Axustar ecuacións químicas paso a paso

Os coeficientes poden cambiar; os subíndices, non

Cada fórmula fixa a composición dunha substancia. A H₂O sempre ten dous átomos de hidróxeno e un de osíxeno; cambiala a H₂O₂ describe o peróxido de hidróxeno, un composto diferente. Por iso, o axuste faise só con coeficientes, os números diante das fórmulas, que indican cantas unidades fórmula de cada substancia interveñen.

Unha ecuación axustada ten o mesmo número de átomos de cada elemento nos dous lados. Como os átomos conservan a súa masa, a masa total dos reactivos é entón igual á masa total dos produtos, o que é unha comprobación independente útil. Cando aparecen ións, a suma das cargas da esquerda tamén debe ser igual á da dereita.

Os coeficientes escríbense como os números enteiros máis pequenos que axustan a ecuación. 4 H₂ + 2 O₂ → 4 H₂O está axustada pero non en termos mínimos; ao dividir por 2 sae 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Un coeficiente de 1 non se escribe.

Unha orde de inspección que evita dar voltas en balde

A inspección funciona mellor cunha orde fixa, porque axustar un elemento pode desaxustar outro que xa resolveras. A orde seguinte deixa para o final os elementos que aparecen en varias fórmulas, e sobre todo os elementos libres como o O₂ ou un metal, porque cambiar o coeficiente dun elemento libre non perturba nada máis.

O reconto final é o máis importante. Enumera cada elemento co seu número en cada lado, multiplicando cada subíndice polo coeficiente e por calquera subíndice fóra dos parénteses. Leva un minuto e detecta case todos os descoidos.

• Escribe fórmulas correctas para todas as substancias, incluídos os elementos diatómicos (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂), e non as cambies despois.
• Dálle á fórmula máis complexa un coeficiente de proba de 1.
• Axusta os elementos que aparecen só nun reactivo e nun produto.
• Axusta como unidades únicas os ións poliatómicos que pasan sen cambiar.
• Axusta a continuación o hidróxeno e o osíxeno, e os elementos libres ao final.
• Elimina calquera fracción multiplicando todos os coeficientes polo seu denominador, e despois reduce aos números enteiros máis pequenos.
• Fai o reconto de cada elemento, e da carga total, nos dous lados.

Exemplo resolto: combustión do 2-propanol

O 2-propanol (alcohol isopropílico), C₃H₈O, arde en osíxeno para dar dióxido de carbono e auga: C₃H₈O + O₂ → CO₂ + H₂O. Dálle a C₃H₈O un coeficiente de 1. O carbono aparece nun reactivo e nun produto, así que 3 C esixen 3 CO₂. O mesmo co hidróxeno: 8 H esixen 4 H₂O.

O osíxeno déixase para o final porque o O₂ é un elemento libre. O lado dereito ten agora 3 × 2 + 4 × 1 = 10 átomos de O. O combustible xa achega 1 O, así que o O₂ debe achegar 9 átomos, un coeficiente de 9/2. Ao multiplicar todo por 2 sae 2 C₃H₈O + 9 O₂ → 6 CO₂ + 8 H₂O.

Reconto: C 6 = 6; H 16 = 16; O 2 + 18 = 20 á esquerda e 12 + 8 = 20 á dereita. Unha comprobación de masa con pesos atómicos estándar da IUPAC redondeados a dúas decimais (C 12.01, H 1.01, O 16.00) coincide para as cantidades molares indicadas: 2(60.11 g) + 9(32.00 g) = 408.22 g de reactivos e 6(44.01 g) + 8(18.02 g) = 408.22 g de produtos.

Un descoido común é esquecer o átomo de osíxeno dentro do combustible e escribir 5 O₂ por cada C₃H₈O. O reconto delátao ao instante: 11 átomos de O á esquerda e 10 á dereita.

Ións poliatómicos como unidades únicas

Cando un ión poliatómico como o sulfato, o nitrato ou o fosfato aparece sen cambiar nos dous lados, cóntao como unha unidade en vez de contar os seus átomos por separado. Isto abrevia a contabilidade e evita o erro de conta máis frecuente, esquecer que un subíndice fóra dos parénteses multiplica todo o que hai dentro: Ca(NO₃)₂ contén 2 N e 6 O.

Exemplo resolto: o hidróxido de bario reacciona co ácido fosfórico para dar fosfato de bario e auga, Ba(OH)₂ + H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + H₂O. Comeza por Ba₃(PO₄)₂. Contén 3 Ba, así que usa 3 Ba(OH)₂, e 2 unidades fosfato, así que usa 2 H₃PO₄.

Para a auga, pensa nela como H–OH: cada molécula fórmase a partir dun H do ácido e un OH da base. O lado esquerdo leva agora 3 × 2 = 6 grupos OH e 2 × 3 = 6 átomos de H ácidos, así que se forman 6 H₂O: 3 Ba(OH)₂ + 2 H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + 6 H₂O. Reconto: Ba 3 = 3; P 2 = 2; H 6 + 6 = 12 e 6 × 2 = 12; O 6 + 8 = 14 e 8 + 6 = 14.

Usa o enfoque das unidades só cando o ión sobrevive intacto. Se o nitrato se converte en NO nunha reacción redox, por exemplo, hai que contar o nitróxeno e o osíxeno por separado.

Axustar a carga nas ecuacións iónicas

Unha ecuación iónica pode ter os átomos axustados e seguir sendo incorrecta. Considera aluminio metálico posto nunha disolución de ións cobre(II): Al(s) + Cu²⁺(aq) → Al³⁺(aq) + Cu(s). Hai un Al e un Cu en cada lado, pero a carga é 2+ á esquerda e 3+ á dereita.

Cada átomo de Al perde 3 electróns e cada ión Cu²⁺ gaña 2. O mínimo común múltiplo é 6, así que 2 Al reaccionan con 3 Cu²⁺: 2 Al(s) + 3 Cu²⁺(aq) → 2 Al³⁺(aq) + 3 Cu(s). Carga: 3(2+) = 6+ á esquerda e 2(3+) = 6+ á dereita; átomos Al 2 = 2 e Cu 3 = 3.

Os electróns non aparecen nunha ecuación global, así que un desaxuste de carga sempre significa que a ecuación aínda non está axustada: un coeficiente é incorrecto ou falta unha especie como H⁺, OH⁻ ou H₂O. Para ecuacións redox máis complexas, en particular en disolución ácida ou básica, o método das semirreaccións é máis fiable ca a inspección.

O método alxébrico para ecuacións difíciles

Algunhas ecuacións, a miúdo reaccións redox nas que un elemento acaba en varios produtos, resisten a inspección. Asigna unha letra a cada coeficiente, escribe unha ecuación por elemento, fixa unha letra en 1 e resolve. Para o permanganato de potasio e o ácido clorhídrico: a KMnO₄ + b HCl → c KCl + d MnCl₂ + e Cl₂ + f H₂O.

O potasio dá a = c; o manganeso dá a = d; o osíxeno dá 4a = f; o hidróxeno dá b = 2f; o cloro dá b = c + 2d + 2e. Ao fixar a = 1 sae c = 1, d = 1, f = 4 e b = 8, e despois 8 = 1 + 2 + 2e, así que e = 5/2. Multiplicando por 2: 2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O. Reconto: K 2, Mn 2, O 8, H 16 e Cl 16 en cada lado.

Se, despois de fixar unha letra en 1, as ecuacións dos elementos aínda deixan un coeficiente sen determinar, a ecuación ten máis dunha forma axustada independente. Isto adoita significar que combina dúas reaccións separadas, e cómpre información química adicional, como que especie se oxida e cal se reduce en cada semirreacción, para escoller a forma correcta.

Erros de axuste e o reconto que os detecta

Cada un dos erros seguintes detéctase co mesmo reconto final, elemento por elemento e despois a carga. Fai do reconto a última liña fixa de toda ecuación, non un extra opcional.

Se o reconto falla sempre co mesmo elemento, volve á orde de inspección e comproba se ese elemento se axustou demasiado cedo.

• Cambiar un subíndice para forzar o axuste, como escribir H₂O₂ para a auga. Compara todas as fórmulas coa ecuación sen axustar da que partiches.
• Escribir un elemento diatómico como átomos soltos, como O en vez de O₂.
• Esquecer multiplicar polos parénteses, de modo que Ba₃(PO₄)₂ se conta con 4 O en vez de 8.
• Deixar fraccións, ou coeficientes cun factor común, na resposta final.
• Axustar os átomos pero non a carga nunha ecuación con ións.
• Axustar primeiro un elemento libre e ter que refacelo despois de cada outro cambio.