Combustión completa
La combustión completa (con suficiente oxígeno) de cualquier hidrocarburo produce dióxido de carbono y agua. Es bastante importante que puedas escribir ecuaciones correctamente equilibradas para estas reacciones, porque a menudo aparecen como parte de los cálculos de termoquímica. Algunas son más fáciles que otras. Por ejemplo, en el caso de los alcanos, los que tienen un número par de átomos de carbono son ligeramente más difíciles que los que tienen un número impar.
Ejemplo 1: Combustión del propano
Por ejemplo, con el propano (\ce{C3H8}\), puedes equilibrar los carbonos y los hidrógenos mientras escribes la ecuación. Tu primer borrador sería:
Contando los oxígenos llegas directamente a la versión final:
Ejemplo 2: Combustión del butano
Con el butano (\ce{C4H10}), puedes de nuevo equilibrar los carbonos y los hidrógenos mientras escribes la ecuación.
Cuento de los átomos de oxígeno conduce a un ligero problema – con 13 en el lado derecho. El sencillo truco consiste en permitirse tener «seis y medio» moléculas de \ce{O2}\Na la izquierda.
Si eso te ofende, duplícalo todo:
Los hidrocarburos se vuelven más difíciles de encender a medida que las moléculas son más grandes. Esto se debe a que las moléculas más grandes no se vaporizan tan fácilmente: la reacción es mucho mejor si el oxígeno y el hidrocarburo están bien mezclados como gases. Si el líquido no es muy volátil, sólo las moléculas de la superficie pueden reaccionar con el oxígeno. Las moléculas más grandes tienen mayores atracciones de Van der Waals, lo que hace más difícil que se separen de sus vecinas y se conviertan en gas.
Si la combustión es completa, todos los hidrocarburos arderán con una llama azul. Sin embargo, la combustión tiende a ser menos completa a medida que aumenta el número de átomos de carbono en las moléculas. Esto significa que cuanto más grande sea el hidrocarburo, más probable es que se obtenga una llama amarilla y humeante.