Balancear ecuaciones: que los átomos cuadren a los dos lados
Objetivo. Balancear una ecuación química por tanteo. Comprobar el balance contando átomos. Leer la relación de moles desde la ecuación balanceada.
para partir
El ácido sulfúrico es el compuesto químico que más se fabrica en el planeta, del orden de 280 millones de toneladas al año, y en Chile buena parte se destina a lixiviar cobre. Producirlo son tres reacciones encadenadas, y ninguna sirve si los átomos no cuadran a los dos lados de la flecha. Escribe H₂ + O₂ → H₂O y cuenta los oxígenos: si esa ecuación fuera cierta, un átomo habría desaparecido del universo.
Ya sabes qué informa cada pieza de una ecuación química y, sobre todo, que los subíndices son intocables porque definen qué sustancia es cada cosa. De ahí sale, por eliminación, el único grado de libertad que queda: los coeficientes.
Balancear es ajustar esos coeficientes hasta que haya la misma cantidad de cada tipo de átomo a los dos lados de la flecha. Es un procedimiento, no una inspiración, y tiene un orden de trabajo que conviene seguir siempre igual.
Decide si estas tres afirmaciones son verdaderas o falsas. Las corregimos en el cierre.
- Al balancear una ecuación se conserva el número total de moléculas.
- Si un coeficiente queda fraccionario, la ecuación está mal resuelta.
- Los coeficientes de una ecuación balanceada solo sirven para que la ecuación se vea prolija.
Qué se conserva exactamente
Lo que se conserva en una reacción química son los átomos de cada elemento. No las moléculas, no el número de sustancias, no el volumen. Solo los átomos.
Cuenta: a la izquierda hay 4 H y 2 O. A la derecha hay 4 H y 2 O. Cuadra.
Y fíjate en lo que no cuadra: entran 3 moléculas y salen 2. Eso está perfectamente bien. La reacción reagrupa los mismos átomos en un número distinto de moléculas, y esa es justamente la definición de que ocurrió una reacción química.
La masa de un átomo no cambia al reagruparse. Si entran 4 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno, la masa total de esos 6 átomos es la misma antes y después, sin importar cómo estén unidos entre sí. Por eso la conservación de los átomos implica la conservación de la masa, que es la ley que ya trabajaste.
El método de tanteo, con orden fijo
El tanteo consiste en probar coeficientes, pero probar al azar toma mucho más tiempo que probar en orden. El orden que conviene seguir siempre es:
Dos reglas que acompañan al método:
- Empieza por el elemento que aparece en menos especies. Si un elemento está en una sola fórmula a cada lado, ajustarlo no descuadra nada de lo que ya hiciste.
- El paso 5 es obligatorio. Contar los átomos al final no es desconfianza, es parte del procedimiento. Un balance sin verificar es un balance sin terminar.
EJEMPLO RESUELTO. Balancea la reacción entre el aluminio metálico y el cloro gaseoso, que produce cloruro de aluminio sólido: Al(s) + Cl₂(g) → AlCl₃(s).
- 1) Inventario inicial. Izquierda: 1 Al, 2 Cl. Derecha: 1 Al, 3 Cl. El aluminio ya cuadra, el cloro no.
- 2) Metales primero. El Al aparece en una sola especie a cada lado y por ahora está cuadrado, así que lo dejo y vuelvo al final si se descuadra.
- 3) No metales. El cloro está en Cl₂ (de a 2) y en AlCl₃ (de a 3). Necesito un número que sea múltiplo de 2 y de 3: el mínimo común múltiplo es 6.
- 4) Para llegar a 6 cloros a la izquierda, el coeficiente de Cl₂ debe ser 3, porque 3 × 2 = 6. Para llegar a 6 cloros a la derecha, el coeficiente de AlCl₃ debe ser 2, porque 2 × 3 = 6.
- 5) Ahora reviso el metal, que se descuadró: a la derecha hay 2 AlCl₃, o sea 2 átomos de Al. Pongo coeficiente 2 al Al de la izquierda.
- 6) VERIFICACIÓN. Izquierda: 2 Al, 3 × 2 = 6 Cl. Derecha: 2 Al, 2 × 3 = 6 Cl. Cuadra.
Resultado: 2 Al(s) + 3 Cl₂(g) → 2 AlCl₃(s)
Combustiones y coeficientes fraccionarios
Las combustiones de hidrocarburos aparecen constantemente, y siempre tienen la misma forma: el hidrocarburo reacciona con O₂ y produce CO₂ y H₂O. Conviene tratarlas con una rutina propia:
- Carbono primero: el coeficiente del CO₂ es igual al número de carbonos del hidrocarburo.
- Hidrógeno después: el coeficiente del H₂O es la mitad del número de hidrógenos del hidrocarburo.
- Oxígeno al final: cuenta todos los oxígenos que quedaron a la derecha y divide por 2, porque el O₂ los aporta de a dos.
En el propano, C₃H₈: 3 carbonos dan 3 CO₂; 8 hidrógenos dan 4 H₂O; a la derecha quedan 3 × 2 + 4 × 1 = 10 oxígenos, y 10 ÷ 2 = 5, el coeficiente del O₂.
Pasa a menudo. En la combustión del etano, C₂H₆, los productos son 2 CO₂ y 3 H₂O, o sea 2 × 2 + 3 = 7 oxígenos, y 7 ÷ 2 = 3,5. La ecuación con coeficiente fraccionario es correcta:
C₂H₆ + 7/2 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O
Es válida y a veces es la forma preferida, porque deja el hidrocarburo con coeficiente 1. Si se quieren coeficientes enteros, se multiplica toda la ecuación por 2:
2 C₂H₆ + 7 O₂ → 4 CO₂ + 6 H₂O
Multiplicar todo por el mismo número no cambia la proporción, igual que ampliar una receta al doble no cambia el sabor.
COMPLETA LA RESOLUCIÓN. La combustión del butano (C₄H₁₀), el gas de los encendedores, es: C₄H₁₀(g) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(l). Los primeros pasos están hechos; termina tú los últimos dos.
- 1) Carbono: el butano tiene 4 carbonos, así que el coeficiente del CO₂ es 4.
- 2) Hidrógeno: el butano tiene 10 hidrógenos, así que el coeficiente del H₂O es 10 ÷ 2 = 5.
- 3) Oxígeno: cuenta los oxígenos que quedaron a la derecha. Son 4 × 2 = 8 en el CO₂ más 5 × 1 = 5 en el H₂O, es decir, 13 oxígenos en total.
- 4) El O₂ aporta los oxígenos de a dos, así que su coeficiente es 13 ÷ 2 = 6,5. La ecuación queda C₄H₁₀ + 13/2 O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O.
- 5) Para dejar coeficientes enteros, multiplica toda la ecuación por 2: 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O.
- 6) VERIFICACIÓN. Izquierda: 8 C, 20 H, 26 O. Derecha: 8 C, 20 H, 8 × 2 + 10 = 26 O. Cuadra.
Resultado: 2 C₄H₁₀(g) + 13 O₂(g) → 8 CO₂(g) + 10 H₂O(l)
AHORA SOLO. El hierro expuesto al aire se oxida y forma óxido de hierro(III): Fe(s) + O₂(g) → Fe₂O₃(s). Balancéala y verifica contando átomos.
- 1) Inventario inicial. Izquierda: 1 Fe, 2 O. Derecha: 2 Fe, 3 O.
- 2) Metal primero. El hierro está de a 1 a la izquierda y de a 2 a la derecha. Si dejo el Fe₂O₃ con coeficiente 1, necesito 2 Fe a la izquierda. Coeficiente provisorio: 2 Fe.
- 3) Oxígeno. A la derecha hay 3 oxígenos y a la izquierda vienen de a 2. Necesito un múltiplo común de 2 y 3, que es 6.
- 4) Para 6 oxígenos a la derecha, el coeficiente del Fe₂O₃ debe ser 2, porque 2 × 3 = 6. Para 6 oxígenos a la izquierda, el coeficiente del O₂ debe ser 3, porque 3 × 2 = 6.
- 5) Vuelvo al metal, que se descuadró: 2 Fe₂O₃ tienen 4 átomos de Fe, así que el coeficiente del Fe es 4.
- 6) VERIFICACIÓN. Izquierda: 4 Fe, 3 × 2 = 6 O. Derecha: 2 × 2 = 4 Fe, 2 × 3 = 6 O. Cuadra.
Resultado: 4 Fe(s) + 3 O₂(g) → 2 Fe₂O₃(s)
Para qué sirve el balance: la ecuación es una receta
Aquí está la razón de fondo de toda la clase. Una vez balanceada, la ecuación deja de ser una descripción cualitativa y pasa a ser una relación cuantitativa. Los coeficientes son una proporción, y se leen igual que una receta de cocina.
Tomemos la síntesis del amoníaco:
Esa ecuación dice, todo a la vez:
- 1 molécula de N₂ reacciona con 3 moléculas de H₂ y produce 2 moléculas de NH₃.
- 1 mol de N₂ reacciona con 3 mol de H₂ y produce 2 mol de NH₃.
- 10 mol de N₂ reaccionan con 30 mol de H₂ y producen 20 mol de NH₃.
Lo que no dice es que 1 gramo de N₂ reaccione con 3 gramos de H₂. Los coeficientes son proporciones de cantidad de partículas, nunca de masa. Pasar de esa proporción a gramos requiere la masa molar, y ese es exactamente el contenido de las próximas clases.
Si alguien lee “2 H₂ + O₂ → 2 H₂O” como que 2 gramos de hidrógeno reaccionan con 1 gramo de oxígeno, va a obtener resultados absurdos en cualquier problema. Las masas reales son 4 g de H₂ con 32 g de O₂ para dar 36 g de H₂O, y esos números salen de multiplicar cada coeficiente por su masa molar, no de leer el coeficiente directamente.
Regla: los coeficientes cuentan partículas, no gramos.
ÍTEM 1. En la reacción entre moléculas de fósforo (P₄) y moléculas de cloro (Cl₂) para formar como producto moléculas de tricloruro de fósforo (PCl₃), se cumple que
ÍTEM 2. La combustión completa del metano se representa con la ecuación no balanceada CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O. Considerando las masas molares (C = 12, H = 1, O = 16 g/mol), ¿cuál de las siguientes relaciones de masa, en gramos, es correcta para esta combustión?
Completa el razonamiento sobre por qué el método funciona.
Al balancear una ecuación solo está permitido modificar los , porque los definen la identidad de cada sustancia y cambiarlos produciría un compuesto distinto. Lo que debe quedar igual a ambos lados de la flecha es el número de de cada elemento, y no el número de . En el método de tanteo conviene dejar el para el final, porque suele aparecer en más especies que los demás elementos. El último paso, que nunca se omite, es el resultado.
La ecuación C₂H₆ + 7/2 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O está mal resuelta, porque un coeficiente estequiométrico nunca puede ser fraccionario.
Vuelve a las tres afirmaciones del inicio de la clase y corrige las que sean falsas, explicando por qué.
síntesis
Para cerrar
Balancear es el procedimiento que convierte una ecuación de una descripción cualitativa en una relación cuantitativa. Y el método completo cabe en cuatro pasos con un orden fijo, más una verificación que no se omite nunca.
Lo importante es adónde apunta esto. Los coeficientes de una ecuación balanceada son una receta en moles: dicen en qué proporción reaccionan las sustancias. El paso siguiente es el concepto de mol y el número de Avogadro, que es la pieza que falta para pasar de esa proporción de partículas a gramos que se puedan pesar en una balanza. Ahí empieza la estequiometría propiamente tal, y de ahí sale después el reactivo limitante.
Se entrega la guía de práctica para ejercitar el balance.
Piensa sobre tu aprendizaje
- ¿En qué elemento te atascaste más al balancear, y el orden de trabajo te habría evitado ese atasco?
- ¿Verificaste contando átomos, o diste por terminado el ejercicio apenas te pareció que cuadraba?
- Si los coeficientes son una proporción en moles, ¿qué te falta saber para convertirla en gramos?
referencias
Bibliografía
- 01Chang, R. & Goldsby, K. (2017). Química (12ª ed.). McGraw-Hill.
- 02Petrucci, R., Herring, F., Madura, J. & Bissonnette, C. (2017). Química general (11ª ed.). Pearson.
- 03Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. & Murphy, C. (2014). Química, la ciencia central (12ª ed.). Pearson.
- 04DEMRE (2025). Temario de Ciencias, módulo de Química. Universidad de Chile.
- 05American Chemical Society. Sulfuric acid, Molecule of the Week. https://www.acs.org/molecule-of-the-week/archive/s/sulfuric-acid.html