Balancear una ecuación es ajustar sus coeficientes para que haya el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados. Si aparecen iones, también debe conservarse la carga total.
Por ejemplo, 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O conserva cuatro átomos de hidrógeno y dos de oxígeno. El 2 situado delante del agua multiplica toda su fórmula; el subíndice de H₂O permanece igual.
En las ecuaciones, (s) significa sólido; (l), líquido; (g), gas; y (aq), disuelto en agua. Los coeficientes 1 no se escriben. Los ejemplos son ejercicios de representación química, no instrucciones de laboratorio.
Tanteo: contar y ajustar
EJEMPLO 01
Formación de ácido nítrico
N₂O₅(s) + H₂O(l) → 2 HNO₃(aq)
Partimos de N₂O₅ + H₂O → HNO₃. A la izquierda hay dos N, dos H y seis O; una unidad de HNO₃ solo aporta un N, un H y tres O.
Coloca 2 delante de HNO₃. Ese coeficiente multiplica la fórmula entera: ahora hay dos N, dos H y seis O también a la derecha.
Los coeficientes son 1, 1 y 2. No cambies HNO₃ por otra fórmula para igualar los átomos.
Átomos en cada lado: N: 2, H: 2, O: 6.
Representación global de N₂O₅ con agua; HNO₃(aq) indica ácido en disolución. La proporción es 1 mol : 1 mol : 2 mol, no 1 g : 1 g : 2 g.
EJEMPLO 02
Hierro y sulfato de cobre(II)
Fe(s) + CuSO₄(aq) → FeSO₄(aq) + Cu(s)
Cuenta Fe, Cu, S y O. La ecuación ya está balanceada con coeficientes 1:1:1:1; balancear también puede consistir en comprobar que no hace falta cambiarlos.
El hierro pasa de número de oxidación 0 a +2 y pierde dos electrones. El cobre pasa de +2 a 0 y gana esos dos electrones.
Las semirreacciones transfieren el mismo número de electrones. Al sumarlas se cancelan; el sulfato permanece como ion espectador.
Semirreacciones o ecuación neta
Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2 e⁻
Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s)
Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s)
Átomos en cada lado: Fe: 1, Cu: 1, S: 1, O: 4.
Sulfato de cobre(II) en disolución y hierro metálico. FeSO₄ representa sulfato de hierro(II).
EJEMPLO 03
Formación de agua
2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g)
El O₂ aporta dos O: coloca 2 delante del agua.
Los productos contienen ahora cuatro H: coloca 2 delante de H₂. El oxígeno queda con coeficiente 1.
Átomos en cada lado: H: 4, O: 2.
Se representa el agua como vapor en una reacción de combustión; al enfriarse puede condensarse. El ajuste no describe cómo iniciar la reacción.
EJEMPLO 04
Óxido de aluminio
4 Al(s) + 3 O₂(g) → 2 Al₂O₃(s)
El oxígeno aparece en grupos de dos y tres. Usa seis O como primer total común: 3 O₂ y 2 Al₂O₃.
Dos unidades de Al₂O₃ contienen cuatro Al. Coloca 4 delante del aluminio.
Átomos en cada lado: Al: 4, O: 6.
Representación de la oxidación a Al₂O₃; el balance no determina la rapidez ni elimina el efecto de la capa protectora del metal.
EJEMPLO 05
Descomposición del carbonato de calcio
CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)
El Ca y el C ya aparecen una vez a cada lado.
En los productos, el oxígeno se reparte: uno en CaO y dos en CO₂. Suman tres, igual que en CaCO₃.
Átomos en cada lado: Ca: 1, C: 1, O: 3.
Descomposición por calentamiento suficiente; los coeficientes mínimos son todos 1.
EJEMPLO 06
Descomposición del peróxido de hidrógeno
2 H₂O₂(aq) → 2 H₂O(l) + O₂(g)
Deja 1 O₂ y prueba 2 H₂O₂: tendrás cuatro H y cuatro O en los reactivos.
Escribe 2 H₂O para igualar los cuatro H. Los productos tienen dos O en el agua y otros dos en el oxígeno gaseoso.
Átomos en cada lado: H: 4, O: 4.
El peróxido de hidrógeno se descompone; un catalizador puede modificar la rapidez, pero no estos coeficientes globales.
EJEMPLO 07
Neutralización y grupos que se conservan
H₂SO₄(aq) + 2 NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2 H₂O(l)
El grupo SO₄ permanece completo: asigna coeficiente 1 al ácido y a Na₂SO₄.
El producto contiene dos Na: necesitas 2 NaOH. Los cuatro H de los reactivos requieren 2 H₂O.
Revisa el oxígeno: 4 + 2 a la izquierda y 4 + 2 a la derecha.
Átomos en cada lado: H: 4, S: 1, O: 6, Na: 2.
Neutralización completa de los dos protones ácidos por NaOH. El ajuste no permite suponer que cualquier mezcla tendrá pH 7.
EJEMPLO 08
Precipitación de sulfato de bario
BaCl₂(aq) + Na₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2 NaCl(aq)
Ba y SO₄ se reciben en proporción 1:1. El sulfato de bario se representa como sólido.
Los dos Cl y los dos Na restantes exigen 2 NaCl. Mantén el subíndice 2 de BaCl₂.
Átomos en cada lado: Ba: 1, Cl: 2, Na: 2, S: 1, O: 4.
Mezcla acuosa con concentraciones que permitan precipitar BaSO₄. NaCl permanece disuelto.
Combustión y método algebraico
EJEMPLO 09
Combustión completa del metano
CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)
Un C requiere 1 CO₂. Cuatro H requieren 2 H₂O.
Los productos contienen cuatro O en total; hacen falta 2 O₂. Revisa al final todos los elementos.
Átomos en cada lado: C: 1, H: 4, O: 4.
Combustión completa con oxígeno suficiente; el agua se representa como vapor. Otros productos exigen otra ecuación.
EJEMPLO 10
Etano: eliminar una fracción intermedia
2 C₂H₆(g) + 7 O₂(g) → 4 CO₂(g) + 6 H₂O(g)
Con 1 C₂H₆, el carbono pide 2 CO₂ y el hidrógeno 3 H₂O.
Eso suma siete O en los productos: el coeficiente intermedio de O₂ sería 7/2.
Multiplica todos los coeficientes por 2, incluidos los del combustible y los productos. Obtienes 2:7:4:6.
Átomos en cada lado: C: 4, H: 12, O: 14.
Combustión completa del etano. Las fracciones expresan proporciones molares válidas; aquí terminamos con enteros mínimos.
EJEMPLO 11
Etanol por el método algebraico
C₂H₅OH(l) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(g)
Escribe a C₂H₅OH + b O₂ → c CO₂ + d H₂O. El etanol contiene dos C, seis H y un O.
Plantea una igualdad por elemento: C: 2a = c; H: 6a = 2d; O: a + 2b = 2c + d.
Fija a = 1. Entonces c = 2 y d = 3. Sustituye en oxígeno: 1 + 2b = 4 + 3; por tanto, b = 3.
Átomos en cada lado: C: 2, H: 6, O: 7.
Combustión completa del etanol con agua en fase gaseosa. El oxígeno del propio combustible también cuenta.
EJEMPLO 12
Reducción del óxido de hierro(III)
Fe₂O₃(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO₂(g)
Dos Fe en Fe₂O₃ requieren 2 Fe en el producto.
Si asignas b a CO y c a CO₂, el carbono exige b = c y el oxígeno 3 + b = 2c. Así, b = c = 3.
Átomos en cada lado: Fe: 2, C: 3, O: 6.
Ecuación global de reducción por CO a temperatura elevada; el proceso puede transcurrir en varias etapas.
Iones, redox y reacciones reversibles
EJEMPLO 13
Ecuación iónica neta de una precipitación
Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)
En la mezcla de nitrato de plata y cloruro de sodio acuosos, Na⁺ y NO₃⁻ permanecen en disolución y se omiten de la ecuación neta.
Ag y Cl aparecen una vez a cada lado. Además, la carga total izquierda es +1 − 1 = 0 y la del sólido es 0.
Átomos en cada lado: Ag: 1, Cl: 1.
Se expresa únicamente el cambio neto cuando precipita AgCl. No elimines iones que sí reaccionan.
El Mn pasa de +7 a +2: gana cinco electrones. El Fe pasa de +2 a +3: cada ion pierde uno.
Ajusta la reducción con cuatro moléculas de agua para O y ocho H⁺ para H. Añade cinco electrones a la izquierda para igualar la carga.
Multiplica la oxidación del hierro por cinco. Suma y cancela los cinco electrones; las semirreacciones de abajo ya están ajustadas.
Comprueba la carga: −1 + 10 + 8 = +17 a la izquierda; +2 + 15 = +17 a la derecha.
Semirreacciones o ecuación neta
MnO₄⁻(aq) + 8 H⁺(aq) + 5 e⁻ → Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l)
5 Fe²⁺(aq) → 5 Fe³⁺(aq) + 5 e⁻
Átomos en cada lado: Mn: 1, O: 4, Fe: 5, H: 8.
Medio acuoso suficientemente ácido para representar la reducción del permanganato a Mn²⁺. En otro medio pueden cambiar los productos.
EJEMPLO 15
Redox en medio básico: desproporción del cloro
Cl₂(aq) + 2 OH⁻(aq) → Cl⁻(aq) + ClO⁻(aq) + H₂O(l)
El cloro pasa de 0 a −1 en Cl⁻ y de 0 a +1 en ClO⁻. Un mismo elemento se reduce y se oxida: es una desproporción.
Las semirreacciones usan dos electrones cada una. Al sumarlas, cancela los electrones; quedan 2 Cl₂ y 4 OH⁻ a la izquierda, y 2 Cl⁻, 2 ClO⁻ y 2 H₂O a la derecha. Divide todos los coeficientes por 2.
Quedan dos Cl, dos O y dos H a cada lado. La carga total es −2 en ambos miembros.
Representación en medio alcalino frío y diluido, que favorece hipoclorito. Con otras condiciones pueden obtenerse otros productos; no es una guía de preparación.
EJEMPLO 16
Una reacción reversible: formación de amoniaco
N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g)
Los dos N de N₂ requieren 2 NH₃. Eso suma seis H, por lo que se necesitan 3 H₂.
La doble flecha indica reversibilidad. El balance establece la proporción de reacción; no significa que todo el nitrógeno se convierta en amoniaco.
Átomos en cada lado: N: 2, H: 6.
La síntesis industrial emplea catalizador, temperatura y presión controlados. El equilibrio determina la composición alcanzable, no el conteo por sí solo.
Cómo balancear una ecuación paso a paso
Identifica las sustancias y sus fórmulas. Los coeficientes no corrigen una fórmula equivocada ni permiten adivinar los productos.
Cuenta los átomos en ambos miembros. Multiplica cada subíndice por el coeficiente; un paréntesis también multiplica todos los átomos que encierra.
Ajusta un elemento o grupo cada vez. Si SO₄ permanece intacto, puedes contarlo como grupo y comprobar sus átomos al final. En combustiones suele ser útil dejar el oxígeno para el último paso.
Revisa el conjunto tras cada cambio. Cambiar el coeficiente de una sustancia modifica todos sus elementos.
Usa enteros mínimos. Elimina denominadores multiplicando toda la ecuación y divide por el divisor común si lo hay.
Comprueba átomos y carga. En redox verifica además que los electrones cedidos y aceptados se cancelan.
El tanteo resulta cómodo cuando hay pocas sustancias. El método algebraico organiza las mismas restricciones mediante incógnitas, como en el ejemplo del etanol. Para reacciones iónicas redox, separar oxidación y reducción ayuda a controlar también la carga.
Qué cambia en redox
En medio ácido, el método de semirreacciones permite ajustar O con H₂O, H con H⁺ y carga con electrones. En medio básico, se puede partir de ese ajuste, añadir OH⁻ a ambos lados para neutralizar los H⁺ y simplificar el agua. Nunca deben quedar electrones en la ecuación global de una reacción redox ordinaria.
Una ecuación balanceada satisface la conservación, pero por sí sola no prueba que la reacción ocurra, sea rápida o llegue hasta consumirse todos los reactivos. Para eso hacen falta datos de condiciones, equilibrio y cinética.
Seis ejercicios para practicar
Ajusta las ecuaciones para los productos indicados. En el último ejercicio comprueba también la carga.
Mg + O₂ → MgO
KClO₃ → KCl + O₂
Al + HCl → AlCl₃ + H₂
Ca(OH)₂ + H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + H₂O
C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O
Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
Ver soluciones y comprobaciones
2 Mg(s) + O₂(g) → 2 MgO(s)
Oxidación a óxido de magnesio; Mg 2 y O 2 por lado.
2 KClO₃(s) → 2 KCl(s) + 3 O₂(g)
Descomposición por calentamiento; K 2, Cl 2 y O 6.
2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl₃(aq) + 3 H₂(g)
Reacción en ácido clorhídrico acuoso; Al 2, H 6 y Cl 6.
3 Ca(OH)₂ + 2 H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + 6 H₂O
Ajuste formal para los productos indicados; Ca 3, P 2, O 14 y H 12. La especie de fosfato presente en una mezcla real depende del pH.
C₃H₈(g) + 5 O₂(g) → 3 CO₂(g) + 4 H₂O(g)
Combustión completa con agua como vapor; C 3, H 8 y O 10.
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Desplazamiento en disolución; Zn 1 y Cu 1, con carga +2 en ambos miembros.
Errores frecuentes al balancear
Cambiar un subíndice. H₂O y H₂O₂ son sustancias distintas; ajusta el número que va delante.
Confundir coeficientes con masas. La proporción 2:1:2 del agua relaciona cantidades de sustancia, no gramos.
Olvidar átomos dentro de paréntesis. 3 Ca(OH)₂ contiene tres Ca, seis O y seis H.
Multiplicar solo un término para quitar fracciones. Debes multiplicar toda la ecuación.
Balancear átomos y olvidar carga. En el ejemplo 14 ambos lados tienen carga total +17.
Confundir valencia y número de oxidación. Para identificar qué se oxida o reduce, sigue el cambio del número de oxidación.
Eliminar una condición decisiva. Un mismo reactivo puede dar productos diferentes según el medio.
