QUÍMICA · REACCIONES Y CAMBIOS
Compara combustión completa e incompleta, aprende a balancear sus ecuaciones y calcula el oxígeno necesario sin confundir moles, masas y aire en exceso.
La combustión es una reacción de oxidación que libera calor: un combustible reacciona con un comburente, generalmente oxígeno. Puede producir luz, pero no toda combustión presenta una llama. Su calor se aprovecha, por ejemplo, para cocinar, calentar hornos y generar vapor.
Los hidrocarburos producen CO₂ y agua cuando su combustión es completa. Otros combustibles dan productos distintos: el hidrógeno forma agua y el magnesio, un óxido sólido. Los ejemplos siguientes muestran cómo reconocer y balancear cada caso.
OpenStax · Combustión y reacciones de oxidación-reducción · NIST · Combustión sin llama
Compara cinco hidrocarburos, cada uno con una ecuación completa y otra incompleta. Las ecuaciones con CO son modelos simplificados: no dicen que todo el carbono termine así en un caso real. g significa gas, l líquido y s sólido. Se escribe H₂O(g) para los productos calientes; las ecuaciones describen balances globales, no mecanismos de reacción.
EJEMPLO 1
CH₄: el carbono termina en CO₂
El metano es un componente principal del gas natural. En el modelo de combustión completa, cada mol de CH₄ consume 2 mol de O₂ y produce 1 mol de CO₂ y 2 mol de agua.
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g)
Balance: 1 C, 4 H y 4 O a cada lado. El agua se escribe como vapor para representar productos calientes; puede condensarse al enfriarlos.
EJEMPLO 2
Modelo en el que todo el carbono termina en CO
Para comparar con el caso anterior, representa el carbono como CO y mantén el hidrógeno como agua. Se requieren 1,5 mol de O₂ por mol de CH₄; al duplicar toda la ecuación desaparece la fracción.
2CH₄(g) + 3O₂(g) → 2CO(g) + 4H₂O(g)
Es un modelo límite para practicar el balanceo. Los gases reales pueden contener simultáneamente CO₂, CO y combustible sin reaccionar, además de otras sustancias. El CO es tóxico.
Departamento de Energía de EE. UU. · Aire en exceso y eficiencia de combustión
EJEMPLO 3
C₂H₆: balancear C, después H y al final O
Por cada molécula de etano se forman 2 de CO₂ y 3 de H₂O: los productos suman 7 átomos de oxígeno. Hacen falta 7/2 moléculas de O₂ como proporción algebraica; multiplica todos los coeficientes por 2.
2C₂H₆(g) + 7O₂(g) → 4CO₂(g) + 6H₂O(g)
Por cada mol de etano: 3,5 mol de O₂, 2 mol de CO₂ y 3 mol de agua. Las fracciones en una relación molar son válidas; los enteros facilitan contar moléculas.
EJEMPLO 4
Comparar oxígeno para un mismo combustible
Si se representa todo el carbono como CO, por mol de etano hay 2 mol de CO y 3 mol de agua. Se necesitan 5 átomos de O en los productos, equivalentes a 2,5 mol de O₂ por mol de etano.
2C₂H₆(g) + 5O₂(g) → 4CO(g) + 6H₂O(g)
Frente al caso completo se consume menos O₂, pero se deja carbono parcialmente oxidado. Esta ecuación no determina por sí sola la composición de un escape real.
EJEMPLO 5
C₃H₈: coeficientes enteros sin multiplicación adicional
El propano se utiliza como combustible. Sus 3 carbonos requieren 3 CO₂ y sus 8 hidrógenos, 4 H₂O. Eso da 10 átomos de O en los productos, es decir, 5 O₂.
C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(g)
La relación 1:5 es entre cantidades de sustancia, no entre masas. Para 2 mol de propano se requieren 10 mol de O₂ en este modelo.
EJEMPLO 6
El producto carbonado cambia el balance
Al escribir 3 CO y 4 H₂O por cada C₃H₈, el total de oxígenos es 7. Duplica la ecuación para expresar el oxígeno diatómico con coeficientes enteros.
2C₃H₈(g) + 7O₂(g) → 6CO(g) + 8H₂O(g)
Comprobación por la ecuación escrita: 6 C, 16 H y 14 O a cada lado. Se describe una transformación global simplificada, no pasos moleculares.
EJEMPLO 7
C₄H₁₀: 6,5 mol de oxígeno por mol de combustible
Cuatro carbonos dan 4 CO₂ y diez hidrógenos dan 5 H₂O. Los 13 oxígenos de los productos exigen 13/2 O₂ por C₄H₁₀.
2C₄H₁₀(g) + 13O₂(g) → 8CO₂(g) + 10H₂O(g)
Aunque el butano puede almacenarse licuado a presión, aquí se representa su combustión en fase gaseosa. No se cambia su fórmula para balancear.
EJEMPLO 8
4 CO y 5 H₂O por cada C₄H₁₀
Para el modelo que produce CO, suma los oxígenos: 4 de los CO y 5 del agua son 9. La proporción es 9/2 O₂ por butano.
2C₄H₁₀(g) + 9O₂(g) → 8CO(g) + 10H₂O(g)
Cambiar CO₂ por CO obliga a recalcular O₂. Mantener 13 O₂ en esta ecuación dejaría oxígeno sobrante que tendría que aparecer entre los productos.
EJEMPLO 9
C₅H₁₂: combustible líquido y productos gaseosos
Por cada mol de pentano se forman 5 mol de CO₂ y 6 mol de vapor de agua. Los productos contienen 16 mol de átomos de O, aportados por 8 mol de O₂.
C₅H₁₂(l) + 8O₂(g) → 5CO₂(g) + 6H₂O(g)
l indica pentano suministrado como líquido. La ecuación global no detalla su vaporización ni las reacciones de la llama; no significa que el líquido reaccione en un único paso.
EJEMPLO 10
5,5 mol de O₂ por mol de pentano en el modelo con CO
Si el carbono acaba en CO, se forman 5 CO y 6 H₂O por pentano. Los productos suman 11 oxígenos; al duplicar, el coeficiente de O₂ es 11.
2C₅H₁₂(l) + 11O₂(g) → 10CO(g) + 12H₂O(g)
Se conservan 10 C, 24 H y 22 O a ambos lados. La combustión incompleta también puede formar hollín; no se reduce a esta única ecuación.
El combustible no tiene que ser un hidrocarburo. Estos casos cambian la composición del combustible y los productos esperados.
EJEMPLO 11
Un combustible que ya contiene oxígeno
El etanol, C₂H₅OH, contiene un átomo de O por molécula. Para formar 2 CO₂ y 3 H₂O se necesitan 7 átomos de O en total; el etanol aporta 1 y el O₂ debe aportar los otros 6.
C₂H₅OH(l) + 3O₂(g) → 2CO₂(g) + 3H₂O(g)
No se puede aplicar sin cambios la regla de un hidrocarburo: hay que contar también el oxígeno del combustible.
EJEMPLO 12
Un combustible sin carbono
El hidrógeno puede arder en oxígeno y producir agua. Como los reactivos de esta ecuación no contienen carbono, no pueden producir CO₂ ni CO.
2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g)
Una combustión no tiene que producir CO₂. La ecuación representa H₂ y O₂; no describe todos los productos posibles cuando se quema en aire.
EJEMPLO 13
Un combustible sin hidrógeno
Para carbono representado como grafito, la oxidación completa produce CO₂. No hay hidrógeno en esta ecuación, por lo que tampoco se forma agua.
C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
El carbón vegetal y el mineral son materiales de composición variable; esta ecuación representa el carbono, no todos sus componentes.
EJEMPLO 14
Un metal también puede actuar como combustible
El magnesio reacciona con oxígeno formando óxido de magnesio. Este caso permite reconocer una combustión cuyo combustible no es orgánico y cuyo producto es sólido.
2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)
Se considera la reacción con O₂. En aire pueden intervenir otros componentes, por lo que no se presenta como un análisis completo de los productos. Es un ejemplo químico, no una propuesta de experimento.
| Aspecto | Combustión completa de un hidrocarburo | Combustión incompleta |
|---|---|---|
| Carbono | Se representa como CO₂. | Parte puede quedar en CO, hollín o combustible sin reaccionar. |
| Hidrógeno | Se representa como H₂O. | Puede formar H₂O, pero también quedar en material sin quemar. |
| Oxígeno y condiciones | Requiere suficiente O₂ y condiciones adecuadas de reacción. | Puede deberse a falta de O₂, mezcla deficiente o enfriamiento que frena la reacción. |
| Qué demuestra una ecuación | Conservación de átomos y proporciones del modelo. | No determina por sí sola las proporciones de una mezcla real. |
En CO, el carbono tiene número de oxidación +2; en CO₂, +4. Esa diferencia expresa una oxidación menos avanzada. No conviene llamar al CO simplemente «un óxido menor».
La presencia de combustible y oxígeno no asegura que la combustión empiece de inmediato. Tampoco es inevitable que siempre quede combustible sobrante. En algunos equipos se aporta aire adicional, pero añadir más aire sin límite puede aumentar las pérdidas de calor.
OpenStax · Combustión y reacciones de oxidación-reducción · Departamento de Energía de EE. UU. · Aire en exceso y eficiencia de combustión
Romper enlaces requiere energía; formarlos libera energía. La combustión es exotérmica porque el balance global deja una liberación neta. El calor no sale simplemente de romper enlaces entre carbonos: el metano, CH₄, ni siquiera tiene enlaces C–C.
En una comparación mediante energías de enlace, se estima la energía absorbida al romper los enlaces de los reactivos y se resta la liberada al formar los de los productos. La energía necesaria para iniciar la reacción y el calor neto liberado son conceptos distintos.
Dos problemas para pasar de una ecuación a cantidades concretas. Son ejercicios teóricos de proporciones; el porcentaje de exceso del primer caso no es una recomendación de ajuste de equipos.
EJEMPLO 15
Cálculo teórico para 1 mol de CH₄
La combustión completa requiere 2 mol de O₂. Un exceso del 50 % significa añadir la mitad de esa cantidad, no hacer que el aire tenga un 50 % de oxígeno. Usa como dato aproximado aire seco con fracción molar de O₂ igual a 0,2094.
O₂ suministrado = 2 × (1 + 0,50) = 3 mol
Aire estequiométrico = 2 / 0,2094 ≈ 9,55 mol
Aire suministrado = 3 / 0,2094 ≈ 14,33 mol
O₂ remanente, si la combustión es completa = 3 − 2 = 1 mol
El aire seco contiene aproximadamente un 21 % de O₂ en volumen o en cantidad de sustancia; no es un porcentaje en masa. Este ejercicio ideal supone que el resto del aire no reacciona. El exceso no garantiza por sí solo combustión completa: también importan mezcla, temperatura y tiempo disponible.
NOAA · Composición de la atmósfera · Departamento de Energía de EE. UU. · Aire en exceso y eficiencia de combustión
EJEMPLO 16
Un cálculo con masas atómicas redondeadas
Usa C = 12, H = 1 y O = 16 para obtener masas molares aproximadas en g/mol. Si reaccionan por completo 16 g de CH₄ con 64 g de O₂, se forman 44 g de CO₂ y 36 g de H₂O.
M(CH₄) ≈ 16 g/mol; M(O₂) ≈ 32 g/mol
M(CO₂) ≈ 44 g/mol; M(H₂O) ≈ 18 g/mol
Masa de reactivos = 16 + 2 × 32 = 80 g
Masa de productos = 44 + 2 × 18 = 80 g
Se contabilizan todas las sustancias, incluidos los gases. En un recipiente abierto, perder gases puede cambiar la masa que marca la balanza sin violar la conservación de la masa.
1. ¿Cuántos moles de O₂ requiere la combustión completa de 3 mol de CH₄?
6 mol: la relación CH₄:O₂ es 1:2.
2. Balancea C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O.
C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O. Hay 3 C, 8 H y 10 O a cada lado.
3. ¿Por qué 2C₂H₆ + 5O₂ → 4CO + 6H₂O representa combustión incompleta?
Porque el carbono queda en CO, parcialmente oxidado, en lugar de CO₂. La ecuación está balanceada, pero balanceada no significa completa.
4. Para 1 mol de metano, ¿cuánto O₂ se suministra con un 25 % de exceso?
2 × 1,25 = 2,50 mol de O₂. Si reacciona todo el metano formando CO₂ y agua, quedan 0,50 mol de O₂.
5. ¿Puede producir CO₂ la reacción de H₂ puro con O₂ puro?
No. Ninguno contiene carbono; se forma agua.
6. ¿Romper los enlaces del combustible libera calor?
Romper enlaces requiere energía. En una combustión exotérmica, la formación de los productos libera más energía de la que se absorbe en las transformaciones previas.
7. ¿El color azul de una llama demuestra que no hay CO?
No. El color por sí solo no determina la composición de los gases; hace falta analizarla.
8. Con 8 g de CH₄ y suficiente O₂, ¿cuánta agua se forma en el modelo completo? Usa M(CH₄) = 16 y M(H₂O) = 18 g/mol.
8/16 = 0,50 mol de CH₄; se forman 2 × 0,50 = 1,00 mol de H₂O, equivalentes a 18 g.
Fuentes consultadas el 8 de octubre de 2026. Explicaciones y ejercicios: Editorial Ejemplode.