Unidad IV reacciones químicas




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UNIDAD IV REACCIONES QUÍMICAS.

Ecuaciones químicas.

Las reacciones químicas se representan de forma concisa mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo, cuando el hidrógeno (H2) arde, reacciona con el oxígeno (O2) del aire para formar agua (H2O). Escribimos la ecuación química para esta reacción como sigue:

Leemos el signo + como “reacciona con” y la flecha como “produce”. Las fórmulas químicas que están a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida, llamadas reactivos. Las fórmulas químicas a la derecha de la flecha representan sustancias que se producen en la reacción, llamadas productos. Los números antepuestos a las fórmulas son coeficientes. (Al igual que en las ecuaciones algebraicas, el número 1 normalmente no se escribe.)

Dado que en ninguna reacción se crean ni se destruyen átomos, toda ecuación química debe tener números iguales de átomos de cada elemento a cada lado de la flecha. Si se satisface esta condición, se dice que la ecuación está balanceada. Por ejemplo, en el miembro derecho de la ecuación 3.1 hay dos moléculas de H2O, cada una de las cuales contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Entonces, 2H2O (que se lee “dos moléculas de agua”) contiene 2 x 2 = 4 átomos de H y 2 x 1 = 2 átomos de O, como se ve en la ilustración al margen. Como también hay cuatro átomos de H y dos de O en el miembro izquierdo de la ecuación, la ecuación está balanceada.

Una vez que conozcamos las fórmulas químicas de los reactivos y de los productos de una reacción, podremos escribir la ecuación química no balanceada. Luego balanceamos la ecuación determinando los coeficientes que producen números iguales de cada tipo de átomo en cada miembro de la ecuación. Para casi todas las aplicaciones, una ecuación balanceada deberá tener los coeficientes enteros más bajos posibles.

Al balancear ecuaciones, es importante entender la diferencia entre un coeficiente antepuesto a una fórmula y un subíndice de una fórmula. Remítase a la figura 3.3. Advierta que la modificación de un subíndice de una fórmula ⎯de H2O a H2O2, por ejemplo⎯ cambia la identidad de la sustancia. La sustancia H2O2, peróxido de hidrógeno, es muy diferente del agua. Nunca deben modificarse los subíndices al balancear una ecuación. En contraste, si colocamos un coeficiente antes de una fórmula lo único que cambiamos es la cantidad y no la identidad de la sustancia.



Figura 3.3 Ilustración de la diferencia entre un subíndice en una fórmula química y un coeficiente antepuesto a la fórmula. Observe que el número de átomos de cada tipo (que se dan como “composición”) se obtiene multiplicando el coeficiente y el subíndice asociados a cada elemento de la fórmula.


A fin de ilustrar el proceso de balancear ecuaciones, consideremos la reacción que ocurre cuando el metano (CH4) principal componente del gas natural, se quema en el aire para producir dióxido de carbono gaseoso (CO2) y vapor de agua (H2O). Los dos productos contienen átomos de oxígeno que provienen del O2 del aire. Decimos que la combustión en aire es “mantenida por oxígeno”, lo que significa que el oxígeno es un reactivo. La ecuación no balanceada es

Casi siempre lo mejor es balancear primero los elementos que aparecen en el menor número de fórmulas químicas en cada miembro de la ecuación. En nuestro ejemplo, tanto C como H aparecen en sólo un reactivo y, por separado, en sólo un producto cada uno, así que para comenzar concentraremos nuestra atención en el CH4. Consideremos primero el carbono y luego el hidrógeno.

Una molécula de CH4 contiene el mismo número de átomos de C (uno) que una molécula de CO2. Por tanto, los coeficientes de estas sustancias deben ser iguales, y por lo pronto vamos a suponer que son 1. Sin embargo, el reactivo CH4 contiene más átomos de H (cuatro) que el producto H2O (dos). Si colocamos un coeficiente de 2 antes del H2O, habrá cuatro átomos de H en cada miembro de la ecuación:

A estas alturas los productos tienen más átomos de O en total (cuatro; dos del CO2 y dos del H2O) que los reactivos (dos). Si colocamos un coeficiente de 2 antes del O2, completaremos el balanceo al hacer que el número de átomos de O sea igual en ambos miembros de la ecuación:

La perspectiva molecular de la ecuación balanceada se muestra en la figura 3.4.



Figura 3.4 Ecuación química balanceada para la combustión de CH4. Los dibujos de las moléculas participantes hacen más evidente la conservación de los átomos en la reacción.


La estrategia que adoptamos para balancear la ecuación 3.4 es en gran medida de prueba y error. Balanceamos cada tipo de átomo sucesivamente, ajustando los coeficientes según era necesario. La estrategia funciona para la mayor parte de las ecuaciones químicas.

Es común agregar más información a las fórmulas de las ecuaciones balanceadas para indicar entre paréntesis el estado físico de cada reactivo y producto. Usamos los símbolos (g), (l), (s) y (ac) para gas, líquido, sólido y disolución acuosa (en agua), respectivamente. Así, la ecuación balanceada anterior puede escribirse

A veces se anotan arriba o abajo de la flecha de reacción las condiciones (como temperatura o presión) en las que se efectúa la reacción. Es común colocar el símbolo Δ arriba de la flecha para indicar la adición de calor.
EJERCICIO TIPO 3.1

Balancee la siguiente ecuación:

Solución Comenzamos por contar los átomos de cada tipo a ambos lados de la flecha. Los átomos de Na y de O están balanceados (un Na y un O a cada lado), pero hay dos átomos de H a la izquierda y tres a la derecha. Para aumentar el número de átomos de H en el miembro izquierdo, colocamos un coeficiente de 2 antes del H2O:

Esta decisión es un tanteo inicial, pero nos coloca en el camino correcto. Ahora que tenemos 2H2O, debemos recuperar el balance de átomos de O. Podemos hacer esto pasando al otro miembro de la ecuación y anteponiendo un coeficiente de 2 al NaOH:

Esto balancea los átomos de H, pero nos obliga a regresar al miembro izquierdo y anteponer un coeficiente de 2 al Na para volver a balancear los átomos de Na:

Por último, revisamos el número de átomos de cada elemento y vemos que tenemos dos átomos de Na, cuatro átomos de H, y dos átomos de O en cada miembro de la ecuación. La ecuación está balanceada.
EJERCICIO DE APLICACIÓN

Balancee las siguientes ecuaciones insertando los coeficientes que faltan:

Respuestas: (a) 4, 3, 2; (b) 1, 3, 2, 2; (c) 2, 6, 2, 3
Algunos patrones sencillos de reactividad química.
Reacciones de combinación y descomposición.
En la tabla 3.1 se resumen dos tipos de reacciones sencillas, las de combinación y de descomposición. En las reacciones de combinación, dos o más sustancias reaccionan para formar un producto. Hay muchos ejemplos de tales reacciones, sobre todo aquellas en las que diferentes elementos se combinan para formar compuestos. Por ejemplo, el magnesio metálico arde en aire con un brillo enceguecedor para producir óxido de magnesio:

Cuando hay una reacción de combinación entre un metal y un no metal, como en la ecuación 3.6, el producto es un sólido iónico. Recuerde que la fórmula de un compuesto iónico se puede determinar a partir de las cargas de los iones en cuestión. Por ejemplo, cuando el magnesio reacciona con oxígeno, el magnesio pierde electrones y forma el ion magnesio, Mg2+. El oxígeno gana electrones y forma el ion óxido, O2-. Por tanto, el producto de la reacción es MgO.

En una reacción de descomposición, una sustancia sufre una reacción para producir dos o más sustancias distintas. Muchos compuestos sufren reacciones de descomposición cuando se calientan. Por ejemplo, muchos carbonatos metálicos se descomponen para formar óxidos metálicos y dióxido de carbono cuando se calientan:


La descomposición de azida de sodio (NaN3) desprende rápidamente N2(g); por ello, esta reacción se usa para inflar las bolsas de aire de seguridad de los automóviles:

EJERCICIO TIPO 3.3

Escriba ecuaciones balanceadas para las reacciones siguientes: (a) la reacción de combinación que se da cuando reaccionan litio metálico y flúor gaseoso; (b) la reacción de descomposición que se da cuando se calienta carbonato de bario sólido. (Se forman dos productos: un sólido y un gas.)

Solución (a) El símbolo del litio es Li. Con excepción del mercurio, todos los metales son sólidos a temperatura ambiente. El flúor existe como molécula diatómica. Por tanto, los reactivos son Li(s) y F2(g). El producto constará de un metal y un no metal, por lo que cabe esperar que sea un sólido iónico. Los iones litio tienen carga 1+, Li+, mientras que los iones fluoruro tienen carga 1-, F-. Por tanto, la fórmula química del producto es LiF. La ecuación química balanceada es

(b) La fórmula química del carbonato de bario es BaCO3. Como apuntamos en el texto, muchos carbonatos metálicos se descomponen al calentarse para formar óxidos metálicos y dióxido de carbono. En la ecuación 3.7, por ejemplo, CaCO3 se descompone para formar CaO y CO2. Por tanto, cabe esperar que BaCO3 se descomponga para formar BaO y CO2. Además, el bario y el calcio están ambos en el grupo 2A de la tabla periódica, lo cual sugiere que reaccionan de forma similar:

EJERCICIO DE APLICACIÓN

Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones: (a) sulfuro de mercurio (II) sólido se descompone en sus elementos constituyentes cuando se calienta; (b) la superficie del aluminio metálico sufre una reacción de combinación con el oxígeno del aire.

Respuestas:


Combustión en aire.
Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una flama. En la mayor parte de las reacciones de combustión que observamos, interviene O2 del aire como reactivo. La ecuación 3.5 y el ejercicio de aplicación 3.1(b) ilustran una clase general de reacciones que implican el quemado o combustión de hidrocarburos (compuestos que contienen sólo carbono e hidrógeno, como CH4 y C2H4).

Cuando quemamos hidrocarburos en aire, éstos reaccionan con O2 para formar CO2 y H2O.* El número de moléculas de O2 que se requieren en la reacción y el número de moléculas de CO2 y H2O que se forman dependen de la composición del hidrocarburo, que actúa como combustible en la reacción. Por ejemplo, la combustión del propano (C3H8), un gas que se utiliza para cocinar y para calefacción en los hogares, se describe con la ecuación siguiente:

El estado físico del agua, H2O(g) o H2O(l), depende de las condiciones de la reacción. A altas temperaturas y en recipientes abiertos, se forma H2O(g).
La combustión de derivados de hidrocarburos que contienen oxígeno, como CH3OH, también produce CO2 y H2O. La sencilla regla de que los hidrocarburos y compuestos afines forman CO2 y H2O cuando arden en aire resume el comportamiento de unos tres millones de compuestos. Muchos compuestos que nuestro organismo utiliza como fuentes de energía, como el azúcar glucosa (C6H12O6), reaccionan de forma análoga para formar CO2 y H2O. Sin embargo, en el interior del organismo las reacciones se efectúan en una serie de pasos a la temperatura corporal. En un caso así, las reacciones se describen como reacciones de oxidación más que reacciones de combustión.
EJERCICIO TIPO 3.4

Escriba la ecuación química balanceada para la reacción que se da cuando se quema metanol, CH3OH(l) en aire.
Solución Cuando se quema cualquier compuesto que contiene C, H y O, reacciona con el O2(g) del aire para producir CO2(g) y H2O(g). Por tanto, la ecuación sin balancear es:

Puesto que el CH3OH sólo tiene un átomo de carbono, podemos comenzar a balancear la ecuación asignando al CO2 el coeficiente 1. En vista de que el CH3OH sólo tiene cuatro átomos de H, anteponemos el coeficiente 2 al H2O para balancear los átomos de H:

Esto nos da cuatro átomos de O en los productos y tres en los reactivos (uno en el CH3OH y dos en el O2). Podemos anteponer el coeficiente fraccionario 3/2 al O2 para tener cuatro átomos de O en los reactivos

Aunque la ecuación ya está balanceada, no está en su forma más convencional porque contiene un coeficiente fraccionario. Si multiplicamos cada miembro de la ecuación por 2, eliminaremos la fracción y obtendremos la siguiente ecuación balanceada:
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