Instrucciones sobre equilibrio de ecuaciones químicas:

• Escribe una ecuación de una reacción química y pulsa el botón Ajustar. La respuesta aparecerá abajo.
• Utiliza siempre las mayúsculas para la primera letra del nombre del elemento y las minúsculas para el segundo caracter del mismo. Ejemplos: Fe {3 } I {-} = {Fe 2 } I2
• Sustituye grupos inmutables en los compuestos químicos para evitar la ambigüedad. Por ejemplo, la ecuación C6H5C2H5 O2 = C6H5OH CO2 H2O no será equilibrado.

Ejemplos de ecuaciones químicas completas para el ajuste:

• Fe + Cl₂ = FeCl₃
• KMnO₄ + HCl = KCl + MnCl₂ + H₂O + Cl₂
• K₄Fe(CN)₆ + H₂SO₄ + H₂O = K₂SO₄ + FeSO₄ + (NH₄)₂SO₄ + CO
• C₆H₅COOH + O₂ = CO₂ + H₂O
• K₄Fe(CN)₆ + KMnO₄ + H₂SO₄ = KHSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + HNO₃ + CO₂ + H₂O
• Cr₂O₇{-2} + H{+} + {-} = Cr{+3} + H₂O
• S{-2} + I₂ = I{-} + S
• PhCH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = PhCOOH + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O
• CuSO₄*5H₂O = CuSO₄ + H₂O
• hidróxido de calcio + dióxido de carbono = carbonato de calcio + agua
• azufre + ozono = dióxido de azufre

Ejemplos de las ecuaciones químicas reactivos (una ecuación completa se sugiere):

• H₂SO₄ + K₄Fe(CN)₆ + KMnO₄
• Ca(OH)₂ + H₃PO₄
• Na₂S₂O₃ + I₂
• C₈H₁₈ + O₂
• hidrógeno + oxígeno
• propano + oxígeno

Comprender las ecuaciones químicas

Una ecuación química representa una reacción química. Muestra los reactivos (sustancias que inician una reacción) y los productos (sustancias formadas por la reacción). Por ejemplo, en la reacción del hidrógeno (H₂) con el oxígeno (O₂) para formar agua (H₂O), la ecuación química es:

Sin embargo, esta ecuación no está equilibrada porque la cantidad de átomos de cada elemento no es la misma en ambos lados de la ecuación. Una ecuación balanceada obedece a la Ley de Conservación de la Masa, que establece que la materia ni se crea ni se destruye en una reacción química.

Equilibrio con inspección o método de prueba y error.

Este es el método más sencillo. Implica mirar la ecuación y ajustar los coeficientes para obtener el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación.

Ideal para: ecuaciones simples con una pequeña cantidad de átomos.

Proceso: Comienza con la molécula más compleja o la que tiene más elementos, y ajusta los coeficientes de los reactivos y productos hasta equilibrar la ecuación.

1. Cuente el número de átomos de H y O en ambos lados. Hay 2 átomos de H a la izquierda y 2 átomos de H a la derecha. Hay 2 átomos de O a la izquierda y 1 átomo de O a la derecha.
2. Equilibre los átomos de oxígeno colocando un coeficiente de 2 delante del H ₂ O:
   H₂ + O₂ = 2H₂O
3. Ahora, hay 4 átomos de H en el lado derecho, así que ajustamos el lado izquierdo para que coincida:
   2H₂ + O₂ = 2H₂O
4. Consulta el saldo. Ahora, ambos lados tienen 4 átomos de H y 2 átomos de O. La ecuación está balanceada.

Equilibrio con método algebraico

Este método utiliza ecuaciones algebraicas para encontrar los coeficientes correctos. El coeficiente de cada molécula está representado por una variable (como x, y, z) y se establecen una serie de ecuaciones basadas en el número de cada tipo de átomo.

Ideal para: Ecuaciones que son más complejas y que no se equilibran fácilmente mediante inspección.

Proceso: Asigne variables a cada coeficiente, escriba ecuaciones para cada elemento y luego resuelva el sistema de ecuaciones para encontrar los valores de las variables.

1. Asignar variables a coeficientes:
   a C₂H₆ + b O₂ = c CO₂ + d H₂O
2. Escriba ecuaciones basadas en la conservación del átomo:
   • 2 a = c
   • 6 a = 2 d
   • 2 b = 2c + d
3. Asigna uno de los coeficientes a 1 y resuelve el sistema.
   • a = 1
   • c = 2 a = 2
   • d = 6 a / 2 = 4
   • b = (2 c + d) / 2 = (2 * 2 + 3) / 2 = 3.5
4. Ajuste el coeficiente para asegurarse de que todos sean números enteros. b = 3,5 por lo que necesitamos multiplicar todos los coeficientes por 2 para llegar a la ecuación balanceada con coeficientes enteros:
   2 C₂H₆ + 7 O 2 = 4 CO₂ + 6 H₂O

Equilibrio con el método del número de oxidación.

Útil para reacciones redox, este método implica equilibrar la ecuación en función del cambio en los números de oxidación.

Ideal para: reacciones redox donde se produce la transferencia de electrones.

Proceso: identificar los números de oxidación, determinar los cambios de estado de oxidación, equilibrar los átomos que cambian de estado de oxidación y luego equilibrar los átomos y cargas restantes.

1. Asigne números de oxidación:
   • El calcio (Ca) tiene un número de oxidación de 0 en su forma elemental.
   • El fósforo (P) también tiene un número de oxidación de 0 en su forma elemental.
   • En Ca ₃ P ₂ , el calcio tiene un número de oxidación de +2 y el fósforo tiene un número de oxidación de -3.
2. Identifique los cambios en los números de oxidación:
   • El calcio pasa de 0 a +2, perdiendo 2 electrones (reducción).
   • El fósforo pasa de 0 a -3, ganando 3 electrones (oxidación).
3. Equilibra los cambios usando electrones: Multiply the number of calcium atoms by 3 and the number of phosphorus atoms by 2.
4. Escribe la ecuación balanceada:
   3 Ca + 2 P = Ca₃P₂

Equilibrio con el método de media reacción ion-electrón

Este método separa la reacción en dos medias reacciones: una de oxidación y otra de reducción. Cada media reacción se equilibra por separado y luego se combina.

Ideal para: reacciones redox complejas, especialmente en soluciones ácidas o básicas.

Proceso: divida la reacción en dos medias reacciones, equilibre los átomos y las cargas en cada media reacción y luego combine las medias reacciones, asegurándose de que los electrones estén equilibrados.

1. Anota y equilibra las medias reacciones:
   Cu = Cu{2+} + 2{e}
   H{+} + HNO₃ + {e} = NO₂ + H₂O
2. Combinar medias reacciones para equilibrar los electrones. Para lograrlo multiplicamos la segunda mitad de la reacción por 2 y la sumamos a la primera:
   Cu + 2H{+} + 2HNO₃ + 2{e} = Cu{2+} + 2NO₂ + 2H₂O + 2{e}
3. Cancele los electrones en ambos lados y agregue iones NO ₃ {-}. H{+} con NO ₃ {-} forma HNO ₃ y Cu{2+} con NO ₃ {-} forma Cu(NO ₃ ) ₃ :
   Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Herramientas químicas relacionadas:

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• solucionador de pH