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Ecuaciones balanceadas

Ecuaciones balanceadas

La Ley de Conservación de la Materia establece que

los átomos no pueden crearse ni destruirse

Por tanto, cuando se produce una reacción química, los productos deben tener el mismo número de átomos que los reactivos.Durante una reacción química, las moléculas se reorganizan para formar nuevas moléculas.

Los científicos utilizan ecuaciones químicas para describir cómo se reorganizan los átomos en una reacción química. Estas ecuaciones deben estar equilibradas.

Equilibrio de ecuaciones | Reacción química | StudySmarter

Figura 1: En una reacción química, un conjunto de moléculas se reorganiza en un nuevo conjunto de moléculas.

Fuente: StudySmarter Originals

  • Este artículo es una guía para equilibrar ecuaciones químicas sencillas y ecuaciones en las que intervienen compuestos iónicos.
  • Aprenderás cómo las ecuaciones equilibradas demuestran la Ley de la Conservación de la Materia, y el orden que debes seguir para equilibrar las reacciones de combustión de los compuestos orgánicos.
  • También conocerás el coeficiente estequiométrico y cómo añadir símbolos de estado a una ecuación equilibrada.
  • Además, explorarás los diferentes métodos de ajuste de ecuaciones químicas.
  • Por último, veremos los iones espectadores y cómo los tratamos en una ecuación iónica.

Ajuste de ecuaciones

Aprender a equilibrar ecuaciones químicas es una habilidad esencial en química. Los coeficientes estequiométricos nos permiten saber cómo reaccionan las sustancias.

¿Qué es un coeficiente estequiométrico?

Los coeficientes estequiométricos son los números grandes que ponemos delante de las fórmulas moleculares cuando equilibramos las ecuaciones químicas. Muestran la relación entre las moléculas que reaccionan y los productos que forman. No muestran la cantidad real de sustancia, ni el número de moles.

¿Qué son los símbolos de estado?

Los símbolos de estado suelen aparecer entre paréntesis junto a cada fórmula molecular en una ecuación química. Te indican el estado físico de una sustancia.

A continuación se muestran los cuatro símbolos de estado y su significado.
Símbolos de estado
Significado
(s)
sustancia es un sólido
(l)
sustancia es un líquido
(g)
sustancia es un gas
(ac)
acuosa
Tabla 1: Ecuaciones equilibradas Símbolos de estado.

Fuente: StudySmarter Originals

Aquí tienes un ejemplo de ecuación química con símbolos de estado.

Muestra la reacción cuando el magnesio sólido se quema en vapor para producir un sólido blanco, óxido de magnesio y gas de hidrógeno.

Mg (s) + H2O (g) → MgO (s) + H2 (g)

Es importante tener en cuenta que, a veces, puedes ver los símbolos de estado como subíndice; es decir, en un nivel inferior al de la fórmula. En ese caso, los símbolos de estado aparecen escritos así: Mg(s) + H2O(g) → MgO(s) + H2 (g)

Métodos balanceo de ecuaciones químicas

Método de tanteo

Un método para ajustar ecuaciones se llama el método de tanteo. Puedes equilibrar la mayoría de las ecuaciones químicas siguiendo este método. Aquí tienes una lista de los pasos que hemos seguido para equilibrar la ecuación de esta forma:

  1. Escribe las fórmulas de todo lo que hay en la reacción.
  2. Cuenta el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
  3. Equilibra los átomos, uno a uno, añadiendo un coeficiente estequiométrico delante de las fórmulas moleculares hasta que la ecuación esté equilibrada.
  4. Utiliza los símbolos de estado correctos en la ecuación.

Empieza por el elemento que esté en el menor número de moléculas.

Sin embargo, para equilibrar las reacciones de combustión de los compuestos orgánicos, empleamos un método ligeramente diferente:

En este caso:

  1. Equilibra los átomos de carbono.
  2. Equilibra los átomos de hidrógeno en ambos lados de la ecuación.
  3. Por último, equilibra los átomos de oxígeno.

Equilibramos el oxígeno en último lugar porque está presente en el mayor número de moléculas.

El magnesio metálico reacciona con el oxígeno para producir óxido de magnesio.

Puede ser más fácil empezar con una ecuación de palabras como esta:

magnesio + oxígeno → óxido de magnesio

Consejo 1: En una ecuación química, debes representar cada sustancia con su fórmula química:

Pero nuestra ecuación aún no está equilibrada. ¿Puedes descubrir la razón?

Recuerda que en una reacción química los productos deben tener el mismo número de átomos que los reactivos.

Tenemos dos átomos de oxígeno que entran en la reacción, pero solo sale uno. ¿Cómo podrías equilibrar la ecuación?

Consejo 2: Nunca debes intentar equilibrar una ecuación química cambiando las fórmulas.

No podemos reescribir el producto como MgO2, ¡porque no existe!

Podemos equilibrar la ecuación escribiendo un gran "2" delante de la fórmula. Ahora nuestra ecuación tiene este aspecto:

Consejo 3: Debes equilibrar las ecuaciones añadiendo números delante de las fórmulas.

¿Está equilibrada nuestra ecuación? Parece que ahora tenemos dos átomos de magnesio en nuestro producto, pero solamente uno en los reactivos. ¡No te preocupes!

Podemos corregirlo añadiendo otro gran "2" delante de la fórmula del magnesio.

Bien hecho, ¡has equilibrado la ecuación!

Balanceo de ecuaciones químicas con fracciones

Hay veces que el ajuste requiere que se multiplique la ecuación por un valor entero o poner una fracción como un coeficiente estequiométrico. Se suele poner una fracción cuando tiene que ver con el oxígeno:

Ajusta la siguiente reacción:

C2H6 + O2 → CO2 + H2O

Si te fijas en el número de oxígenos, en los reactivos hay un número par de oxígenos y en los productos hay un número impar de oxígenos. Eso indica que, seguramente, habrá que poner una fracción.

Vamos a empezar comparar los átomos de ambos lados:

Empezamos con el carbono, ya que solo aparece en una molécula en cada lado:C2H6 + O2 → 2 CO2 + H2O
ElementosReactivosProductos
C21
H62
O23
C2H6 + O2 → 2 CO2 + 3 H2O
ElementosReactivosProductos
C22
H62
O25
ElementosReactivosProductos
C22
H66
O27
En este caso, hay dos opciones:Multiplicar todo por 2, para que el 7 se convierta en número par y, así, multiplicar los reactivos.2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2OPoner una fracción delante del oxígeno,C2H6 + O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Método algebraico

El método por tanteo puede complicarse bastante cuando estamos intentando ajustar ecuaciones más complejas. En ese caso, es más fácil ajustar la ecuación empleando una ecuación algebraica.

Consiste en lo siguiente:

  1. Asociar una letra a cada coeficiente estequiométrico.
  2. Hacer ecuaciones algebraicas comparando los coeficientes del mismo elemento.
  3. Dar un valor de 1 a uno de los coeficientes.
  4. Resolver las ecuaciones.

Veamos:

Si tenemos

  • Comencemos con el primer paso: asignar una letra cada coeficiente estequiométrico:

  • Ahora, vamos a empezar con el cobre: vemos que los coeficientes correspondientes son el a y la c, y que solo hay un mol de Cu en ambos. Por esto, para que el Cu esté equilibrado, es necesario que a = c
  • Seguimos con el H, y vemos que comparamos el b y el e. En el agua, H2O, hay 2 moles de hidrógeno, por lo que el b tiene que ser el doble de e para que haya la misma cantidad de hidrógenos en ambos lados. Es decir, si e = 1, el b tiene que ser igual a 2. Por lo que 2e = b

El nitrógeno y el oxígeno están presentes en 3 moléculas, por lo que hay que comparar 3 coeficientes.

Nitrógeno:

b = 2c + d

Oxígeno:

Vamos a comparar todas las ecuaciones

a = c

2e = b

b = 2c + d

3b = 6c + 2d + e

Por lo que, si reorganizamos, tenemos

b = 2e = 2c + d

3b = (3)2e = 6e

6e = 6c + 2d + e

a = c

b = 2c + d

5e = 6c + 2d

Suponemos c = 1

Por lo tanto:

a = 1; c = 1,

b = 2e

b = 2 + d

5e = 6 + 2d

Aquí, para que el coeficiente estequiométrico sea un número entero, como mínimo tiene que ser 2.

Como resultado:

a = 1; c = 1,

b = 4

4 = 2 + d ; d = 2

5e = 6 + 4; e = 2

Por lo tanto, tenemos:

Equilibrio de ecuaciones iónicas

Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua. Cuando esto ocurre, los iones se separan y flotan libremente. Los iones negativos son atraídos por los átomos de hidrógeno parcialmente positivos y los iones positivos son atraídos por los átomos de oxígeno parcialmente negativos. Llamamos a este efecto disociación iónica.

Escribimos ecuaciones iónicas para las reacciones que tienen lugar en soluciones acuosas. Para equilibrar una ecuación iónica se empieza por una ecuación molecular ordinaria equilibrada.

Necesitas conocer las fórmulas de los compuestos iónicos comunes y sus cargas para equilibrar las ecuaciones iónicas. Aquí tienes una lista de algunos iones comunes que puedes ver en los exámenes.

Ion positivo Símbolo químicoCarga
AmonioNH4+1+
PotasioK+1+1+
SodioNa+1+
CalcioCa2+2+
MagnesioMg2+2+
CobreCu2+2+
HierroFe3+3+
AluminioAl3+3+
Iones negativosFórmula químicaCarga
CloruroCl-1-
BromuroBr-1-
YoduroI-1-
HidróxidoOH-1-
NitratoNO3-1-
ÓxidoO2-2-
CarbonatoCO32-2-
SulfatoSO42-2-

Para poder ajustar la ecuación, hay que seguir los siguientes pasos:

  1. Escribe la ecuación molecular equilibrada con las fórmulas de todos los reactivos y productos.
  2. Añade los símbolos de estado.
  3. Separa los compuestos acuosos en sus iones.
  4. Anula los iones espectadores.
  5. Vuelve a escribir la ecuación iónica solo con los iones que han reaccionado

A continuación, un ejemplo

Una solución acuosa de cloruro de sodio y nitrato de plata reacciona para formar un sólido blanco: el cloruro de plata. A continuación se muestra la ecuación molecular de la reacción.

Consejo 1:

Debes mostrar la disociación de los iones en la disolución acuosa. A esto le llamamos ecuación iónica completa

Pero, ¡espera! ¿Te has dado cuenta de que los iones sodio y nitrato no hacen mucho en esta reacción? Aparecen sin cambios en ambos lados de la ecuación. Es como si se quedaran mirando cómo la plata y el cloruro forman nuevos enlaces. Por eso, los llamamos iones espectadores.

Los iones espectadores son aquellos que se disocian en una solución, pero no participan en una reacción química.

No todos los iones de una reacción química reaccionan: algunos son iones espectadores. Como el sodio y el nitrato en este ejemplo, estos iones observan cómo se produce la reacción.

Consejo 2:

Cuando hagas el balance de las ecuaciones iónicas, deja fuera a los iones espectadores. Muestra solo los iones que reaccionan. A esto lo llamamos ecuación iónica neta.

Buen trabajo, ¡has equilibrado la ecuación iónica!

Ecuaciones balanceadas - Puntos clave

  • La Ley de la Conservación de la Materia dice que los átomos no pueden crearse ni destruirse. Las ecuaciones químicas equilibradas demuestran la Ley de la Conservación de la Materia.
  • Una ecuación química equilibrada debe tener el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
  • Debes utilizar fórmulas para representar las sustancias en una ecuación química.
  • No puedes reescribir las fórmulas al equilibrar las ecuaciones químicas. Debes equilibrar una ecuación química añadiendo un coeficiente estequiométrico delante de las fórmulas.
  • Debes usar los símbolos de estado correctos en una ecuación equilibrada. Los símbolos de estado indican en qué estado se encuentra una sustancia: (l) es para el líquido, (s) es para el sólido, (g) es para el gas y (ac) representa una solución acuosa.
  • Se pueden ajustar las ecuaciones por el método de tanteo o por el método de ecuaciones algebraicas.
  • La disociación iónica se produce cuando un compuesto iónico se disuelve en agua.
  • Escribimos ecuaciones iónicas para las reacciones que tienen lugar en soluciones acuosas. Los iones espectadores son aquellos que se disocian en la disolución, pero no participan en la reacción química.
  • Una ecuación iónica equilibrada muestra solo los iones que reaccionan. No muestra los iones espectadores.

Preguntas frecuentes sobre Ecuaciones balanceadas

Se pueden ajustar las ecuaciones por el método de tanteo o por el método de ecuaciones algebraicas.

Un ajuste de ecuaciones es igualar el número de átomos en ambos lados de la reacción, ya que cuando se produce una reacción química, los productos deben tener el mismo número de átomos que los reactivos al no crearse ni destruirse

 Puedes equilibrar la ecuación por tanteo:


  1. Escribe las fórmulas de todo lo que hay en la reacción.
  2. Cuenta el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
  3. Equilibra los átomos, uno a uno, añadiendo un coeficiente estequiométrico delante de las fórmulas moleculares hasta que la ecuación esté equilibrada.
  4. Utiliza los símbolos de estado correctos en la ecuación.


O ajusta la ecuación empleando una ecuación algebraica.


Consiste en lo siguiente

  1. Asociar una letra a cada coeficiente estequiométrico.
  2. Hacer ecuaciones algebraicas comparando los coeficientes del mismo elemento.
  3. Dar un valor de 1 a uno de los coeficientes.
  4. Resolver las ecuaciones

Las ecuaciones químicas equilibradas demuestran la Ley de la Conservación de la Materia, que dice que los átomos no pueden crearse ni destruirse

Se debe ajustar por el método de tanteo o por el método de ecuaciones algebraicas, para asegurar que haya el mismo número de átomos de un elemento en ambos lados.

Cuestionario final de Ecuaciones balanceadas

Pregunta

¿Qué es la Ley de Conservación de la Materia?

Mostrar respuesta

Answer

Los átomos no pueden crearse ni destruirse'.

Show question

Pregunta

¿Qué son los coeficientes de reacción y qué muestran?

Mostrar respuesta

Answer

Son los números grandes que ponemos delante de las fórmulas cuando equilibramos las ecuaciones químicas. Muestran la relación entre las muestras que reaccionan y los productos que forman.

Show question

Pregunta

¿Qué son los símbolos de estado? Pon ejemplos.

Mostrar respuesta

Answer

Nos indican en qué estado se encuentra una muestra en una reacción. Ejemplos de símbolos de estado: (l), (g), (s), (ac).

Show question

Pregunta

¿Qué son los iones espectadores?

Mostrar respuesta

Answer

Los iones espectadores se disocian en una disolución pero no participan en la reacción química.

Show question

Pregunta

¿Qué es la disociación iónica?

Mostrar respuesta

Answer

Cuando los compuestos iónicos de una disolución acuosa se separan en sus iones.

Show question

Pregunta

Se produce una reacción entre el cloruro de calcio y el carbonato de sodio. Escribe la ecuación equilibrada de esta reacción. Escribe las ecuaciones iónicas completa y neta y encuentra los iones espectadores.

CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃ + NaCl

Mostrar respuesta

Answer

Ecuación molecular 


CaCl₂(ac) + Na₂CO₃(ac) → CaCO₃(s) + 2NaCl(ac) 


Ecuación iónica completa 


Ca2+(ac) + 2Cl-(ac) + 2Na⁺(ac) + CO₃²-(ac) → 2Cl-(ac) + 2Na⁺(ac) + CaCO₃(s)


Ecuación iónica neta

Ca2+(ac) + CO₃²-(ac) → CaCO₃(s)


Iones espectadores: Cl- y Na⁺

Show question

Pregunta

Se produce una reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio. Escribe la ecuación equilibrada de esta reacción. Escribe las ecuaciones iónicas completas y netas y encuentra los iones espectadores.


HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Mostrar respuesta

Answer

Ecuación molecular


HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H₂O(l)


Ecuación iónica completa


H⁺ (ac) + Cl- (ac) + Na⁺ (ac) + OH- (ac) → Na⁺ (ac) + Cl- (ac) + H₂O(l)


Ecuación iónica neta


H⁺ (ac) + OH- (ac) → H₂O(l)


Iones espectadores: Cl- y Na⁺

Show question

Pregunta

¿Cuales son los dos métodos de ajuste?

Mostrar respuesta

Answer

El método de tanteo y el método algebraico

Show question

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