La ecuación química
Lo que vas a aprender
- Identificar en una ecuación química los reactivos, los productos, los coeficientes, los subíndices y los estados de las sustancias.
- Contar los átomos de cada elemento a cada lado de una ecuación, teniendo en cuenta coeficientes, subíndices y paréntesis.
- Explicar la ley de conservación de la masa a partir de los átomos y aplicarla para calcular la masa de un reactivo o de un producto.
Para qué
¿Para qué sirve esto?
Cuando se enciende un fósforo, cuando un clavo se oxida a la intemperie o cuando se mezcla vinagre con bicarbonato y aparecen burbujas, unas sustancias desaparecen y aparecen otras nuevas. Eso es una reacción química. Para contarle a otra persona qué pasó, en cualquier país y en cualquier idioma, la química usa una frase corta hecha de fórmulas: la ecuación química.
En la unidad anterior aprendiste a escribir y a nombrar óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. Ahora vas a ver cómo se transforman unos en otros. Esta lección te enseña a leer una ecuación y a comprobar la regla que toda reacción cumple: la masa se conserva. Es la base del balanceo, de los tipos de reacciones y de todos los cálculos de cantidades que vienen en el resto del año.
Antes de empezar necesitas recordar qué indica el subíndice de una fórmula y cómo se suman las masas atómicas de los átomos de una fórmula. Esa suma, en gramos por mol, es la masa molar, M: ya la usaste para comparar sustancias en la unidad 3, y en la unidad 6 verás a fondo qué significa. Aquí solo la vas a sumar.
Explicación
Las partes de una ecuación
Una ecuación química se lee de izquierda a derecha, como una frase:
$$\mathrm{2H_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2H_2O(l)}$$
- A la izquierda de la flecha están los reactivos, las sustancias del comienzo. Aquí, el hidrógeno y el oxígeno.
- A la derecha están los productos, las sustancias que se forman. Aquí, el agua.
- La flecha se lee «produce» o «se transforma en». El signo + separa sustancias: entre los reactivos se lee «reacciona con» y entre los productos, «y».
- Las letras entre paréntesis dicen el estado de cada sustancia: (s) sólido, (l) líquido, (g) gas y (ac) en disolución acuosa, es decir, disuelta en agua.
- A veces, encima de la flecha se escribe una condición, por ejemplo el símbolo Δ cuando hay que calentar para que la reacción ocurra.
La ecuación de arriba se lee así: «dos moléculas de hidrógeno gaseoso reaccionan con una molécula de oxígeno gaseoso y producen dos moléculas de agua líquida».
Coeficientes y subíndices
En una ecuación hay dos clases de números, y no significan lo mismo.
El subíndice es parte de la fórmula: dice cuántos átomos de cada elemento tiene una unidad de la sustancia. H₂O tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Si cambias el subíndice, cambias la sustancia: H₂O₂ ya no es agua, es peróxido de hidrógeno.
El coeficiente va delante de la fórmula y dice cuántas unidades de esa sustancia participan. 2H₂O son dos moléculas de agua. Cuando no hay coeficiente, se entiende que es 1.
Para contar los átomos de un elemento en un término, se multiplica el coeficiente por el subíndice. En 2H₂O hay 2 × 2 = 4 átomos de hidrógeno y 2 × 1 = 2 de oxígeno. Si la fórmula tiene paréntesis, el subíndice del paréntesis multiplica todo lo de adentro: en Ca(OH)₂ hay dos oxígenos y dos hidrógenos.
La masa se conserva
En una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen: los enlaces se rompen y los mismos átomos se unen de otra manera. En la reacción del hidrógeno con el oxígeno entran cuatro átomos de hidrógeno y dos de oxígeno, y en el agua que sale hay exactamente esos mismos seis átomos, reorganizados.
Como cada átomo conserva su masa, la masa total de los productos es igual a la masa total de los reactivos. Esa es la ley de conservación de la masa. Una ecuación que la cumple tiene el mismo número de átomos de cada elemento a los dos lados: se dice que está balanceada. En la próxima lección vas a aprender a balancear una ecuación que no lo está.
Fíjate en algo que confunde a muchos: lo que se conserva son los átomos y la masa, no el número de moléculas. En la ecuación del agua entran tres moléculas (dos de hidrógeno y una de oxígeno) y salen dos. No falta nada: los mismos átomos quedaron agrupados en menos moléculas.
¿Y si la balanza dice otra cosa?
Si quemas un papel sobre una balanza, la ceniza pesa menos que el papel. ¿Se perdió masa? No: parte de los productos son gases que se fueron al aire, y además el oxígeno que reaccionó venía del aire y la balanza nunca lo pesó. La ley se comprueba en un sistema cerrado, un recipiente del que no sale ni entra materia. Cuando un experimento parece contradecir la ley, la pregunta correcta es: ¿qué entró o qué salió sin que lo midiéramos?
Ejemplo resuelto
Contar los átomos de una ecuación
Lee la ecuación 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) y cuenta los átomos de cada elemento a cada lado.
Ver la solución paso a paso
Hidrógeno a la izquierda: cada molécula de H₂ tiene dos átomos, y hay dos moléculas.
$$\text{átomos de H en }\mathrm{H_{2}} \cdot 2 = 4$$
Hidrógeno a la derecha: cada molécula de agua tiene dos átomos de hidrógeno, y hay dos moléculas.
$$\text{átomos de H en }\mathrm{H_{2}O} \cdot 2 = 4$$
Oxígeno a la izquierda: una sola molécula de O₂, con dos átomos.
$$\text{átomos de O en }\mathrm{O_{2}} = 2$$
Oxígeno a la derecha: un átomo en cada molécula de agua, y hay dos moléculas.
$$\text{átomos de O en }\mathrm{H_{2}O} \cdot 2 = 2$$
Hay cuatro hidrógenos y dos oxígenos a cada lado: la ecuación está balanceada.
$$\mathrm{2H_{2} + O_{2} \rightarrow 2H_{2}O}$$
En cambio, el número de moléculas sí cambia: entran tres y salen dos.
$$2 + 1 > 2$$
Respuesta: A cada lado hay 4 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno. Entran tres moléculas y salen dos: se conservan los átomos, no las moléculas.
Ejemplo resuelto
Una ecuación con paréntesis
Comprueba que está balanceada la neutralización Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂O.
Ver la solución paso a paso
Calcio: hay uno en el Ca(OH)₂ y uno en el CaCl₂.
$$\text{átomos de Ca en }\mathrm{Ca(OH)_{2}} = \text{átomos de Ca en }\mathrm{CaCl_{2}}$$
Oxígeno: el subíndice del paréntesis multiplica al O del grupo OH. A la derecha, uno en cada agua.
$$\text{átomos de O en }\mathrm{Ca(OH)_{2}} = \text{átomos de O en }\mathrm{H_{2}O} \cdot 2$$
Hidrógeno: dos del Ca(OH)₂ más uno en cada HCl, frente a dos en cada agua.
$$\text{átomos de H en }\mathrm{Ca(OH)_{2}} + \text{átomos de H en }\mathrm{HCl} \cdot 2 = \text{átomos de H en }\mathrm{H_{2}O} \cdot 2$$
Cloro: uno en cada HCl, frente a dos en el CaCl₂.
$$\text{átomos de Cl en }\mathrm{HCl} \cdot 2 = \text{átomos de Cl en }\mathrm{CaCl_{2}}$$
Los cuatro elementos cuadran:
$$\mathrm{Ca(OH)_{2} + 2HCl \rightarrow CaCl_{2} + 2H_{2}O}$$
Respuesta: Está balanceada: 1 Ca, 2 O, 4 H y 2 Cl a cada lado.
Cuenta los átomos de la combustión del metano a cada lado y llena la tabla: el coeficiente multiplica toda la molécula y el subíndice, solo al átomo que lo lleva. Hay 1 C, 4 H y 4 O antes y los mismos después: la masa se conserva.
Ejemplo resuelto
La masa antes y después
El carbonato de calcio, CaCO₃, se descompone al calentarlo en óxido de calcio, CaO, y dióxido de carbono, CO₂. Comprueba con las masas molares que la masa se conserva. Después explica por qué 50 g de CaCO₃ calentados en un recipiente abierto dejan solo 28 g de sólido.
Ver la solución paso a paso
La ecuación es CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g), y está balanceada:
$$\mathrm{CaCO_{3} \rightarrow CaO + CO_{2}}$$
Con las masas atómicas escolares (Ca = 40, C = 12, O = 16), la masa molar del reactivo, en g/mol, es:
$$M_m\left(\mathrm{CaCO_{3}}\right) = 100$$
La suma de las masas molares de los productos da lo mismo:
$$M_m\left(\mathrm{CaO}\right) + M_m\left(\mathrm{CO_{2}}\right) = M_m\left(\mathrm{CaCO_{3}}\right)$$
Los 28 g cuadran con las masas molares: de cada 100 g de CaCO₃ quedan 56 g de CaO.
$$\frac{50 \cdot M_m\left(\mathrm{CaO}\right)}{M_m\left(\mathrm{CaCO_{3}}\right)} = 28$$
En el recipiente abierto, el sólido que queda es el CaO. La diferencia de masa es la del CO₂, un gas que se fue al aire:
$$50 - 28 = 22$$
No se perdió masa: los 22 g de dióxido de carbono existen, pero la balanza no los pesó porque el sistema no estaba cerrado.
Respuesta: M(CaCO₃) = M(CaO) + M(CO₂) = 100 g/mol. Los 22 g que faltan son el CO₂ que escapó como gas.
Práctica
¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 3Ca(OH)₂?
Cada Ca(OH)₂ tiene dos oxígenos, porque el subíndice 2 multiplica al grupo OH. Con el coeficiente 3 son 3 × 2 = 6.
¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 2Al₂(SO₄)₃?
Cada grupo SO₄ tiene 4 oxígenos y el paréntesis lo multiplica por 3: 12 oxígenos en cada Al₂(SO₄)₃. Con el coeficiente 2 son 24.
En la ecuación 2H₂ + O₂ → 2H₂O, ¿cuántas moléculas hay en total del lado de los reactivos?
Dos moléculas de H₂ y una de O₂ (el coeficiente que no se escribe vale 1). Del lado de los productos hay dos: el número de moléculas no se conserva.
¿Verdadero o falso? En 2H₂ + O₂ → 2H₂O la masa de los reactivos es igual a la de los productos: $2 \cdot M_m\left(\mathrm{H_{2}}\right) + M_m\left(\mathrm{O_{2}}\right) = 2 \cdot M_m\left(\mathrm{H_{2}O}\right)$
2 × 2 + 32 = 36 y 2 × 18 = 36. Aunque las moléculas pasan de tres a dos, la masa no cambia.
¿Verdadero o falso? Esta ecuación tiene los mismos átomos de cada elemento a los dos lados: $\mathrm{CH_{4} + 2O_{2} \rightarrow CO_{2} + 2H_{2}O}$
Hay 1 C, 4 H y 4 O a cada lado. A la derecha, los oxígenos son 2 del CO₂ y 1 en cada una de las dos moléculas de agua.
¿Verdadero o falso? Esta ecuación cumple la ley de conservación de la masa: $\mathrm{H_{2} + O_{2} \rightarrow H_{2}O}$
A la izquierda hay dos oxígenos y a la derecha uno solo: tal como está escrita, «desaparece» un átomo. Le faltan coeficientes; se balancea en la próxima lección.
¿Verdadero o falso? Esta combustión está balanceada: $\mathrm{2C_{2}H_{6} + 7O_{2} \rightarrow 4CO_{2} + 6H_{2}O}$
Carbono: 4 y 4. Hidrógeno: 12 y 12. Oxígeno: 14 a la izquierda y 8 + 6 = 14 a la derecha.
En la ecuación 2C₂H₆ + 7O₂ → 4CO₂ + 6H₂O, ¿cuántos átomos de oxígeno hay del lado de los productos?
4 × 2 = 8 en el dióxido de carbono y 6 × 1 = 6 en el agua: 14. Del lado de los reactivos también hay 14, los de las siete moléculas de O₂.
Se calientan 100 g de CaCO₃ hasta que se descompone por completo, y quedan 56 g de CaO. ¿Cuántos gramos de CO₂ se formaron?
La masa de los productos es igual a la del reactivo: 100 g = 56 g + la masa del CO₂. Por eso el CO₂ pesa 44 g.
En un recipiente cerrado reaccionan 4 g de hidrógeno con 32 g de oxígeno, y se forma agua sin que sobre ningún reactivo. ¿Cuántos gramos de agua se forman?
Si no sobra nada y nada escapa, toda la masa de los reactivos queda en el producto: 4 g + 32 g = 36 g.
Un estudiante quema un trozo de papel sobre una balanza y observa que la ceniza pesa menos que el papel. ¿Qué conclusión es correcta?
Los átomos no se destruyen. El experimento no se hizo en un sistema cerrado: los gases que se formaron se fueron, y el oxígeno del aire que reaccionó tampoco se pesó.
En toda reacción química, ¿qué se conserva siempre?
Los átomos se reorganizan sin crearse ni destruirse, y por eso la masa se conserva. Las sustancias cambian y el número de moléculas puede cambiar, como en 2H₂ + O₂ → 2H₂O.
Reto
Une cada símbolo de la ecuación con lo que significa.
Toca un símbolo y después su significado.
Reto
Abre el candado contando átomos.
Cada pista da un dígito. Multiplica el coeficiente por el subíndice, y recuerda que el subíndice de un paréntesis multiplica todo lo de adentro.
Cierre
En resumen
Una ecuación química tiene los reactivos a la izquierda de la flecha y los productos a la derecha; (s), (l), (g) y (ac) indican el estado de cada sustancia.
El subíndice es parte de la fórmula y cuenta átomos dentro de una unidad; el coeficiente cuenta unidades de la sustancia. Si cambias un subíndice, cambias la sustancia.
Los átomos de un elemento en un término se cuentan multiplicando el coeficiente por el subíndice, y el subíndice de un paréntesis multiplica todo lo de adentro.
En una reacción los átomos no se crean ni se destruyen; por eso la masa total se conserva, aunque el número de moléculas cambie.
Una ecuación balanceada tiene los mismos átomos de cada elemento a los dos lados, y la ley se comprueba en un sistema cerrado.
Vocabulario
- Ecuación química
Representación de una reacción con fórmulas: los reactivos a la izquierda de la flecha y los productos a la derecha.
- Reactivo
Sustancia que está al comienzo de la reacción y se transforma.
- Producto
Sustancia nueva que se forma en la reacción.
- Coeficiente
Número que va delante de una fórmula e indica cuántas unidades de esa sustancia participan. Si no se escribe, vale 1.
- Subíndice
Número pequeño que va dentro de la fórmula, después de un símbolo o de un paréntesis, e indica cuántos átomos de ese elemento hay en una unidad de la sustancia.
- Ley de conservación de la masa
En una reacción química la masa total de los productos es igual a la masa total de los reactivos, porque los átomos no se crean ni se destruyen: solo se reorganizan.
Guía para el docente
Tiempos
- Inicio · 5 min — Pregunte qué pasa con la masa de un papel cuando se quema. Anote las respuestas sin corregir; se retoman al final.
- Explicación · 15 min — Lea en voz alta la ecuación del agua como una frase. Distinga coeficiente y subíndice en el tablero con dos colores y resuelva los tres ejemplos.
- Práctica · 20 min — Preguntas y retos en parejas. Pida que escriban, debajo de cada fórmula, cuántos átomos de cada elemento aporta, antes de sumar.
- Cierre · 5 min — Vuelva a la pregunta del papel y pida que cada estudiante explique con la ley de conservación de la masa por qué la ceniza pesa menos.
Preguntas para el salón
- Si en una reacción entran tres moléculas y salen dos, ¿se perdió algo? ¿Cómo lo comprobarían?
- ¿Por qué no se puede «arreglar» una ecuación cambiando H₂O por H₂O₂?
- ¿Cómo diseñarían un experimento para comprobar la ley de conservación de la masa con vinagre y bicarbonato?
Errores típicos
- Sumar el coeficiente y el subíndice en vez de multiplicarlos (decir que en 3H₂O hay 3 + 2 = 5 hidrógenos, cuando son 6). Dibuje las tres moléculas de agua con bolitas y cuenten los hidrógenos uno por uno: salen 6, que es 3 × 2 y no 3 + 2.
- Olvidar que el subíndice de un paréntesis multiplica todo lo de adentro. Pida que reescriban Ca(OH)₂ como Ca, OH, OH antes de contar.
- Creer que se conserva el número de moléculas. Use la ecuación del agua: tres moléculas entran, dos salen, y la cuenta de átomos y de masas da igual.
- Concluir que la masa no se conserva porque la balanza marca menos. Pregunte qué gas pudo escapar y qué pasaría con el recipiente tapado.
Tarea sugerida
Escribir en una frase cómo se lee CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, comprobar con las masas molares que la masa de los reactivos es igual a la de los productos, y explicar por qué el número de moléculas sí se conserva en esta reacción y no en la del agua.