Cómo balancear reacciones de combustión
La combustión completa de un compuesto con carbono, hidrógeno y, a veces, oxígeno siempre tiene la misma forma: el combustible reacciona con O2 y da CO2 y H2O. Como la estructura se repite, también se repite el método para balancearla, y hasta se puede resumir en una fórmula.
El orden que siempre funciona: C, H y al final O
El oxígeno aparece en tres sustancias (O2, CO2 y H2O), así que se deja para el final. Con el metano:
CH4 + O2 → CO2 + H2O
- Carbono: 1 C a la izquierda, así que 1 CO2.
- Hidrógeno: 4 H a la izquierda, así que 2 H2O.
- Oxígeno: a la derecha hay 2 + 2 = 4 O, así que hacen falta 2 O2.
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Cuando el oxígeno sale impar
Con el octano, el componente de referencia de la gasolina, el carbono da 8 CO2 y el hidrógeno 9 H2O. A la derecha hay 16 + 9 = 25 átomos de O, un número impar, y el O2 los trae de dos en dos. La salida es usar temporalmente 25/2 de O2 y luego multiplicar todo por 2:
2C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18H2O
El recurso de la fracción sirve en cualquier combustión: balancea primero con una fracción en el O2 y al final elimínala.
La fórmula general
Para un compuesto CxHyOz (si no lleva oxígeno, z = 0):
CxHyOz + (x + y/4 − z/2) O2 → x CO2 + (y/2) H2O
De dónde sale: cada carbono necesita dos oxígenos para formar CO2, es decir, una molécula de O2; cada cuatro hidrógenos forman dos aguas, que necesitan una molécula de O2; y el oxígeno que ya trae el combustible se descuenta.
| Combustible | x, y, z | Moléculas de oxígeno | Ecuación balanceada |
|---|---|---|---|
| Propano | 3, 8, 0 | 3 + 2 = 5 | C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O |
| Butano | 4, 10, 0 | 4 + 2.5 = 6.5 | 2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O |
| Etanol | 2, 6, 1 | 2 + 1.5 − 0.5 = 3 | C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O |
| Glucosa | 6, 12, 6 | 6 + 3 − 3 = 6 | C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O |
La última fila es, al revés, la fotosíntesis, y tal cual es la respiración celular: tu cuerpo «quema» la glucosa con la misma estequiometría que una flama, solo que en muchos pasos y a 37 °C.
Cuánto CO2 produce la gasolina
Con la ecuación balanceada ya se puede calcular. Si se queman 100 g de octano:
- Moles de octano: 100 g ÷ 114.232 g/mol = 0.8754 mol
- Relación 2 : 16, esto es, 8 mol de CO2 por mol de octano: 7.003 mol de CO2
- Masa: 7.003 mol × 44.009 g/mol = 308 g de CO2
Sale más masa de CO2 que de combustible porque cada carbono se lleva dos oxígenos del aire. Con la misma cuenta, esos 100 g de octano consumen 350 g de O2.
Combustión incompleta
Si falta oxígeno, parte del carbono sale como monóxido de carbono (CO) o como hollín (C). Esas reacciones también se balancean, pero ya no tienen una sola respuesta: dependen de cuánto CO y cuánto CO2 se formen, y eso lo decide el experimento, no el balanceo. Por ejemplo, 2CH4 + 3O2 → 2CO + 4H2O es una combustión incompleta válida. El CO es un gas tóxico e inodoro; por esa razón los calentadores necesitan ventilación.
Escribe cualquier combustible y obtén la ecuación balanceada con sus pasos
Balanceador de ecuaciones