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La fisica y quimica

3.1: Ecuaciones químicas

                 

 

Objetivos de aprendizaje

 

         

  • Para describir una reacción química.
  •      

  • Para calcular las cantidades de compuestos producidos o consumidos en una reacción química
  •  

 

 

¿Qué le sucede a la materia cuando sufre cambios químicos? La Ley de conservación de la masa dice que “ Los átomos no se crean ni se destruyen durante ninguna reacción química “. Por lo tanto, la misma colección de átomos está presente después de una reacción que antes de la reacción. Los cambios que ocurren durante una reacción solo involucran la reordenación de los átomos. En esta sección discutiremos estequiometría (la “medición de elementos”).

 

Ecuaciones químicas

 

Como se muestra en la Figura ( PageIndex {1} ), la aplicación de una pequeña cantidad de calor a una pila de polvo de dicromato de amonio naranja produce una reacción vigorosa conocida como el volcán de dicromato de amonio. El calor, la luz y el gas se producen como una gran pila de formas de óxido de cromo verde (III) esponjosas. Esta reacción se describe con una ecuación química, una expresión que proporciona las identidades y cantidades de las sustancias en una reacción química.

 

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Figura ( PageIndex {1} ): Un volcán de dicromato de amonio: cambio durante una reacción química. El material de partida es dicromato de amonio sólido. Una reacción química lo transforma en óxido de cromo (III) sólido, que muestra una parte de su estructura encadenada, nitrógeno gaseoso y vapor de agua (además, se libera energía en forma de calor y luz). Durante la reacción, la distribución de los átomos cambia, pero el número de átomos de cada elemento no cambia. Debido a que los números de cada tipo de átomo son los mismos en los reactivos y los productos, la ecuación química está equilibrada. Figura utilizada con permiso de Wikipedia. Vea el video aquí: https://www.youtube.com/watch?v=CW4hN0dYnkM

 

Las reacciones químicas están representadas en papel por ecuaciones químicas . Por ejemplo, el hidrógeno gaseoso (H 2 ) puede reaccionar (quemar) con oxígeno gaseoso (O 2 ) para formar agua (H 2 O). La ecuación química para esta reacción se escribe como:

 

[ ce {2H_2 + O_2 rightarrow 2H_2O} ]

 

Las fórmulas químicas y otros símbolos se usan para indicar los materiales de partida, o reactivos, que por convención se escriben en el lado izquierdo de la ecuación, y los compuestos o productos finales, que se escriben a la derecha. Una flecha apunta del reactivo a los productos. La reacción química para el volcán de dicromato de amonio en la Figura ( PageIndex {1} ) es

 

[ underbrace { ce {(NH_4) _2Cr_2O_7}} _ {reactant} rightarrow underbrace { ce {Cr_2O_3 + N_2 + 4H_2O}} _ {productos} label {3.1.1} ] [ 19459016]

 

La flecha se lee como “cede” o “reacciona a la forma”. La ecuación ( ref {3.1.1} ) indica que el dicromato de amonio (el reactivo) produce óxido de cromo (III), nitrógeno y agua (los productos). La ecuación para esta reacción es aún más informativa cuando se escribe de la siguiente manera:

 

[ ce {(NH4) 2Cr2O7 (s) rightarrow Cr2O3 (s) + N2 (g) + 4H2O (g)} label {3.1.2} ]

 

La ecuación ( ref {3.1.2} ) es idéntica a Ecuación ( ref {3.1.1} ) excepto por la adición de abreviaturas entre paréntesis para indicar el estado físico de cada especie. Las abreviaturas son (s) para sólido, (l) para líquido, (g) para gas y (aq) para una solución acuosa, una solución de la sustancia en agua.

 

De acuerdo con la ley de conservación de la masa, los números de cada tipo de átomo son los mismos en ambos lados de Ecuaciones ( ref {3.1.1} ) y ( ref {3.1.2} ) . Cada lado de la reacción tiene dos átomos de cromo, siete átomos de oxígeno, dos átomos de nitrógeno y ocho átomos de hidrógeno.

 

En una ecuación química equilibrada, tanto los números de cada tipo de átomo como la carga total son los mismos en ambos lados. Las ecuaciones ( ref {3.1.1} ) y ( ref {3.1.2} ) son ​​ecuaciones químicas equilibradas. Lo que es diferente en cada lado de la ecuación es cómo están dispuestos los átomos para formar moléculas o iones. Una reacción química representa un cambio en la distribución de los átomos, pero no en el número de átomos. En esta reacción, y en la mayoría de las reacciones químicas, los enlaces se rompen en los reactivos (aquí, enlaces Cr-O y N-H), y se forman nuevos enlaces para crear los productos (aquí, enlaces O-H y N≡N) . Si los números de cada tipo de átomo son diferentes en los dos lados de una ecuación química, entonces la ecuación está desequilibrada y no puede describir correctamente lo que sucede durante la reacción. Para proceder, la ecuación primero debe ser equilibrada.

 
 

Una reacción química cambia solo la distribución de los átomos, no el número de átomos.

 

 

 

Equilibrio de ecuaciones químicas simples

 

 

Cuando un químico encuentra una nueva reacción, generalmente no viene con una etiqueta que muestre la ecuación química equilibrada. En cambio, el químico debe identificar los reactivos y productos y luego escribirlos en forma de una ecuación química que pueda o no equilibrarse como se escribió por primera vez. Considere, por ejemplo, la combustión de n-heptano ( (C_7H_ {16} )), un componente importante de la gasolina:

 

 

[ ce {C_7H_ {16} (l) + O_2 (g) rightarrow CO_2 (g) + H_2O (g)} label {3.1.3} ]

 

 

La combustión completa de cualquier hidrocarburo con suficiente oxígeno siempre produce dióxido de carbono y agua.

 

 

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Figura ( PageIndex {2} ): Un ejemplo de una reacción de combustión. La cera en una vela es un hidrocarburo de alta masa molecular , que produce dióxido de carbono gaseoso y vapor de agua en una reacción de combustión (Ecuación ( ref {3.1.3} )).

 

 

La ecuación ( ref {3.1.3} ) no está equilibrada: los números de cada tipo de átomo en el lado reactivo de la ecuación (7 átomos de carbono, 16 átomos de hidrógeno y 2 átomos de oxígeno) no es lo mismo que los números de cada tipo de átomo en el lado del producto (1 átomo de carbono, 2 átomos de hidrógeno y 3 átomos de oxígeno). En consecuencia, los coeficientes de los reactivos y productos deben ajustarse para dar el mismo número de átomos de cada tipo en ambos lados de la ecuación. Debido a que las identidades de los reactivos y productos son fijas, la ecuación no puede equilibrarse cambiando los subíndices de los reactivos o los productos. Hacerlo cambiaría la identidad química de la especie que se describe, como se ilustra en Figura ( PageIndex {3} ) .

 

 

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Figura ( PageIndex {3} ): Ecuaciones de equilibrio. No puede cambiar los subíndices en una fórmula química para equilibrar una ecuación química; solo puedes cambiar los coeficientes. Cambiar los subíndices cambia las relaciones de los átomos en la molécula y las propiedades químicas resultantes. Por ejemplo, el agua (H 2 O) y el peróxido de hidrógeno (H 2 O 2 ) son sustancias químicamente distintas. H 2 O 2 se descompone en H 2 O y O 2 gas cuando entra en contacto con el metal platino, mientras que no existe La reacción ocurre entre el agua y el platino.

 

 

El método más simple y generalmente más útil para equilibrar ecuaciones químicas es la “inspección”, mejor conocida como prueba y error. El siguiente es un enfoque eficiente para equilibrar una ecuación química utilizando este método.

 

 

 

Pasos para equilibrar una ecuación química

 

         

  1. Identifica la sustancia más compleja.
  2.      

  3. Comenzando con esa sustancia, elija un elemento que aparezca en un solo reactivo y un producto, si es posible. Ajuste los coeficientes para obtener el mismo número de átomos de este elemento en ambos lados.
  4.      

  5. Equilibre iones poliatómicos (si están presentes) como una unidad.
  6.      

  7. Balancee los átomos restantes, generalmente terminando con la sustancia menos compleja y usando coeficientes fraccionarios si es necesario. Si se ha utilizado un coeficiente fraccionario, multiplique ambos lados de la ecuación por el denominador para obtener números enteros para los coeficientes.
  8.      

  9. Comprueba tu trabajo contando los números de átomos de cada tipo en ambos lados de la ecuación para asegurarte de que la ecuación química esté equilibrada.
  10.  

 

 

 

 

Ejemplo ( PageIndex {1A} ): Combustión de heptano

 

Para demostrar este enfoque, usemos la combustión de n-heptano ( Ecuación ( ref {3.1.3} ) ) como ejemplo.

 

         

  1. Identifica la sustancia más compleja . La sustancia más compleja es la que tiene el mayor número de átomos diferentes, que es ( ce {C_7H_ {16}} ). Asumiremos inicialmente que la ecuación química equilibrada final contiene 1 molécula o unidad de fórmula de esta sustancia.
  2.      

  3. Ajuste los coeficientes . Intenta ajustar los coeficientes de las moléculas en el otro lado de la ecuación para obtener el mismo número de átomos en ambos lados. Debido a que una molécula de n-heptano contiene 7 átomos de carbono, necesitamos 7 moléculas de CO 2 , cada una de las cuales contiene 1 átomo de carbono, en el lado derecho:
  4.  

 

[ ce {C_7H_ {16} + O_2 rightarrow 7CO_2 + H_2O} label {3.1.4} ]

 

         

  1. Equilibre iones poliatómicos como una unidad . No hay iones poliatómicos a considerar en esta reacción.
  2.      

  3. Balancea los átomos restantes . Debido a que una molécula de n-heptano contiene 16 átomos de hidrógeno, necesitamos 8 moléculas de H2O, cada una de las cuales contiene 2 átomos de hidrógeno, en el lado derecho: [ ce {C_7H_ {16} + O_2 rightarrow 7CO_2 + 8H_2O} label {3.1.5} ] Los átomos de carbono e hidrógeno ahora están equilibrados, pero tenemos 22 átomos de oxígeno en el lado derecho y solo 2 átomos de oxígeno en el izquierdo. Podemos equilibrar los átomos de oxígeno ajustando el coeficiente frente a la sustancia menos compleja, O 2 , en el lado reactivo: [ ce {C_7H_ {16} (l) + 11O_2 (g) rightarrow 7CO_2 (g) + 8H_2O (g)} label {3.1.6} ]
  4.      

  5. Comprueba tu trabajo . La ecuación ahora está equilibrada, y no hay coeficientes fraccionarios: hay 7 átomos de carbono, 16 átomos de hidrógeno y 22 átomos de oxígeno en cada lado. Siempre asegúrese de que una ecuación química esté equilibrada. La suposición de que la ecuación química equilibrada final contiene solo una molécula o unidad de fórmula de la sustancia más compleja no siempre es válida, pero es un buen lugar para comenzar.
  6.  

 

 

 

Ejemplo ( PageIndex {1B} ): Combustión de isooctano

 

Considere, por ejemplo, una reacción similar, la combustión de isooctano ( ( ce {C8H18} )). Debido a que la combustión de cualquier hidrocarburo con oxígeno produce dióxido de carbono y agua, la ecuación química desequilibrada es la siguiente:

 

 

[ ce {C_8H_ {18} (l) + O_2 (g) rightarrow CO_2 (g) + H_2O (g)} label {3.1.7} ]

 

         

  1. Identifica la sustancia más compleja . Comience el proceso de equilibrio asumiendo que la ecuación química equilibrada final contiene una sola molécula de isooctano.
  2.      

  3. Ajuste los coeficientes . El primer elemento que aparece solo una vez en los reactivos es el carbono: 8 átomos de carbono en isooctano significa que debe haber 8 moléculas de CO 2 en los productos: [ ce {C_8H_ {18} + O_2 rightarrow 8CO_2 + H_2O} label {3.1.8} ]
  4.      

  5. Equilibre iones poliatómicos como una unidad . Este paso no se aplica a esta ecuación.
  6.      

  7. Balancea los átomos restantes . Dieciocho átomos de hidrógeno en isooctano significa que debe haber 9 H 2 moléculas de O en los productos: [ ce {C_8H_ {18} + O_2 rightarrow 8CO_2 + 9H_2O} label {3.1.9} ] Los átomos de carbono e hidrógeno ahora están equilibrados, pero tenemos 25 átomos de oxígeno en el lado derecho y solo 2 átomos de oxígeno en el izquierdo. Podemos equilibrar la sustancia menos compleja, O 2 , pero debido a que hay 2 átomos de oxígeno por molécula O 2 , debemos usar un coeficiente fraccional (25/2) para equilibrar el oxígeno átomos: [ ce {C_8H_ {18} + 25/2 O_2 rightarrow 8CO_2 + 9H_2O} label {3.1.10} ] La ecuación ( ref {3.1.10} ) es ahora equilibrado, pero generalmente escribimos ecuaciones con coeficientes de números enteros. Podemos eliminar el coeficiente fraccionario multiplicando todos los coeficientes en ambos lados de la ecuación química por 2: [ ce {2C_8H_ {18} (l) + 25O_2 (g) rightarrow 16CO_2 (g) + 18H_2O (g)} etiqueta {3.11} ]
  8.      

  9. Comprueba tu trabajo . La ecuación química equilibrada tiene 16 átomos de carbono, 36 átomos de hidrógeno y 50 átomos de oxígeno en cada lado.
  10.  

 

Equilibrar ecuaciones requiere un poco de práctica de su parte, así como un poco de sentido común. Si te encuentras usando coeficientes muy grandes o si has pasado varios minutos sin éxito, regresa y asegúrate de haber escrito las fórmulas de los reactivos y productos correctamente.

 

 

 

Ejemplo ( PageIndex {1C} ): Hidroxiapatita

 

La ​​reacción del mineral hidroxiapatita ( ( ce {Ca5 (PO4) 3 (OH)} )) con ácido fosfórico y agua da ( ce {Ca (H2PO4) 2 • H2O} ) (calcio dihidrógeno fosfato monohidrato). Escribe y equilibra la ecuación para esta reacción.

 

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Cristal de hidroxiapatita ( ( ce (Ca5 (PO4) 3 (OH)} ))

 

Dado : reactivos y producto

 

Preguntado por : ecuación química equilibrada

 

Estrategia :

 

         

  1. Identifica el producto y los reactivos y luego escribe la ecuación química desequilibrada.
  2.      

  3. Siga los pasos para equilibrar una ecuación química.
  4.  

 

Solución :

 

A Primero debemos identificar el producto y los reactivos y escribir una ecuación para la reacción. Las fórmulas para hidroxiapatita y monohidrato de fosfato de dihidrógeno de calcio se dan en el problema (recuerde que el ácido fosfórico es H 3 PO 4 ). La ecuación inicial (desequilibrada) es la siguiente:

 

[ ce {Ca5 (PO4) 3 (OH) (s) + H_3PO4 (aq) + H_2O _ {(l)} rightarrow Ca (H_2PO_4) _2 cdot H_2O _ {(s)}} ] [ 19459016]

 

1. B Identifique la sustancia más compleja . Comenzamos asumiendo que solo una molécula o unidad de fórmula de la sustancia más compleja, ( ce {Ca5 (PO4) 3 (OH)} ), aparece en la ecuación química equilibrada.

 

2. Ajuste los coeficientes . Debido a que el calcio está presente en un solo reactivo y un producto, comenzamos con él. Una unidad de fórmula de ( ce {Ca5 (PO4) 3 (OH)} ) contiene 5 átomos de calcio, por lo que necesitamos 5 Ca (H 2 PO 4 ) [19459027 ] 2 • H 2 O en el lado derecho:

 

[ ce {Ca5 (PO4) 3 (OH) + H3PO4 + H2O rightarrow 5Ca (H2PO4) 2 cdot H2O} ]

 

3. Equilibre iones poliatómicos como una unidad . Por lo general, es más fácil equilibrar una ecuación si reconocemos que ciertas combinaciones de átomos ocurren en ambos lados. En esta ecuación, el ion fosfato poliatómico (PO 4 3− ), aparece en tres lugares. En H 3 PO 4 , el ion fosfato se combina con tres iones H + para formar ácido fosfórico (H 3 PO [19459027 ] 4 ), mientras que en Ca (H 2 PO 4 ) 2 • H 2 O se combina con dos H + iones para dar el ion dihidrógeno fosfato. Por lo tanto, es más fácil equilibrar PO 4 como una unidad en lugar de contar los átomos individuales de fósforo y oxígeno. Hay 10 PO 4 unidades en el lado derecho pero solo 4 en el izquierdo. La forma más sencilla de equilibrar las unidades PO 4 es colocar un coeficiente de 7 delante de H 3 PO 4 :

 

[ ce {Ca_5 (PO_4) _3 (OH) + 7H_3PO_4 + H_2O rightarrow 5Ca (H_2PO_4) _2 cdot H_2O} ]

 

Aunque OH también es un ion poliatómico, no aparece en ambos lados de la ecuación. Por lo tanto, el oxígeno y el hidrógeno deben equilibrarse por separado.

 

4. Balancea los átomos restantes . Ahora tenemos 30 átomos de hidrógeno en el lado derecho pero solo 24 en el izquierdo. Podemos equilibrar los átomos de hidrógeno usando la sustancia menos compleja, H 2 O, colocando un coeficiente de 4 delante de H 2 O en el lado izquierdo, dando un total de 4 H 2 Moléculas O:

 

[ ce {Ca_5 (PO_4) _3 (OH) (s) + 7H_3PO_4 (aq) + 4H_2O (l) rightarrow 5Ca (H_2PO_4) _2 cdot H_2O (s)} ]

 

La ecuación ahora está equilibrada. Aunque no hemos equilibrado explícitamente los átomos de oxígeno, hay 41 átomos de oxígeno en cada lado.

 

5. Comprueba tu trabajo . Ambos lados de la ecuación contienen 5 átomos de calcio, 10 átomos de fósforo, 30 átomos de hidrógeno y 41 átomos de oxígeno.

 

 

 

Ejercicio ( PageIndex {1} ): Fermentación

 

La fermentación es un proceso bioquímico que permite que las células de levadura vivan en ausencia de oxígeno. Los humanos lo han explotado durante siglos para producir vino y cerveza y hacer crecer el pan. En la fermentación, los azúcares como la glucosa se convierten en etanol ( (CH_3CH_2OH ) y dióxido de carbono (CO_2 ). Escriba una reacción química equilibrada para la fermentación de glucosa.

 

imageedit_23_2460123050.jpg

 

Uso comercial de la fermentación . (a) Los depósitos de microcervecería se utilizan para preparar cerveza. (b) La fermentación de glucosa por las células de levadura es la reacción que hace posible la producción de cerveza.

 

 

     

Respuesta

     

     

[C_6H_ {12} O_6 (s) rightarrow 2C_2H_5OH (l) + 2CO_2 (g)
onumber ]

     

 

 

 

Interpretación de ecuaciones químicas

 

 

Además de proporcionar información cualitativa sobre las identidades y los estados físicos de los reactivos y productos, una ecuación química equilibrada proporciona información cuantitativa. Específicamente, proporciona las cantidades relativas de reactivos y productos consumidos o producidos en una reacción. El número de átomos, moléculas o unidades de fórmula de un reactivo o producto en una ecuación química equilibrada es el coeficiente de esa especie (p. Ej., Los 4 H anteriores 2 O en Ecuación ( ref {3.1.1} ) ). Cuando no se escribe ningún coeficiente delante de una especie, se supone que el coeficiente es 1. Como se ilustra en Figura ( PageIndex {4} ) , los coeficientes permiten Ecuación ( ref {3.1.1} ) se interpretará de cualquiera de las siguientes maneras:

 

 

         

  • Dos NH 4 + iones y un Cr 2 O 7 2− rendimiento de iones 1 fórmula unidad de Cr 2 O 3 , 1 N 2 molécula y 4 H 2 moléculas de O.
  •      

  • Un mol de (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 produce 1 mol de Cr 2 [19459028 ] O 3 , 1 mol de N 2 y 4 mol de H 2 O.
  •      

  • Una masa de 252 g de (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 produce 152 g de Cr 2 O 3 , 28 g de N 2 y 72 g de H 2 O.
  •      

  • Un total de 6.022 × 10 23 unidades de fórmula de (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 [ 19459028] produce 6.022 × 10 23 unidades de fórmula de Cr 2 O 3 , 6.022 × 10 23 moléculas de N 2 , y 24.09 × 10 23 moléculas de H 2 O.
  •  

 

 

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Figura ( PageIndex {4} ): Las relaciones entre los lunares, las masas y las unidades de fórmula de los compuestos en la reacción química equilibrada para el volcán de dicromato de amonio

 

 

Estas son formas químicamente equivalentes de indicar la información dada en la ecuación química balanceada, utilizando los conceptos de la masa molar, molar o fórmula, y el número de Avogadro. La relación entre el número de moles de una sustancia y el número de moles de otra se denomina relación molar. Por ejemplo, la relación molar de (H_2O ) a (N_2 ) en Ecuación ( ref {3.1.1} ) es 4: 1. La masa total de reactivos es igual a la masa total de productos, como predice la ley de conservación de la masa de Dalton:

 

 

[252 ; g ; text {de} ; ce {(NH_4) _2Cr_2O_7} ]

 

 

rendimiento

 

 

[152 + 28 + 72 = 252 ; g ; text {de productos.} ]

 

 

Sin embargo, la ecuación química no muestra la velocidad de la reacción (rápida, lenta o nada) o si se emite energía en forma de calor o luz. Estas cuestiones se consideran con más detalle en capítulos posteriores.

 

 

Una reacción química importante fue analizada por Antoine Lavoisier, un químico francés del siglo XVIII, interesado en la química de los organismos vivos, así como en los sistemas químicos simples. En una serie clásica de experimentos, midió el dióxido de carbono y el calor producido por un conejillo de indias durante la respiración, en el que los compuestos orgánicos se utilizan como combustible para producir energía, dióxido de carbono y agua. Lavoisier descubrió que la proporción de calor producido a dióxido de carbono exhalado era similar a la proporción observada para la reacción del carbón con oxígeno en el aire para producir dióxido de carbono, un proceso que los químicos llaman combustión. En base a estos experimentos, propuso que “la respiración es una combustión, lenta es verdad, pero por lo demás perfectamente similar a la del carbón”. Lavoisier tenía razón, aunque los compuestos orgánicos consumidos en la respiración son sustancialmente diferentes de los que se encuentran en el carbón. Uno de los combustibles más importantes en el cuerpo humano es la glucosa ( (C_6H_ {12} O_6 )), que es prácticamente el único combustible utilizado en el cerebro. Así, la combustión y la respiración son ejemplos de reacciones químicas.

 

 

 

Ejemplo ( PageIndex {2} ): Combustión de glucosa

 

La ecuación química equilibrada para la combustión de glucosa en el laboratorio (o en el cerebro) es la siguiente:

 

[ ce {C_6H_ {12} O6 (s) + 6O2 (g) rightarrow 6CO2 (g) + 6H2O (l)} ]

 

Construya una tabla que muestre cómo interpretar la información en esta ecuación en términos de

 

         

  1. una sola molécula de glucosa.
  2.      

  3. moles de reactivos y productos.
  4.      

  5. gramos de reactivos y productos representados por 1 mol de glucosa.
  6.      

  7. números de moléculas de reactivos y productos representados por 1 mol de glucosa.
  8.  

 

imageedit_6_6332038260.png
La combustión de un cubo de azúcar que consiste en sacarosa con una reacción similar a la combustión de glucosa. Imagen utilizada con permiso de Wikipedia.

 

Dado : ecuación química equilibrada

 

Preguntado por : moléculas, mole y relaciones de masa

 

Estrategia :

 

         

  1. Use los coeficientes de la ecuación química balanceada para determinar las relaciones moleculares y moleculares.
  2.      

  3. Usa las masas molares de los reactivos y productos para convertir de moles a gramos.
  4.      

  5. Usa el número de Avogadro para convertir de moles a la cantidad de moléculas.
  6.  

 

Solución :

 

Esta ecuación está equilibrada como está escrita: cada lado tiene 6 átomos de carbono, 18 átomos de oxígeno y 12 átomos de hidrógeno. Por lo tanto, podemos usar los coeficientes directamente para obtener la información deseada.

 

         

  1. Una molécula de glucosa reacciona con 6 moléculas de O 2 para producir 6 moléculas de CO 2 y 6 moléculas de H 2 O.
  2.      

  3. Un mol de glucosa reacciona con 6 mol de O 2 para producir 6 mol de CO 2 y 6 mol de H 2 O.
  4.      

  5. Para interpretar la ecuación en términos de masas de reactivos y productos, necesitamos sus masas molares y las relaciones molares de la parte b. Las masas molares en gramos por mol son las siguientes: glucosa, 180,16; O 2 , 31,9988; CO 2 , 44.010; y H 2 O, 18.015.
  6.  

 

[ begin {align *} text {mass of reactants} & = text {mass of products} \ [4pt] g , glucosa + g , O_2 & = g , CO_2 + g , H_2O end {align *} ]

 

[1 , mol , glucosa left ({180.16 , g over 1 , mol , glucosa} right) + 6 , mol , O_2 left ({31.9988 , g sobre 1 , mol , O_2} right) ]

 

[= 6 , mol , CO_2 left ({44.010 , g over 1 , mol , CO_2} right) + 6 , mol , H_2O left ({18.015 , g over 1 , mol , H_2O} right) ]

 

[372.15 , g = 372.15 , g ]

 

C Un mol de glucosa contiene el número de Avogadro (6.022 × 10 23 ) de moléculas de glucosa. Así, 6.022 × 10 23 las moléculas de glucosa reaccionan con (6 × 6.022 × 10 23 ) = 3.613 × 10 24 moléculas de oxígeno para producir (6 × 6.022 × 10 23 ) = 3.613 × 10 24 moléculas de CO 2 y H 2 O.

 

En forma tabular:

 

     

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

     

     

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

     

 

(C_6H_ {12} O_ {6 ; (s)} ) + (6O_ {2 ; (g)} ) (6CO_ {2 ; (g)} ) (6H_2O _ {(l)} )
a. 1 molécula 6 moléculas 6 moléculas 6 moléculas
b. 1 mol 6 mol 6 mol 6 mol
c. 180,16 g 191,9928 g 264,06 g 108,09 g
d. 6.022 × 10 23 moléculas 3.613 × 10 24 moléculas 3.613 × 10 24 moléculas 3.613 × 10 24 molécula

 

 

 

 

Ejercicio ( PageIndex {2} ): Explosión de nitrato de amonio

 

El nitrato de amonio es un fertilizante común, pero en condiciones incorrectas puede ser peligroso. En 1947, un barco cargado con nitrato de amonio se incendió durante la descarga y explotó, destruyendo la ciudad de Texas City, Texas.

 

imageedit_11_7970098491.jpg
El nitrato de amonio puede ser peligroso. Esta fotografía aérea de la ciudad de Texas, Texas, muestra la devastación causada por la explosión de una carga de nitrato de amonio el 16 de abril de 1947 . Para ver un video, haga clic aquí.

 

La explosión resultó de la siguiente reacción:

 

[2NH_4NO_ {3 ; (s)} rightarrow 2N_ {2 ; (g)} + 4H_2O _ {(g)} + O_ {2 ; (g)} ]

 

Construya una tabla que muestre cómo interpretar la información en la ecuación en términos de

 

         

  1. moléculas individuales e iones.
  2.      

  3. moles de reactivos y productos.
  4.      

  5. gramos de reactivos y productos que reciben 2 mol de nitrato de amonio.
  6.      

  7. números de moléculas o unidades de fórmula de reactivos y productos que reciben 2 mol de nitrato de amonio.
  8.  

 

Respuesta :

 

     

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

     

     

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

         

     

 

(2NH_4NO_ {3 ; (s)} ) (2N_ {2 ; (g)} ) + (4H_2O _ {(g)} ) + (O_ {2 ; (g)} )
a. 2NH 4 + iones y 2NO 3 iones 2 moléculas 4 moléculas 1 molécula
b. 2 mol 2 mol 4 mol 1 mol
c. 160,0864 g 56,0268 g 72,0608 g 31,9988 g
d. 1.204 × 10 24 unidades de fórmula 1.204 × 10 24 moléculas 2.409 × 10 24 moléculas 6.022 × 10 23 moléculas

 

 

 

Resumen

 

 

Una reacción química se describe mediante una ecuación química que proporciona las identidades y cantidades de los reactivos y los productos. In a chemical reaction, one or more substances are transformed to new substances. A chemical reaction is described by a chemical equation , an expression that gives the identities and quantities of the substances involved in a reaction. A chemical equation shows the starting compound(s)—the reactants —on the left and the final compound(s)—the products —on the right, separated by an arrow. In a balanced chemical equation, the numbers of atoms of each element and the total charge are the same on both sides of the equation. The number of atoms, molecules, or formula units of a reactant or product in a balanced chemical equation is the coefficient of that species. The mole ratio of two substances in a chemical reaction is the ratio of their coefficients in the balanced chemical equation.