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Química: Comenzando con los átomos 2ed

7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas

Química: Comenzando con los átomos 2ed7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Derivar ecuaciones químicas a partir de descripciones narrativas de reacciones químicas.
  • Escribir y balancear ecuaciones químicas en formato molecular, iónico total e iónico neto.

En un capítulo anterior de este texto se introdujo el uso de símbolos de elementos para representar átomos individuales. Cuando los átomos ganan o pierden electrones para dar lugar a iones, o se combinan con otros átomos para formar moléculas, sus símbolos se modifican o combinan para generar fórmulas químicas que representen adecuadamente estas especies. La extensión de este simbolismo para representar tanto las identidades como las cantidades relativas de las sustancias que sufren un cambio químico (o físico) implica escribir y equilibrar una ecuación química. Consideremos como ejemplo la reacción entre una molécula de metano (CH4) y dos moléculas de oxígeno diatómico (O2) para producir una molécula de dióxido de carbono (CO2) y dos moléculas de agua (H2O). La ecuación química que representa este proceso aparece en la mitad superior de la Figura 7.2, con modelos moleculares de espacio lleno en la mitad inferior de la figura.

Esta figura muestra una ecuación química balanceada seguida de una representación de la ecuación utilizando modelos de espacio lleno. La ecuación dice que C H subíndice 4 más 2 O subíndice 2 flecha C O subíndice 2 más 2 H subíndice 2 O. Bajo el C H subíndice 4, la molécula se muestra con una esfera negra central, que representa un átomo de C, a la que se distribuyen uniformemente alrededor 4 esferas blancas más pequeñas, que representan átomos de H. Los cuatro átomos de H están unidos al átomo de C central negro. Esto va seguido de un signo de suma. Bajo el 2 O subíndice 2 se muestran dos moléculas. Cada una de las moléculas está compuesta por dos esferas rojas unidas entre sí. Las esferas rojas representan átomos de O. A la derecha de una flecha y bajo el C O subíndice 2, aparece una única molécula con una esfera central negra con dos esferas rojas unidas a la izquierda y a la derecha. Tras un signo de suma y bajo el 2 H subíndice 2 O, hay dos moléculas, cada una con una esfera roja central y dos esferas blancas más pequeñas unidas a los lados inferior derecho e inferior izquierdo de la esfera roja central. Observe que en los modelos de espacio lleno de las moléculas, las esferas aparecen ligeramente comprimidas en las regiones donde hay un enlace entre dos átomos.
Figura 7.2 La reacción entre el metano y el oxígeno para dar lugar a dióxido de carbono y agua (mostrada en la parte inferior) puede representarse mediante una ecuación química utilizando fórmulas (arriba).

Este ejemplo ilustra los aspectos fundamentales de cualquier ecuación química:

  1. Las sustancias que reaccionan se llaman reactivos y sus fórmulas se colocan en el lado izquierdo de la ecuación.
  2. Las sustancias generadas por la reacción se llaman productos, y sus fórmulas se colocan en el lado derecho de la ecuación.
  3. Los signos más (+) separan las fórmulas individuales del reactivo y del producto, y una flecha (⟶)(⟶) separa los lados del reactivo y del producto (izquierda y derecha) de la ecuación.
  4. Los números relativos de las especies de reactivos y productos están representados por coeficientes (números colocados inmediatamente a la izquierda de cada fórmula). Un coeficiente de 1 se suele omitir.

Es una práctica común utilizar los coeficientes de números enteros más pequeños posibles en una ecuación química, como se hace en este ejemplo. Sin embargo, hay que tener en cuenta que estos coeficientes representan los números relativos de reactivos y productos y, por lo tanto, pueden interpretarse correctamente como cocientes. El metano y el oxígeno reaccionan para producir dióxido de carbono y agua en un cociente de 1:2:1:2. Este cociente se cumple si los números de estas moléculas son, respectivamente, 1-2-1-2, o 2-4-2-4, o 3-6-3-6, y así sucesivamente (Figura 7.3). Así mismo, estos coeficientes pueden interpretarse con respecto a cualquier unidad de cantidad (número), por lo que esta ecuación puede leerse correctamente de muchas maneras, entre ellas:

  • Una molécula de metano y dos de oxígeno reaccionan para dar lugar a una molécula de dióxido de carbono y dos de agua.
  • Una docena de moléculas de metano y dos docenas de moléculas de oxígeno reaccionan para producir una docena de moléculas de dióxido de carbono y dos docenas de moléculas de agua.
  • Un mol de moléculas de metano y 2 moles de moléculas de oxígeno reaccionan para producir 1 mol de moléculas de dióxido de carbono y 2 moles de moléculas de agua.
Esta imagen tiene un lado izquierdo, etiquetado, "Mezcla antes de la reacción", separado por una línea discontinua vertical del lado derecho etiquetado, "Mezcla después de la reacción". En la parte izquierda de la figura, se ilustran dos tipos de moléculas con modelos de espacio lleno. Seis de las moléculas tienen solo dos esferas rojas unidas. Tres de las moléculas tienen cuatro pequeñas esferas blancas distribuidas uniformemente y unidas a una esfera negra central más grande. A la derecha de la línea vertical discontinua, se muestran dos tipos de moléculas diferentes a las del lado izquierdo. Seis de las moléculas tienen una esfera roja central a la que se unen esferas blancas más pequeñas. Las esferas blancas no están opuestas en los átomos rojos, lo que da a la molécula una forma o apariencia doblada. El segundo tipo de molécula tiene una esfera negra central a la que se adhieren dos esferas rojas en lados opuestos, lo que da una forma o apariencia lineal. Observe que en los modelos de espacio lleno de las moléculas, las esferas aparecen ligeramente comprimidas en las regiones donde hay un enlace entre dos átomos. A cada lado de la línea discontinua hay doce esferas rojas, tres negras y doce blancas.
Figura 7.3 Independientemente del número absoluto de moléculas implicadas, los cocientes entre los números de moléculas de cada especie que reaccionan (los reactivos) y las moléculas de cada especie que se forman (los productos) son las mismas y vienen dadas por la ecuación de la reacción química.

Balance de ecuaciones

La ecuación química descrita en el apartado 4.1 está balanceada, lo que significa que en los lados del reactivo y del producto se representan números iguales de átomos de cada elemento que interviene en la reacción. Este es un requisito que la ecuación debe satisfacer para ser consistente con la ley de conservación de la materia. Se puede confirmar simplemente sumando los números de átomos a cada lado de la flecha y comparando estas sumas para asegurarse de que son iguales. Tenga en cuenta que el número de átomos de un elemento determinado se calcula multiplicando el coeficiente de cualquier fórmula que contenga ese elemento por el subíndice del elemento en la fórmula. Si un elemento aparece en más de una fórmula en un lado determinado de la ecuación, hay que calcular el número de átomos representados en cada una y luego sumarlos. Por ejemplo, ambas especies de productos en la reacción de ejemplo, CO2 y H2O, contienen el elemento oxígeno, por lo que el número de átomos de oxígeno en el lado del producto de la ecuación es

(1molécula de CO2 ×2 átomos de Omolécula de CO2 )+(2H2O×1 átomo de Omolécula de H2O)=4 átomos de O(1molécula de CO2 ×2 átomos de Omolécula de CO2 )+(2H2O×1 átomo de Omolécula de H2O)=4 átomos de O

Se confirma que la ecuación de la reacción entre el metano y el oxígeno para producir dióxido de carbono y agua está balanceada según este enfoque, como se muestra aquí:

CH4+2O2CO2+2H2OCH4+2O2CO2+2H2O
Elemento Reactivos Productos ¿Balanceada?
C 1 ×× 1 = 1 1 ×× 1 = 1 1 = 1, sí
H 4 ×× 1 = 4 2 ×× 2 = 4 4 = 4, sí
O 2 ×× 2 = 4 (1 ×× 2) + (2 ×× 1) = 4 4 = 4, sí

Una ecuación química balanceada a menudo puede derivarse de una descripción cualitativa de alguna reacción química mediante un enfoque bastante simple conocido como balance por inspección. Consideremos como ejemplo la descomposición del agua para producir hidrógeno y oxígeno moleculares. Este proceso se representa cualitativamente mediante una ecuación química desbalanceada:

H2OH2+O2(desbalanceada)H2OH2+O2(desbalanceada)

La comparación del número de átomos de H y O en cada lado de esta ecuación confirma su desbalance:

Elemento Reactivos Productos ¿Desbalanceada?
H 1 ×× 2 = 2 1 ×× 2 = 2 2 = 2, sí
O 1 ×× 1 = 1 1 ×× 2 = 2 1 ≠ 2, no

Los números de átomos de H en los lados del reactivo y del producto de la ecuación son iguales, pero los números de átomos de O no lo son. Para lograr el balance, los coeficientes de la ecuación pueden modificarse según sea necesario. Hay que tener en cuenta, por supuesto, que los subíndices de la fórmula definen, en parte, la identidad de la sustancia, por lo que no se pueden cambiar sin alterar el significado cualitativo de la ecuación. Por ejemplo, si se cambia la fórmula del reactivo de H2O a H2O2, se balancea el número de átomos, pero al hacerlo también cambia la identidad del reactivo (ahora es peróxido de hidrógeno y no agua). El balance del átomo de O puede lograrse cambiando el coeficiente del H2O a 2.

2H2OH2+O2(desbalanceada)2H2OH2+O2(desbalanceada)
Elemento Reactivos Productos ¿Desbalanceada?
H 2 ×× 2 = 4 1 ×× 2 = 2 4 ≠ 2, no
O 2 ×× 1 = 2 1 ×× 2 = 2 2 = 2, sí

El balance de los átomos de H se vio alterado por este cambio, pero se restablece fácilmente cambiando el coeficiente del producto H2 a 2.

2H2O2H2+O2(balanceada)2H2O2H2+O2(balanceada)
Elemento Reactivos Productos ¿Desbalanceada?
H 2 ×× 2 = 4 2 ×× 2 = 4 4 = 4, sí
O 2 ×× 1 = 2 1 ×× 2 = 2 2 = 2, sí

Estos coeficientes dan lugar a un número igual de átomos de H y O en los lados del reactivo y del producto, y la ecuación balanceada es, por tanto:

2H2O2H2+O22H2O2H2+O2

Ejemplo 7.1

Balance de ecuaciones químicas

Escriba una ecuación balanceada para la reacción del nitrógeno (N2) y el oxígeno (O2) moleculares para formar pentóxido de dinitrógeno.

Solución

Primero, escriba la ecuación desbalanceada.
N2+O2N2O5(desbalanceada)N2+O2N2O5(desbalanceada)

A continuación, cuenta el número de cada tipo de átomo presente en la ecuación desbalanceada.

Elemento Reactivos Productos ¿Balanceada?
N 1 ×× 2 = 2 1 ×× 2 = 2 2 = 2, sí
O 1 ×× 2 = 2 1 ×× 5 = 5 2 ≠ 5, no

Aunque el nitrógeno está balanceado, se necesitan cambios en los coeficientes para balancear el número de átomos de oxígeno. Para balancear el número de átomos de oxígeno, un primer intento razonable sería cambiar los coeficientes para el O2 y el N2O5 a números enteros que produzcan 10 átomos de O (el mínimo común múltiplo para los subíndices de los átomos de O en estas dos fórmulas).

N2+5O22N2O5(desbalanceada)N2+5O22N2O5(desbalanceada)
Elemento Reactivos Productos ¿Balanceada?
N 1 ×× 2 = 2 2 ×× 2 = 4 2 ≠ 4, no
O 5 ×× 2 = 10 2 ×× 5 = 10 10 = 10, sí

El balance de los átomos de N se ha visto alterado por este cambio; se restablece cambiando el coeficiente del reactivo N2 a 2.

2 N2+5O22N2O52 N2+5O22N2O5
Elemento Reactivos Productos ¿Balanceada?
N 2 ×× 2 = 4 2 ×× 2 = 4 4 = 4, sí
O 5 ×× 2 = 10 2 ×× 5 = 10 10 = 10, sí

Los números de átomos de N y O en cada lado de la ecuación son ahora iguales, por lo que la ecuación está balanceada.

Compruebe sus conocimientos

Escriba una ecuación balanceada para la descomposición del nitrato de amonio para formar nitrógeno molecular, oxígeno molecular y agua. (Pista: Haga el balance del oxígeno de último, ya que está presente en más de una molécula en el lado derecho de la ecuación).

Respuesta:

2NH4NO32N2+O2+4H2O2NH4NO32N2+O2+4H2O

A veces es conveniente utilizar fracciones en lugar de números enteros como coeficientes intermedios en el proceso de balancear una ecuación química. Cuando se consigue el balance, todos los coeficientes de la ecuación pueden multiplicarse por un número entero para convertir los coeficientes fraccionarios en enteros sin alterar el balance de los átomos. Por ejemplo, considere la reacción del etano (C2H6) con el oxígeno para producir H2O y CO2, representada por la ecuación desbalanceada:

C2H6+O2H2O+CO2(desbalanceada)C2H6+O2H2O+CO2(desbalanceada)

Siguiendo el enfoque habitual de inspección, se podrían primero balancear los átomos de C y H cambiando los coeficientes para las dos especies del producto, como se muestra:

C2H6+O23H2O+2CO2(desbalanceada)C2H6+O23H2O+2CO2(desbalanceada)

Esto da como resultado siete átomos de O en el lado del producto de la ecuación, un número impar, no se puede utilizar un coeficiente entero con el reactivo O2 para obtener un número impar, así que un coeficiente fraccionario, 72 ,72 , para obtener una ecuación balanceada provisional:

C2H6+72O23H2O+2CO2C2H6+72O23H2O+2CO2

Una ecuación balanceada convencional con coeficientes solo enteros se obtiene multiplicando cada coeficiente por 2:

2C2H6+7O26H2O+4CO22C2H6+7O26H2O+4CO2

Por último, con respecto a las ecuaciones balanceadas, recuerde que la convención dicta el uso de los coeficientes de números enteros más pequeños. Aunque la ecuación de la reacción entre el nitrógeno molecular y el hidrógeno molecular para producir amoníaco está, efectivamente, balanceada,

3N2+9H26NH33N2+9H26NH3

los coeficientes no son los números enteros más pequeños posibles que representan los números relativos de las moléculas del reactivo y del producto. Dividiendo cada coeficiente entre el máximo común divisor, 3, se obtiene la ecuación preferida:

N2+3H22NH3N2+3H22NH3

Información adicional en las ecuaciones químicas

Los estados físicos de los reactivos y productos en las ecuaciones químicas se indican muy a menudo con una abreviatura entre paréntesis a continuación de las fórmulas. Las abreviaturas más comunes son s para los sólidos, l para los líquidos, g para los gases y aq para las sustancias disueltas en agua (soluciones acuosas, como se presentó en el capítulo anterior). Estas anotaciones se ilustran en la ecuación de ejemplo:

2Na(s)+2H2O(l)2NaOH(aq)+H2(g)2Na(s)+2H2O(l)2NaOH(aq)+H2(g)

Esta ecuación representa la reacción que tiene lugar cuando el sodio metálico se coloca en el agua. El sodio sólido reacciona con el agua líquida para producir gas hidrógeno molecular y el compuesto iónico hidróxido de sodio (un sólido en estado puro, pero que se disuelve fácilmente en agua).

Las condiciones especiales necesarias para una reacción se designan a veces escribiendo una palabra o un símbolo encima o debajo de la flecha de la ecuación. Por ejemplo, una reacción realizada por calentamiento puede indicarse con la letra griega mayúscula delta (Δ) sobre la flecha.

CaCO3(s)ΔCaO(s)+CO2(g)CaCO3(s)ΔCaO(s)+CO2(g)

Otros ejemplos de estas condiciones especiales se encuentran en mayor profundidad en capítulos posteriores.

Ecuaciones de las reacciones iónicas

Dada la abundancia de agua en la Tierra, es lógico que un gran número de reacciones químicas tengan lugar en medios acuosos. Cuando los iones intervienen en estas reacciones, las ecuaciones químicas pueden escribirse con varios niveles de detalle adecuados a su uso previsto. Para ilustrar esto, consideremos una reacción entre compuestos iónicos que tiene lugar en una solución acuosa. Cuando se mezclan soluciones acuosas de CaCl2 y AgNO3, se produce una reacción que produce Ca(NO3)2 acuoso y AgCl sólido:

CaCl2(aq)+2AgNO3(aq)Ca(NO3)2 (aq)+2AgCl(s).CaCl2(aq)+2AgNO3(aq)Ca(NO3)2 (aq)+2AgCl(s).

Esta ecuación balanceada, derivada de la manera habitual, se llama ecuación molecular porque no representa explícitamente las especies iónicas que están presentes en la solución. Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, pueden disociarse en sus iones constituyentes, que posteriormente se dispersan de forma homogénea por la solución resultante (en el capítulo sobre soluciones se ofrece un análisis exhaustivo de este importante proceso). Por lo tanto, los compuestos iónicos disueltos en el agua se representan de forma más realista como iones disociados, en este caso:

CaCl2(aq)Ca2+(aq)+2Cl(aq)2AgNO3(aq)2Ag+(aq)+2NO3(aq)Ca(NO3)2 (aq)Ca2+(aq)+2NO3(aq)CaCl2(aq)Ca2+(aq)+2Cl(aq)2AgNO3(aq)2Ag+(aq)+2NO3(aq)Ca(NO3)2 (aq)Ca2+(aq)+2NO3(aq)

A diferencia de estos tres compuestos iónicos, el AgCl no se disuelve en el agua de forma significativa, como lo indica su notación de estado físico, s.

La representación explícita de todos los iones disueltos da lugar a una ecuación iónica completa. En este caso concreto, las fórmulas de los compuestos iónicos disueltos se sustituyen por fórmulas de sus iones disociados:

Ca2+(aq)+2Cl(aq)+2Ag+(aq)+2NO3(aq)Ca2+(aq)+2NO3(aq)+2Ag Cl(s).Ca2+(aq)+2Cl(aq)+2Ag+(aq)+2NO3(aq)Ca2+(aq)+2NO3(aq)+2Ag Cl(s).

El examen de esta ecuación muestra que dos especies químicas están presentes en forma idéntica a ambos lados de la flecha, Ca2+(aq) y NO3(aq)NO3(aq) Estos iones espectadores, cuya presencia es necesaria para mantener la neutralidad de la carga, no cambian ni química ni físicamente por el proceso, por lo que pueden ser eliminados de la ecuación para obtener una representación más sucinta llamada ecuación iónica neta:

Ca2+(aq)+2Cl(aq)+2Ag+(aq)+2NO3(aq)Ca2+(aq)+2NO3(aq)+2AgCl(s)2Cl(aq)+2Ag+(aq)2AgCl(s)Ca2+(aq)+2Cl(aq)+2Ag+(aq)+2NO3(aq)Ca2+(aq)+2NO3(aq)+2AgCl(s)2Cl(aq)+2Ag+(aq)2AgCl(s)

Siguiendo la convención de utilizar los enteros más pequeños posibles como coeficientes, esta ecuación se escribe entonces:

Cl(aq)+Ag+(aq)AgCl(s).Cl(aq)+Ag+(aq)AgCl(s).

Esta ecuación iónica neta indica que el cloruro de plata sólido puede producirse a partir de iones de cloruro y plata(I) disueltos, independientemente de la fuente de estos iones. Estas ecuaciones moleculares e iónicas completas proporcionan información adicional, a saber, los compuestos iónicos utilizados como fuentes de Cl y Ag+.

Ejemplo 7.2

Ecuaciones iónicas y moleculares

Cuando el dióxido de carbono se disuelve en una solución acuosa de hidróxido de sodio, la mezcla reacciona para producir carbonato de sodio acuoso y agua líquida. Escriba ecuaciones moleculares balanceadas, iónicas completas e iónicas netas para este proceso.

Solución

Comience identificando las fórmulas de los reactivos y productos y ordenándolas adecuadamente en forma de ecuación química:
CO2(aq)+NaOH(aq)Na2CO3(aq)+H2O(l)(desbalanceada)CO2(aq)+NaOH(aq)Na2CO3(aq)+H2O(l)(desbalanceada)

El balance se consigue fácilmente en este caso cambiando el coeficiente para el NaOH a 2, lo que da lugar a la ecuación molecular para esta reacción:

CO2(aq)+2NaOH(aq)Na2CO3(aq)+H2O(l)CO2(aq)+2NaOH(aq)Na2CO3(aq)+H2O(l)

Los dos compuestos iónicos disueltos, NaOH y Na2CO3, pueden representarse como iones disociados para obtener la ecuación iónica completa:

CO2(aq)+2Na+(aq)+2OH(aq)2Na+(aq)+CO32−(aq)+H2O(l)CO2(aq)+2Na+(aq)+2OH(aq)2Na+(aq)+CO32−(aq)+H2O(l)

Finalmente, identifique el/los ion(es) espectador(es), en este caso Na+(aq), y elimínelo(s) de cada lado de la ecuación para generar la ecuación iónica neta:

CO2(aq)+2Na+(aq)+2OH(aq)2Na+(aq)+CO32−(aq)+H2O(l)CO2(aq)+2OH(aq)CO32−(aq)+H2O(l)CO2(aq)+2Na+(aq)+2OH(aq)2Na+(aq)+CO32−(aq)+H2O(l)CO2(aq)+2OH(aq)CO32−(aq)+H2O(l)

Compruebe lo aprendido

El cloro diatómico y el hidróxido de sodio (lejía) son productos químicos básicos producidos en grandes cantidades, junto con el hidrógeno diatómico, a través de la electrólisis de la salmuera, según la siguiente ecuación desbalanceada:
NaCl(aq)+H2O(l)electricidadNaOH(aq)+H2(g)+Cl2(g)NaCl(aq)+H2O(l)electricidadNaOH(aq)+H2(g)+Cl2(g)

Escriba ecuaciones moleculares balanceadas, iónicas completas e iónicas netas para este proceso.

Respuesta:

2NaCl(aq)+2H2O(l)2NaOH(aq)+H2(g)+Cl2(g)(molecular)2NaCl(aq)+2H2O(l)2NaOH(aq)+H2(g)+Cl2(g)(molecular)
2Na+(aq)+2Cl(aq)+2H2O(l)2Na+(aq)+2OH(aq)+H2(g)+Cl2(g)(iónico completo)2Na+(aq)+2Cl(aq)+2H2O(l)2Na+(aq)+2OH(aq)+H2(g)+Cl2(g)(iónico completo)
2Cl(aq)+2H2O(l)2OH(aq)+H2(g)+Cl2(g)(iónico neto)2Cl(aq)+2H2O(l)2OH(aq)+H2(g)+Cl2(g)(iónico neto)
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