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. Además, 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:
Fig. 1: En una reacción química, un conjunto de moléculas se reorganiza en un nuevo conjunto de moléculas.
- 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. Aunque, 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.
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.
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.
$$Mg_{(s)} + H_{2}O_{(g)} \rightarrow MgO_{(s)}+ H_{2 (g)}$$
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 de 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:
- Escribe las fórmulas de todo lo que hay en la reacción.
- Cuenta el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
- Equilibra los átomos, uno a uno, añadiendo un coeficiente estequiométrico delante de las fórmulas moleculares hasta que la ecuación esté equilibrada.
- 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:
$$C_{x}H_{y}+O_{2}\rightleftharpoons xCO_{2}+\frac{y}{2}H_{2}O$$
En este caso:
- Equilibra los átomos de carbono.
- Equilibra los átomos de hidrógeno en ambos lados de la ecuación.
- 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:
$$magnesio\ + \ oxigeno\rightarrow oxido\ de\ magnesio$$
Consejo 1: En una ecuación química, debes representar cada sustancia con su fórmula química:
$$Mg+O_{2}\rightarrow MgO$$
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:
$$Mg+O_{2}\rightarrow 2MgO$$
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.
$$2Mg+O_{2}\rightarrow 2MgO$$
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:
$$C_{2}H_{6} + O_{2} \rightarrow CO_{2} + H_{2}O$$
Solución:
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:$$C_{2}H_{6} + O_{2} \rightarrow 2CO_{2} + H_{2}O$$
| Elementos | Reactivos | Productos |
| C | 2 | 1 |
| H | 6 | 2 |
| O | 2 | 3 |
$$C_{2}H_{6} + O_{2} \rightarrow 2CO_{2} + 3H_{2}O$$
| Elementos | Reactivos | Productos |
| C | 2 | 2 |
| H | 6 | 2 |
| O | 2 | 5 |
| Elementos | Reactivos | Productos |
| C | 2 | 2 |
| H | 6 | 6 |
| O | 2 | 7 |
En este caso, hay dos opciones:Multiplicar todo por 2, para que el 7 se convierta en número par y, así, multiplicar los reactivos.$$ 2C_{2}H_{6} + 7O_{2} \rightarrow 4CO_{2} + 6H_{2}OPoner una fracción delante del oxígeno:$$C_{2}H_{6} + \frac{7}{2}O_{2} \rightarrow 2CO_{2} + 3H_{2}O$$
Método algebraico
El método por tanteo puede complicarse bastante cuando estamos intentando ajustar ecuaciones más complejas. En ese caso, es más fácil ajustar la ecuación empleando una ecuación algebraica.
Consiste en lo siguiente:
- Asociar una letra a cada coeficiente estequiométrico.
- Hacer ecuaciones algebraicas comparando los coeficientes del mismo elemento.
- Dar un valor de 1 a uno de los coeficientes.
- Resolver las ecuaciones.
Veamos. Si tenemos:
$$Cu+HNO_{3}\rightleftharpoons Cu(NO_{3})_{2}+NO_{2}+H_{2}O$$
- Comencemos con el primer paso: asignar una letra cada coeficiente estequiométrico:
$$aCu+bHNO_{3}\rightleftharpoons cCu(NO_{3})_{2}+dNO_{2}+eH_{2}O$$
- Ahora, vamos a empezar con el cobre: vemos que los coeficientes correspondientes son el a y la c, y que solo hay un mol de Cu en ambos. Por esto, para que el Cu esté equilibrado, es necesario que a = c
- Seguimos con el H, y vemos que comparamos el b y el e. En el agua, H2O, hay 2 moles de hidrógeno, por lo que el b tiene que ser el doble de e para que haya la misma cantidad de hidrógenos en ambos lados. Es decir, si e = 1, el b tiene que ser igual a 2. Por lo que 2e = b
El nitrógeno y el oxígeno están presentes en 3 moléculas, por lo que hay que comparar 3 coeficientes:
Nitrógeno:
$$bHNO_{3}\rightleftharpoons cCu(NO_{3})_{2}+dNO_{2}$$
$$b=2c+d$$
Oxígeno:
$$bHNO_{3}\rightleftharpoons cCu(NO_{3})_{2}+dNO_{2}+eH_{2}O$$
$$bO_{3}\rightleftharpoons cO_{6}+dO_{2}+eO$$
$$3b=6c+2d+e$$
Vamos a comparar todas las ecuaciones:
$$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$$
Por lo tanto, tenemos:
$$Cu+4HNO_{3}\rightleftharpoons Cu(NO_{3})_{2}+2NO_{2}+2H_{2}O$$
Equilibrio de ecuaciones iónicas
Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua. Cuando esto ocurre, los iones se separan y flotan libremente. Los iones negativos son atraídos por los átomos de hidrógeno parcialmente positivos y los iones positivos son atraídos por los átomos de oxígeno parcialmente negativos. Llamamos a este efecto disociación iónica.
Escribimos ecuaciones iónicas para las reacciones que tienen lugar en soluciones acuosas. Para equilibrar una ecuación iónica se empieza por una ecuación molecular ordinaria equilibrada.
Necesitas conocer las fórmulas de los compuestos iónicos comunes y sus cargas para equilibrar las ecuaciones iónicas. Aquí tienes una lista de algunos iones comunes que puedes ver en los exámenes.
| Ion positivo | Símbolo químico | Carga |
| Amonio | NH4+ | 1+ |
| Potasio | K+1+ | 1+ |
| Sodio | Na+ | 1+ |
| Calcio | Ca2+ | 2+ |
| Magnesio | Mg2+ | 2+ |
| Cobre | Cu2+ | 2+ |
| Hierro | Fe3+ | 3+ |
| Aluminio | Al3+ | 3+ |
Tabla 2: Iones positivos, símbolos y cargas.
| Iones negativos | Fórmula química | Carga |
| Cloruro | Cl- | 1- |
| Bromuro | Br- | 1- |
| Yoduro | I- | 1- |
| Hidróxido | OH- | 1- |
| Nitrato | NO3- | 1- |
| Óxido | O2- | 2- |
| Carbonato | CO32- | 2- |
| Sulfato | SO42- | 2- |
Tabla 3: Iones negativos, símbolos y cargas.
Para poder ajustar la ecuación, hay que seguir los siguientes pasos:
- Escribe la ecuación molecular equilibrada con las fórmulas de todos los reactivos y productos.
- Añade los símbolos de estado.
- Separa los compuestos acuosos en sus iones.
- Anula los iones espectadores.
- Vuelve a escribir la ecuación iónica solo con los iones que han reaccionado
Ajuste de ecuaciones químicas: ejercicios
A continuación, un ejemplo:
Una solución acuosa de cloruro de sodio y nitrato de plata reacciona para formar un sólido blanco: el cloruro de plata. A continuación se muestra la ecuación molecular de la reacción.
$$NaCl_{(ac)}+AgNO_{3(ac)}\rightarrow NaNO_{3(ac)}+AgCl_{(s)}$$
Consejo 1:
Debes mostrar la disociación de los iones en la disolución acuosa. A esto le llamamos ecuación iónica completa
$$Na^{+}_{(ac)}+Cl^{-}_{(ac)}+Ag^{+_{(ac)}}NO_{3(ac)}^{-}\rightarrow Na^{+}_{(ac)}+NO_{3(ac)}^{-}+AgCl_{(s)}$$
Pero, ¡Espera! ¿Te has dado cuenta de que los iones sodio y nitrato no hacen mucho en esta reacción? Aparecen sin cambios en ambos lados de la ecuación. Es como si se quedaran mirando cómo la plata y el cloruro forman nuevos enlaces. Por eso, los llamamos iones espectadores.
Los iones espectadores son aquellos que se disocian en una solución, pero no participan en una reacción química.
No todos los iones de una reacción química reaccionan: algunos son iones espectadores. Como el sodio y el nitrato en este ejemplo, estos iones observan cómo se produce la reacción.
Consejo 2:
Cuando hagas el balance de las ecuaciones iónicas, deja fuera a los iones espectadores. Muestra solo los iones que reaccionan. A esto lo llamamos ecuación iónica neta.
$$Cl^{-}_{(ac)}+Ag^{+}_{(ac)}\rightarrow AgCl_{(s)}$$
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.
Résumenes 
Exámenes 
Magazine 
Formacion Profesional 
