El peso molecula r gramo del metano es : 12,0 + 4x1,00 = 16,0 g CH4/mol
Según la ecuación, para producir 2 moles de agua se necesitan 16,0 g de CH4.
16,0 g CH4
600 g CH4
=
producirán X moles de H2O
producen 2 moles de H2O
X = 75,0 mol H2O.
3.- ¿Cuántos gramos de cloruro de hid rógeno, HCl, se producirán por reacció n de 100 g de H2 con Cl2?
Ecuación desbalanceada : H2 + Cl2
Ecuación balanceada :
HCl
H2 + Cl2
2 HCl
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Peso molecular gramo H2 : 2x1,00 = 2,00 g H2/mol
Peso molecular gramo HCl : 1,00 + 35,5 = 36,5 g HCl/mol
Según la ecuación, se producen 2x36,5 g de HCl por reacción de 2 g de H2.
2x36,5 g HCl
2,00 g de H2
X g HCl
=
100 g HCl
X = 3650 g HCl.
III. Actividad previa. Syllabus sesión 3
IV Metodología de la sesión. Clase expositiva, de debate y con ejercicios prácticos
V. Lectura post-sesión. Por definir
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