Equilibrio de ecuaciones químicas
Supongamos que tuviera que escribir una ecuación de palabra para construir el sándwich de jamón ideal (vea la figura a continuación). Tal vez se te ocurra esto.:
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Los reactivos son las «partes» o ingredientes del sándwich de jamón, mientras que el sándwich en sí es el producto. Sin embargo, falta algo en tu ecuación. No hay indicación de cuántos de cada «reactivo «se requieren para hacer el»producto». Por un lado, sin duda necesitaría dos rebanadas de pan para hacer un sándwich convencional.
digamos que el perfecto sandwich de jamón \(\left( \ce{HS} \right)\) se compone de 2 rebanadas de jamón de \(\left( \ce{H} \right)\), una rebanada de queso \(\left( \ce{C} \right)\), 1 rebanada de tomate \(\left( \ce{T} \right)\), 5 pepinillos \(\left( \text{P} \right)\), y 2 rebanadas de pan de \(\left( \ce{B} \right)\). Teniendo en cuenta los números de cada reactivo, así como la sustitución de símbolos por palabras, su ecuación se convertiría en:
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Esto ahora muestra las cantidades correctas de los reactivos. Como una mejora final, cambiaremos la» fórmula » del producto. Dado que el sándwich final contiene todos los reactivos que entraron en él, su fórmula debe reflejar eso.
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El subíndice después de cada símbolo en el producto representa el número de ese reactivo en particular que se encuentra en el lado del reactivo de la ecuación: 2 para \(\ce{H}\), 1 para \(\ce{C}\), etc.
Dado que la ecuación ahora muestra números iguales de cada parte sándwich en ambos lados de la ecuación, decimos que la ecuación está equilibrada. Las ecuaciones químicas también deben equilibrarse de manera similar. Una ecuación equilibrada es una ecuación química en la que se conserva la masa y hay un número igual de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
Podemos escribir una ecuación química para la reacción de carbono con gas hidrógeno para formar metano \(\left (\ce{CH_4} \ right)\).
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Para escribir una ecuación correcta, primero debe escribir la ecuación de esqueleto correcta con las fórmulas químicas correctas. Recordemos que el hidrógeno es una molécula diatómica y por lo tanto se escribe como \(\ce{H_2}\). Cuando contamos el número de átomos de ambos elementos, que se muestra en la ecuación, vemos que la ecuación no está equilibrada. Solo hay 2 átomos de hidrógeno en el lado del reactivo de la ecuación, mientras que hay 4 átomos de hidrógeno en el lado del producto. Esto viola la ley de conservación de la masa, que establece que la masa debe conservarse en cualquier reacción química o proceso físico. Otra forma común de expresar la ley de conservación de la masa es que la materia no puede ser creada o destruida.
La teoría atómica de John Dalton declaró que las reacciones químicas son separaciones, combinaciones o reordenamientos de átomos. Los átomos mismos no pueden ser creados o destruidos. La teoría de Dalton explica la ley de conservación de la masa y el proceso de equilibrar una ecuación asegura que se siga la ley. Podemos equilibrar la ecuación anterior agregando un coeficiente de 2 delante de la fórmula para hidrógeno.
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Un coeficiente es un pequeño número entero colocado delante de una fórmula en una ecuación para equilibrarlo. El 2 delante de \(\ce{H_2}\) significa que hay un total de \(2 \veces 2 = 4\) átomos de hidrógeno como reactivos. Visualmente, la reacción parece:
En la ecuación equilibrada, hay un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno a ambos lados de la flecha. A continuación se presentan pautas para escribir y equilibrar ecuaciones químicas.
- Determine las fórmulas químicas correctas para cada reactivo y producto.
- Escriba la ecuación del esqueleto colocando el reactivo(s) en el lado izquierdo del signo de rendimiento \(\left( \rightarrow \right)\) y el producto(s) en el lado derecho. Si hay más de un reactivo o producto, separe con signos más.
- Cuente el número de átomos de cada elemento que aparece como reactivo y como producto. Si un ion poliatómico no cambia en ambos lados de la ecuación, cuéntelo como una unidad.
- Equilibre cada elemento uno a la vez colocando coeficientes delante de la fórmula. No se escribe ningún coeficiente para un 1. Lo mejor es comenzar equilibrando elementos que solo aparecen en una fórmula a cada lado de la ecuación. Solo puede equilibrar ecuaciones usando coeficientes, NUNCA cambie los subíndices en una fórmula química.
- Compruebe cada átomo o ion poliatómico para asegurarse de que son iguales en ambos lados de la ecuación.
- Asegúrese de que todos los coeficientes estén en la proporción más baja posible. Si es necesario, reduzca a la proporción más baja.
Ejemplo \(\Índice de página{1}\)
Se mezclan soluciones acuosas de nitrato de plomo (II) y cloruro de sodio. Los productos de la reacción son una solución acuosa de nitrato de sodio y un precipitado sólido de cloruro de plomo (II). Escribe la ecuación química para esta reacción.
Solución
Paso 1: Planifique el problema.
Siga los pasos para escribir y equilibrar una ecuación química.
Paso 2: Resolver.
Escriba la ecuación del esqueleto con las fórmulas correctas.
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Cuente el número de cada átomo o ion poliatómico en ambos lados de la ecuación (vea la tabla a continuación).
Los iones de nitrato y los átomos de cloro están desequilibrados. Comience colocando un 2 delante de \(\ce{NaCl}\). Esto aumenta el recuento de reactivos a 2 átomos \(\ce{Na}\) y 2 átomos \(\ce{Cl}\). A continuación, coloque un 2 delante de \(\ce{NaNO_3}\). El resultado es:
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El nuevo recuento para cada átomo y ion poliatómico se convierte (ver tabla a continuación).
Paso 3: Piensa en tu resultado.
La ecuación ahora está equilibrada, ya que hay un número igual de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
Cuente el número de cada átomo o ion poliatómico en ambos lados de la ecuación.
| los Reactivos | Productos |
|---|---|
| 1 \(\ce{Pb}\) el átomo | 1 \(\ce{Pb}\) el átomo |
| 2 \(\ce{NO_3^-}\) | 1 \(\ce{NO_3^-}\) |
| 2 \(\ce{Na}\) de los átomos | 2 \(\ce{Na}\) de los átomos |
| 2 \(\ce{Cl}\) de los átomos | 1 \(\ce{Cl}\) el átomo |
El nuevo recuento de cada átomo, ion poliatómico se convierte en:
| Reactivos | Productos |
|---|---|
| 1 \(\ce{Pb}\) átomo | 1 \(\ce{Pb}\) átomo |
| 2 \(\ce{NO_3^-}\) | 2 \(\ce{NO_3^-}\) |
| 2 \(\átomos de ce{Na}\) | 2 \(\átomos de ce{Na}\) |
| 2 \(\átomos ce{Cl}\) | 2 \(\átomos ce{Cl}\) |
Algunas ecuaciones ofrecen un desafío para el equilibrio cuando uno o más de los elementos no se pueden equilibrar simplemente usando un coeficiente. El aluminio reacciona con el gas oxígeno para formar óxido de aluminio de acuerdo con la ecuación:
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Dado que hay dos átomos de oxígeno en el lado del reactivo y 3 átomos de oxígeno en el lado del producto, ningún coeficiente de número entero equilibrará los átomos de oxígeno. Encuentre el múltiplo común más bajo de 2 y 3, que es 6. Colocar un 3 delante de \(\ce{O_2}\) y un 2 delante de \(\ce{Al_2O_3}\) dará como resultado 6 átomos de oxígeno en ambos lados. Acabado equilibrando el aluminio con un 4.
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La ecuación se equilibra con 4 átomos \(\ce{Al}\) y 6 átomos \(\ce{O}\) a cada lado.
Finalmente, volveremos a la ecuación de antes, donde el metano reaccionó con oxígeno para formar dióxido de carbono y agua.
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El elemento oxígeno aparece en dos lugares diferentes en el lado del producto de la ecuación, por lo que no debe comenzar tratando de equilibrar el oxígeno. En su lugar, equilibre primero el carbono y el hidrógeno. El carbono ya está equilibrado, pero el hidrógeno se equilibra colocando un 2 frente al agua.
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Ahora cuenta el número total de átomos de oxígeno en el lado del producto: dos del \(\ce{CO_2}\) y dos del 2 \(\ce{H_2O}\) para dar un total de cuatro. Coloque un 2 delante de \(\ce{O_2}\).
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Equilibrar ecuaciones difíciles puede ser un proceso de prueba y error y es una habilidad que requiere práctica. Si encuentras que una estrategia en particular con una ecuación difícil no está funcionando, comienza de nuevo y equilibra un elemento diferente primero. La persistencia te llevará a la ecuación equilibrada correcta.