Reacciones de descomposición: predicción de productos en Química del HSC

Calienta un trozo de piedra caliza con suficiente intensidad y su masa disminuye. No se ha raspado nada, y el sólido no se ha limitado simplemente a fundirse. Entonces, ¿adónde fue la masa que falta?

Antes de seguir leyendo, predice los productos. La piedra caliza está formada principalmente por carbonato de calcio, \(\ce{CaCO3}\). Si el calentamiento hace que se descomponga, ¿qué átomos deben seguir presentes después?

Los átomos de calcio, carbono y oxígeno no pueden desaparecer. En cambio, se reorganizan para formar óxido de calcio y dióxido de carbono:

\[ \ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)} \]

El dióxido de carbono escapa en forma de gas, por lo que el sólido que queda tiene menos masa. Esta es una reacción de descomposición: un compuesto se transforma en dos o más sustancias más simples.

La idea básica es sencilla. La habilidad útil consiste en poder reconocer cuándo está ocurriendo una descomposición y, lo que es más importante, predecir cuáles deberían ser los productos.

01El modelo mental: una estructura se separa

Imagina un compuesto como un conjunto de átomos conectados en una disposición determinada. Una reacción de descomposición comienza con un solo tipo de compuesto y reorganiza sus átomos para formar dos o más productos.

Un patrón simplificado es:

\[ \ce{AB -> A + B} \]

Por ejemplo, el peróxido de hidrógeno se descompone en agua y oxígeno:

\[ \ce{2H2O2(aq) -> 2H2O(l) + O2(g)} \]

La característica importante no es que todos los compuestos se dividan literalmente en dos partes llamadas A y B. Es que un reactivo produce varios productos.

Una forma un poco tonta de imaginarlo es pensar en una pareja que decide que está mejor separada. Antes de la reacción, hay una relación. Después, hay varias partes independientes. La analogía ayuda a visualizar la dirección general -una cosa se convierte en varias-, pero la química es más estricta que las relaciones amorosas. Los átomos no pueden ignorarse mutuamente y desaparecer. Todo átomo presente antes de la reacción debe seguir estando contabilizado después.

Esta conservación de los átomos es la misma idea que se desarrolla con más detalle en Reorganización de los átomos en las reacciones.

02Cómo reconocer una reacción de descomposición

Empieza observando el lado de los reactivos de la ecuación.

Una reacción de descomposición normalmente tiene:

• un compuesto como reactivo químico
• dos o más productos
• en muchos casos, un aporte de energía como calor, luz o electricidad

Por ejemplo:

\[ \ce{2HgO(s) -> 2Hg(l) + O2(g)} \]

Un compuesto, el óxido de mercurio(II), forma dos sustancias más simples.

Compáralo con:

\[ \ce{2Mg(s) + O2(g) -> 2MgO(s)} \]

Eso no es una descomposición. Dos reactivos se combinan para formar un producto, por lo que sigue el patrón general opuesto: una reacción de síntesis. Puedes comparar ambos tipos de reacción en Reacciones de síntesis: predicción de productos y ajuste de ecuaciones.

Por tanto, una primera regla de decisión útil es:

Esta es una regla de reconocimiento, no una explicación completa. Las ecuaciones reales pueden incluir catalizadores, condiciones sobre la flecha o varios productos. Aun así, necesitas conocimientos químicos para predecir qué productos se forman.

03La energía suele hacer que el compuesto se descomponga

Muchos compuestos son estables hasta que se les suministra energía.

Tres formas comunes de provocar una descomposición son:

• descomposición térmica: la energía se suministra mediante calentamiento
• fotodescomposición: la energía se suministra mediante luz
• descomposición electrolítica: la energía eléctrica impulsa la reacción

Por ejemplo, el carbonato de calcio experimenta descomposición térmica:

\[ \ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)} \]

El cloruro de plata puede descomponerse al exponerse a la luz:

\[ \ce{2AgCl(s) -> 2Ag(s) + Cl2(g)} \]

El agua puede descomponerse utilizando energía eléctrica:

\[ \ce{2H2O(l) -> 2H2(g) + O2(g)} \]

Observa algo importante. El calor, la luz y la electricidad no son reactivos químicos adicionales. Aportan energía al sistema.

Esto significa que una ecuación puede seguir representando una descomposición incluso cuando aparece una condición como «calor» cerca de la flecha de reacción.

04Predicción de productos: no te limites a dividir la fórmula

Supón que te dan:

\[ \ce{CaCO3 -> ?} \]

Un enfoque tentador consiste en mirar la fórmula y cortarla de alguna manera:

\[ \ce{CaCO3 -> Ca + C + O3} \]

Eso falla de inmediato. \(\ce{O3}\) es ozono, y no hay ninguna razón para que el carbonato de calcio simplemente se separe en los fragmentos sugeridos por la forma en que está escrita su fórmula.

Las fórmulas químicas indican la composición, pero no determinan automáticamente los productos de una reacción.

Por tanto, la predicción de productos requiere dos ideas:

1. reconocer el tipo de compuesto
2. conocer el comportamiento de descomposición característico de ese tipo

Después, ajustas la ecuación.

No ajustes primero esperando que los productos se revelen por sí solos. El ajuste solo puede modificar coeficientes. No puede decirte qué sustancias deberían existir.

05Patrón 1: muchos carbonatos metálicos forman un óxido metálico y dióxido de carbono

Un patrón de descomposición térmica muy útil es:

\[ \text{carbonato metálico} \rightarrow \text{óxido metálico} + \text{dióxido de carbono} \]

Para el carbonato de calcio:

\[ \ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)} \]

Comprueba los átomos.

La ecuación ya está ajustada.

Para el carbonato de cobre(II):

\[ \ce{CuCO3(s) -> CuO(s) + CO2(g)} \]

De nuevo, el carbonato produce el óxido metálico correspondiente más dióxido de carbono.

Este patrón es útil, pero no permite afirmar que todos los carbonatos se descomponen en las mismas condiciones. La estabilidad térmica varía entre compuestos. En una pregunta del HSC sobre predicción de productos, utiliza la información de la reacción y el contexto químico que se te proporcionen en lugar de tratar un patrón como una ley universal.

06Patrón 2: los hidrogenocarbonatos metálicos pueden formar un carbonato, dióxido de carbono y agua

Los hidrogenocarbonatos presentan un patrón de descomposición algo menos evidente.

Por ejemplo, al calentar hidrogenocarbonato de sodio se obtiene:

\[ \ce{2NaHCO3(s) -> Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)} \]

Hay tres productos en lugar de dos.

Esto sirve para recordar que «descomposición» no significa «un compuesto se divide exactamente por la mitad». Solo significa que un compuesto se transforma en varias sustancias más simples.

Intenta predecir el coeficiente delante de \(\ce{NaHCO3}\) antes de comprobar el número de átomos.

Si escribieras un coeficiente de 1, los átomos de sodio no quedarían ajustados porque \(\ce{Na2CO3}\) contiene dos átomos de sodio. Por tanto, necesitamos 2:

Todo se conserva.

07Patrón 3: algunos compuestos liberan oxígeno

Varias reacciones de descomposición útiles producen oxígeno gaseoso.

El peróxido de hidrógeno es un ejemplo:

\[ \ce{2H2O2(aq) -> 2H2O(l) + O2(g)} \]

Un clorato metálico también puede descomponerse en un cloruro metálico y oxígeno. Para el clorato de potasio:

\[ \ce{2KClO3(s) -> 2KCl(s) + 3O2(g)} \]

Aquí hay una trampa.

Un estudiante podría razonar: «El compuesto contiene oxígeno, así que la descomposición debe liberar \(\ce{O2}\)».

Esa predicción parece razonable porque el oxígeno elemental se encuentra habitualmente como \(\ce{O2}\). Pero la primera parte del razonamiento no se deduce de ello. Un compuesto que contiene oxígeno no necesariamente libera oxígeno gaseoso cuando se descompone.

El carbonato de calcio contiene oxígeno, pero sus átomos de oxígeno terminan tanto en \(\ce{CaO}\) como en \(\ce{CO2}\):

\[ \ce{CaCO3 -> CaO + CO2} \]

La predicción de productos depende del comportamiento químico del compuesto, no simplemente de detectar un elemento en su fórmula.

08Predice primero las sustancias y después ajusta

Cuando se te pida completar una ecuación de descomposición, sigue este orden.

1. Confirma que la descomposición sea plausible.
Busca un compuesto que produzca varias sustancias.

2. Identifica la familia del compuesto.
Por ejemplo, ¿es un carbonato, un hidrogenocarbonato, un peróxido u otro compuesto cuyo comportamiento de descomposición conozcas?

3. Predice sustancias químicas reales.
Escribe las fórmulas correctas de los productos.

4. Comprueba que todos los elementos estén representados.
Ningún elemento puede aparecer de la nada ni desaparecer.

5. Ajusta utilizando solo coeficientes.
Nunca cambies un subíndice solo para hacer que coincida el número de átomos.

Considera:

\[ \ce{KClO3 -> KCl + O2} \]

Las sustancias son correctas, pero la ecuación no está ajustada.

Hay tres átomos de oxígeno a la izquierda y dos a la derecha. El menor total común es seis átomos de oxígeno, así que utiliza \(2\ce{KClO3}\) y \(3\ce{O2}\):

\[ \ce{2KClO3 -> 2KCl + 3O2} \]

No conviertas \(\ce{O2}\) en algo como \(\ce{O3}\) solo para corregir la aritmética. Cambiar un subíndice cambia la sustancia química.

09Qué significa realmente «sustancias más simples»

Los libros de texto suelen decir que la descomposición convierte un compuesto en «sustancias más simples». Es una forma útil de expresarlo, pero puede malinterpretarse.

«Más simples» no significa necesariamente:

• átomos individuales
• únicamente elementos
• coeficientes más pequeños
• exactamente dos productos

Por ejemplo:

\[ \ce{2NaHCO3 -> Na2CO3 + CO2 + H2O} \]

Todos los productos siguen siendo compuestos. La reacción es una descomposición porque un compuesto reactivo ha producido varios productos.

Del mismo modo:

\[ \ce{2H2O -> 2H2 + O2} \]

produce elementos.

Ambas reacciones encajan con la idea de descomposición aunque sus productos sean bastante diferentes.

10Una guía compacta para predecir productos

Estos patrones son puntos de partida útiles cuando las condiciones de reacción los respaldan.

Utiliza esta tabla como un conjunto de patrones químicos, no como un sustituto del razonamiento. Las condiciones de reacción y la identidad del compuesto siguen siendo importantes.

11Los errores más comunes

Error 1: suponer que la descomposición siempre produce elementos

No es así.

\[ \ce{CaCO3 -> CaO + CO2} \]

Ambos productos son compuestos.

Error 2: dividir una fórmula donde parezca conveniente

Una fórmula indica qué átomos están presentes. No indica la ruta de reacción.

Para \(\ce{CaCO3}\), escribir \(\ce{Ca + C + O2}\) simplemente conserva algunos símbolos después de ajustar. Eso no hace que la ecuación sea químicamente correcta.

Error 3: ajustar antes de decidir los productos

Los coeficientes pueden corregir el número de átomos. No pueden corregir una química incorrecta.

Primero pregúntate: «¿Qué sustancias deberían formarse?». Después pregúntate: «¿Cuántas unidades de cada sustancia se necesitan?».

Error 4: cambiar los subíndices

Supón que tienes:

\[ \ce{H2O -> H2 + O2} \]

Necesitas dos moléculas de agua:

\[ \ce{2H2O -> 2H2 + O2} \]

Cambiar \(\ce{H2O}\) por \(\ce{H2O2}\) no sería ajustar el agua. Habrías sustituido el agua por peróxido de hidrógeno.

Error 5: pensar que una disminución de masa viola la conservación de la masa

Si una descomposición produce un gas y el recipiente está abierto, el gas puede escapar.

La masa medida del sólido restante disminuye, pero la masa total de todos los productos sigue coincidiendo con la masa del reactivo que se descompuso, suponiendo que no entre ni salga material aparte de los productos considerados.

Esta distinción resulta especialmente útil al interpretar experimentos de calentamiento.

12Preguntas y soluciones

Pregunta 1

Un estudiante calienta carbonato de cobre(II) y observa que se forma un sólido negro mientras se libera un gas.

Predice los productos, escribe una ecuación química ajustada e identifica el tipo de reacción.

Solución 1

Los productos son óxido de cobre(II) y dióxido de carbono, y la reacción es una reacción de descomposición térmica.

El carbonato de cobre(II) es un carbonato metálico. Un patrón común de descomposición térmica de los carbonatos metálicos es:

\[ \text{carbonato metálico} \rightarrow \text{óxido metálico} + \text{dióxido de carbono} \]

Para el carbonato de cobre(II):

\[ \ce{CuCO3(s) -> CuO(s) + CO2(g)} \]

La ecuación ya está ajustada. Hay un átomo de Cu, un átomo de C y tres átomos de O a cada lado.

El sólido negro es \(\ce{CuO}\), mientras que el \(\ce{CO2}\) sale en forma de gas. Es una descomposición porque un compuesto produce dos productos.

Un error común sería predecir cobre metálico y oxígeno simplemente porque ambos elementos están presentes en el compuesto original. El patrón de reacción del carbonato determina los productos.

Pregunta 2

El clorato de potasio se descompone en cloruro de potasio y oxígeno gaseoso.

Escribe la ecuación química ajustada. Después, calcula la cantidad, en moles, de oxígeno producida cuando \(0.400\ \text{mol}\) de clorato de potasio se descomponen por completo.

Solución 2

La ecuación ajustada es \(\ce{2KClO3 -> 2KCl + 3O2}\), y se producen \(0.600\ \text{mol}\) de oxígeno.

Empieza con los productos correctos:

\[ \ce{KClO3 -> KCl + O2} \]

Ajusta primero el oxígeno. Se pueden obtener seis átomos de oxígeno utilizando \(2\ce{KClO3}\) y \(3\ce{O2}\):

\[ \ce{2KClO3 -> 2KCl + 3O2} \]

Por tanto, la relación molar es:

\[ 2\ \text{mol de }\ce{KClO3} : 3\ \text{mol de }\ce{O2} \]

Así:

\[ n(\ce{O2}) = 0.400\ \text{mol} \times \frac{3\ \text{mol de }\ce{O2}} {2\ \text{mol de }\ce{KClO3}} = 0.600\ \text{mol} \]

Por tanto, se producen \(0.600\ \text{mol}\) de \(\ce{O2}\).

La trampa clave es la relación \(2:3\). Los coeficientes de una ecuación ajustada determinan las relaciones molares. No son automáticamente \(1:1\).

Pregunta 3

Una muestra de \(25.0\ \text{g}\) de carbonato de calcio puro se calienta hasta que se descompone por completo.

\[ \ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)} \]

Calcula la masa esperada de óxido de calcio restante. Utiliza \(M(\ce{CaCO3}) = 100.09\ \text{g mol}^{-1}\) y \(M(\ce{CaO}) = 56.08\ \text{g mol}^{-1}\).

Solución 3

La masa esperada de óxido de calcio es \(14.0\ \text{g}\).

Primero calcula la cantidad de carbonato de calcio:

\[ n(\ce{CaCO3}) = \frac{25.0\ \text{g}} {100.09\ \text{g mol}^{-1}} = 0.2498\ \text{mol} \]

La ecuación ajustada muestra una relación molar de \(1:1\):

\[ 1\ \text{mol de }\ce{CaCO3} : 1\ \text{mol de }\ce{CaO} \]

Por tanto:

\[ n(\ce{CaO}) = 0.2498\ \text{mol} \]

Convierte esta cantidad en masa:

\[ m(\ce{CaO}) = nM = (0.2498\ \text{mol})(56.08\ \text{g mol}^{-1}) = 14.0\ \text{g} \]

Por tanto, quedan \(14.0\ \text{g}\) de óxido de calcio.

Los \(11.0\ \text{g}\) que faltan no han sido destruidos. Salen en forma de dióxido de carbono:

\[ 25.0\ \text{g} - 14.0\ \text{g} = 11.0\ \text{g} \]

Esta pregunta evalúa la diferencia entre la masa del sólido restante y la masa total de todos los productos de reacción.

Pregunta 4

A un estudiante se le dice que un sólido puro desconocido tiene la fórmula \(\ce{XCO3}\), donde X es un metal que forma un ion \(2+\). Al calentarse, el sólido se descompone por completo de acuerdo con:

\[ \ce{XCO3(s) -> XO(s) + CO2(g)} \]

El estudiante comienza con \(5.00\ \text{g}\) de \(\ce{XCO3}\) y obtiene \(2.80\ \text{g}\) de \(\ce{XO}\).

Explica por qué sería incorrecto calcular la masa de dióxido de carbono empezando por calcular los moles. Después, determina la masa de dióxido de carbono producida sin identificar X.

Solución 4

La masa de dióxido de carbono es \(2.20\ \text{g}\), y no es necesario identificar el metal ni calcular los moles.

Como la descomposición es completa y la muestra es pura, la masa original debe ser igual a la masa total de los productos:

\[ m(\ce{XCO3}) = m(\ce{XO}) + m(\ce{CO2}) \]

Por tanto:

\[ m(\ce{CO2}) = 5.00\ \text{g} - 2.80\ \text{g} = 2.20\ \text{g} \]

Así, se producen \(2.20\ \text{g}\) de dióxido de carbono.

No sería químicamente incorrecto utilizar un cálculo con moles si se conociera la identidad de X. El problema es que X es desconocido, por lo que todavía no se pueden calcular directamente las masas molares de \(\ce{XCO3}\) y \(\ce{XO}\).

El método más sólido consiste en observar que la pregunta puede resolverse de inmediato mediante la conservación de la masa. El error tentador es suponer que todo problema cuantitativo de química debe empezar con \(n = \frac{m}{M}\).

Pregunta 5

Dos estudiantes calientan muestras idénticas de \(10.00\ \text{g}\) del mismo carbonato metálico puro.

El estudiante A calienta la muestra en un crisol abierto hasta que la descomposición es completa. El sólido final tiene una masa de \(6.40\ \text{g}\).

El estudiante B calienta la misma cantidad del carbonato en un recipiente perfectamente sellado. Después de la descomposición completa y de enfriar de nuevo hasta la temperatura inicial, no ha escapado ningún material.

El estudiante B afirma: «Mi balanza también debería marcar \(6.40\ \text{g}\), porque el carbonato se ha descompuesto y solo quedan \(6.40\ \text{g}\) de sólido».

Evalúa esta afirmación. Supón que la reacción solo produce un óxido metálico sólido y dióxido de carbono gaseoso.

Solución 5

La afirmación del estudiante B es incorrecta. El recipiente sellado sigue conteniendo los \(10.00\ \text{g}\) completos de productos de reacción, aunque solo \(6.40\ \text{g}\) sean sólidos.

Para el estudiante A, la pérdida de masa sólida medida es:

\[ 10.00\ \text{g} - 6.40\ \text{g} = 3.60\ \text{g} \]

Esos \(3.60\ \text{g}\) corresponden al dióxido de carbono que escapó del crisol abierto.

Para el estudiante B, la descomposición sigue produciendo las mismas cantidades:

\[ 6.40\ \text{g de óxido sólido} + 3.60\ \text{g de dióxido de carbono} = 10.00\ \text{g de productos totales} \]

Como el recipiente está sellado, el dióxido de carbono permanece dentro. Si se pesa todo el sistema sellado antes y después de la reacción en condiciones equivalentes, su masa permanece inalterada.

La trampa consiste en confundir la masa del producto sólido con la masa de todo el sistema químico. La descomposición puede cambiar qué sustancias están presentes y si son sólidos o gases sin modificar la cantidad total de materia en un sistema cerrado.

13Qué permite calcular a continuación la descomposición

Una vez que puedes reconocer una descomposición y predecir productos razonables, el siguiente paso ya no consiste únicamente en nombrar un tipo de reacción. Puedes utilizar la ecuación ajustada para relacionar lo que ocurre a nivel de partículas con las mediciones realizadas en el laboratorio.

Una disminución de la masa del sólido puede indicarte cuánto gas escapó. El volumen de un gas puede indicarte cuánto reactivo se descompuso. Una masa final inesperada puede sugerir una descomposición incompleta, impurezas u otra reacción.

El patrón de reacción inicia el razonamiento, pero la conservación de los átomos y la estequiometría permiten comprobar la predicción.