Balanceo de ecuaciones químicas paso a paso

Los coeficientes se pueden cambiar; los subíndices, no

Cada fórmula fija la composición de una sustancia. El H₂O siempre tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; cambiarla a H₂O₂ describe el peróxido de hidrógeno, un compuesto distinto. Por eso el balanceo se hace únicamente con coeficientes, los números situados delante de las fórmulas, que indican cuántas unidades fórmula de cada sustancia participan.

Una ecuación balanceada tiene el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados. Como los átomos conservan su masa, la masa total de los reactivos es entonces igual a la masa total de los productos, lo que constituye una comprobación independiente útil. Cuando aparecen iones, la suma de cargas de la izquierda también debe ser igual a la suma de la derecha.

Los coeficientes se escriben como los números enteros más pequeños que balancean la ecuación. 4 H₂ + 2 O₂ → 4 H₂O está balanceada, pero no en los términos más simples; al dividir entre 2 se obtiene 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. El coeficiente 1 no se escribe.

Un orden de inspección que evita dar vueltas en círculo

La inspección funciona mejor con un orden fijo, porque balancear un elemento puede desbalancear otro que ya habías resuelto. El orden siguiente deja para más tarde los elementos que aparecen en varias fórmulas, y en especial los elementos libres como el O₂ o un metal, porque cambiar el coeficiente de un elemento libre no altera nada más.

El recuento final es lo más importante. Anota cada elemento con su cantidad en cada lado, multiplicando cada subíndice por el coeficiente y por cualquier subíndice situado fuera de los paréntesis. Lleva un minuto y detecta casi todos los descuidos.

• Escribe fórmulas correctas para todas las sustancias, incluidos los elementos diatómicos (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂), y no las cambies después.
• Da a la fórmula más compleja un coeficiente de prueba de 1.
• Balancea los elementos que aparecen en un solo reactivo y un solo producto.
• Balancea los iones poliatómicos que pasan sin cambios como unidades únicas.
• Balancea después el hidrógeno y el oxígeno, y los elementos libres al final.
• Elimina cualquier fracción multiplicando todos los coeficientes por su denominador y luego reduce a los números enteros más pequeños.
• Haz el recuento de cada elemento, y de la carga total, en ambos lados.

Ejemplo resuelto: combustión del 2-propanol

El 2-propanol (alcohol isopropílico), C₃H₈O, arde en oxígeno y produce dióxido de carbono y agua: C₃H₈O + O₂ → CO₂ + H₂O. Da a C₃H₈O un coeficiente de 1. El carbono aparece en un reactivo y un producto, así que 3 C requieren 3 CO₂. Con el hidrógeno ocurre igual: 8 H requieren 4 H₂O.

El oxígeno va al final porque el O₂ es un elemento libre. El lado derecho tiene ahora 3 × 2 + 4 × 1 = 10 átomos de O. El combustible ya aporta 1 O, así que el O₂ debe aportar 9 átomos, un coeficiente de 9/2. Al multiplicar todo por 2 se obtiene 2 C₃H₈O + 9 O₂ → 6 CO₂ + 8 H₂O.

Recuento: C 6 = 6; H 16 = 16; O 2 + 18 = 20 a la izquierda y 12 + 8 = 20 a la derecha. Una comprobación de masa con las masas atómicas estándar de la IUPAC redondeadas a dos decimales (C 12.01, H 1.01, O 16.00) coincide para las cantidades molares indicadas: 2(60.11 g) + 9(32.00 g) = 408.22 g de reactivos y 6(44.01 g) + 8(18.02 g) = 408.22 g de productos.

Un descuido común es olvidar el átomo de oxígeno del combustible y escribir 5 O₂ por cada C₃H₈O. El recuento lo delata enseguida: 11 átomos de O a la izquierda y 10 a la derecha.

Iones poliatómicos como unidades únicas

Cuando un ion poliatómico como el sulfato, el nitrato o el fosfato aparece sin cambios en ambos lados, cuéntalo como una sola unidad en lugar de contar sus átomos por separado. Así se acorta la contabilidad y se evita el error de conteo más frecuente: olvidar que un subíndice situado fuera de los paréntesis multiplica todo lo que hay dentro. Ca(NO₃)₂ contiene 2 N y 6 O.

Ejemplo resuelto: el hidróxido de bario reacciona con el ácido fosfórico y da fosfato de bario y agua, Ba(OH)₂ + H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + H₂O. Empieza por Ba₃(PO₄)₂. Contiene 3 Ba, así que usa 3 Ba(OH)₂, y 2 unidades de fosfato, así que usa 2 H₃PO₄.

Para el agua, piensa en ella como H–OH: cada molécula se forma con un H del ácido y un OH de la base. El lado izquierdo tiene ahora 3 × 2 = 6 grupos OH y 2 × 3 = 6 átomos de H ácidos, así que se forman 6 H₂O: 3 Ba(OH)₂ + 2 H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + 6 H₂O. Recuento: Ba 3 = 3; P 2 = 2; H 6 + 6 = 12 y 6 × 2 = 12; O 6 + 8 = 14 y 8 + 6 = 14.

Usa el enfoque de unidades solo cuando el ion sobreviva intacto. Si, por ejemplo, el nitrato se convierte en NO en una reacción redox, el nitrógeno y el oxígeno deben contarse por separado.

Balancear la carga en ecuaciones iónicas

Una ecuación iónica puede balancear los átomos y aun así ser incorrecta. Considera aluminio metálico introducido en una disolución de iones cobre(II): Al(s) + Cu²⁺(aq) → Al³⁺(aq) + Cu(s). Hay un Al y un Cu en cada lado, pero la carga es 2+ a la izquierda y 3+ a la derecha.

Cada átomo de Al pierde 3 electrones y cada ion Cu²⁺ gana 2. El mínimo común múltiplo es 6, así que 2 Al reaccionan con 3 Cu²⁺: 2 Al(s) + 3 Cu²⁺(aq) → 2 Al³⁺(aq) + 3 Cu(s). Carga: 3(2+) = 6+ a la izquierda y 2(3+) = 6+ a la derecha; átomos: Al 2 = 2 y Cu 3 = 3.

Los electrones no aparecen en una ecuación global, así que un desajuste de carga siempre significa que la ecuación aún no está balanceada: algún coeficiente es incorrecto o falta una especie como H⁺, OH⁻ o H₂O. Para ecuaciones redox más complejas, en particular en disolución ácida o básica, el método de las semirreacciones es más fiable que la inspección.

El método algebraico para ecuaciones difíciles

Algunas ecuaciones, a menudo reacciones redox en las que un elemento termina en varios productos, se resisten a la inspección. Asigna una letra a cada coeficiente, escribe una ecuación por elemento, fija una letra igual a 1 y resuelve. Para el permanganato de potasio y el ácido clorhídrico: a KMnO₄ + b HCl → c KCl + d MnCl₂ + e Cl₂ + f H₂O.

El potasio da a = c; el manganeso da a = d; el oxígeno da 4a = f; el hidrógeno da b = 2f; el cloro da b = c + 2d + 2e. Al fijar a = 1 se obtiene c = 1, d = 1, f = 4 y b = 8, y luego 8 = 1 + 2 + 2e, de modo que e = 5/2. Al multiplicar por 2: 2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O. Recuento: K 2, Mn 2, O 8, H 16 y Cl 16 en cada lado.

Si, después de fijar una letra igual a 1, las ecuaciones de los elementos siguen dejando un coeficiente indeterminado, la ecuación tiene más de una forma balanceada independiente. Eso suele significar que combina dos reacciones separadas, y se necesita información química adicional, como qué especie se oxida y cuál se reduce en cada semirreacción, para elegir la correcta.

Errores de balanceo y el recuento que los detecta

Cada uno de los errores siguientes se detecta con el mismo recuento final, elemento por elemento y luego la carga. Haz del recuento la última línea fija de cada ecuación, no un añadido opcional.

Si el recuento falla una y otra vez con el mismo elemento, vuelve al orden de inspección y comprueba si ese elemento se balanceó demasiado pronto.

• Cambiar un subíndice para forzar el balance, como escribir H₂O₂ para el agua. Compara cada fórmula con la ecuación sin balancear de la que partiste.
• Escribir un elemento diatómico como átomos sueltos, como O en lugar de O₂.
• Olvidar multiplicar a través de los paréntesis, de modo que Ba₃(PO₄)₂ se cuenta con 4 O en lugar de 8.
• Dejar fracciones, o coeficientes con un factor común, en la respuesta final.
• Balancear los átomos pero no la carga en una ecuación con iones.
• Balancear primero un elemento libre y tener que rehacerlo después de cada otro cambio.