Este documento describe ecuaciones y reacciones químicas. Explica que las ecuaciones químicas representan reacciones químicas mediante símbolos de elementos y fórmulas de compuestos. También describe diferentes tipos de reacciones químicas como reacciones de descomposición, sustitución y combustión. Además, explica cómo balancear ecuaciones químicas colocando coeficientes para igualar los átomos en ambos lados de la ecuación.

1. www.monografias.com
Ecuaciones y reacciones químicas
Por: José del C. Mondragón Córdova. ciencias_naturales_sullana@hotmail.com
1. Ecuaciones Químicas
2. Reacciones Químicas
3. Balanceo de Ecuaciones Químicas
4. Bibliografía
I.- Ecuaciones Químicas:
Definición: Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede
en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los
símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o
fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se
dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción:
A + BC → AB + C
Ej. : La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es:
2 Mg + O2 → 2 MgO
Reactantes Producto
Significado de las ecuaciones químicas:
a) Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la
ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio
b) Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los
reactivos y de los productos.
En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio,
reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido
de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como base los
pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) .
Características de las Ecuaciones Químicas:
• Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y
fórmulas para los compuestos.
• Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s);
(ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa
respectivamente.
• El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio
de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.
II.- Reacciones Químicas:
Definición: Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su
estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas o
gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo
entre los cuerpos reaccionantes.
También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas
a las que les dan origen.
Características o Evidencias de una Reacción Química:
• Formación de precipitados.
• Formación de gases acompañados de cambios de temperatura.
• Desprendimiento de luz y de energía.
Reglas:
• En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)

2. • No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren
simultáneamente.
• No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los
productos obtenidos.
Ej. :
Na3N + 3H2O → 3 NaOH + NH3
Tipos de Reacciones Químicas:
A) De acuerdo a las sustancias reaccionantes:
• Reacciones de composición, adición o síntesis:
Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor
masa molecular:
Ej. :
•Reacciones de descomposición:
Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en
otras más sencillas:
Ej. :
• Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.
• Reacciones de simple sustitución:
Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple
reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.
Ej. :

3. .
•
Reacciones de doble sustitución:
También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hay
intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas
sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes están en estado iónico por
encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias
que permanecen estables en el medio reaccionante:
Ej. :
•Reacciones Reversibles:
Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para
generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.
Ej. :
• Reacciones Irreversibles:
Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los
reactivos iniciales.
Ej. :
Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos
esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar
prácticamente irreversible.

4. B) De acuerdo a su energía:
En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta
como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se
libera o absorbe.
• Reacciones Exotérmicas:
Cuando al producirse, hay desprendimiento o se liberade calor.
Ej. :
• Reacciones Endotérmicas:
Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.
Ej. :
La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o
entalpía (H) por consiguiente:
• En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.
• En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.
La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o
entalpía (H) por consiguiente:
• En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.
• En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.
A) Reacciones Especiales:
• Reacción de Haber:
Permite obtener el amoniaco partiendo del hidrógeno y nitrógeno¨
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
• Reacción Termoquímica:
En estas reacciones se indica la presión, temperatura y estado físico de las
sustancias:

5. • Reacción de Combustión:
En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y como
consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas puede presentar reacciones de
combustión completas o incompletas:
• R. Completa: Cuando se forma como producto final CO2 y H2O (en caso de
sustancias orgánicas)
Ej. :
• R. Incompleta: Cuando el oxígeno no es suficiente, se produce CO y H2O, aunque
muchas veces se produce carbón.
• Reacción Catalítica:
Se acelera por la intervención de sustancias llamadas catalizadores que permanecen
inalterables al final de la reacción.
Catalizador: Sustancia que acelera la reacción. No reacciona. Se recupera todo
Ej. :
• Reacción REDOX:
Reacciones en donde hay variación de los estados de oxidación de las sustancias por
transferencia de electrones.
• Reacción de Neutralización:
Consiste en la reacción de un ácido con una base.

6. III.- Balanceo de Ecuaciones Químicas:
Definición: Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o
moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de conservación de la masa.
Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números
grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de elementos o
compuestos que intervienen en la reacción química. No deben confundirse con los subíndices que se
colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el número de átomos que
conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero
si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.
Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:
 Conocer las sustancias reaccionantes y productos.
 Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.
 Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.
 El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente forman agua (sustancia
de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en solución acuosa o
produce sustancias que contienen agua de cristalización.
Ej. :
2 H2SO4
Significa:
• Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)
• En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos
de oxígeno.
Métodos para Balancear Ecuaciones:
Tenemos diferentes métodos que se utilizan según convengan, de acuerdo al tipo de reacción, las
cuales pueden ocurrir:
 Sin cambio de estados de oxidación en ningún elemento reaccionante:
1) Ensayo y Error o Tanteo.
2) Mínimo Común Múltiplo.
3) Coeficientes Indeterminados o Algebraico.
 Algunos elementos cambian su valencia:
4) REDOX
5) Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.
1. - Balance por Tanteo:
Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al “cálculo” tratando de igualar
ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo:
Balancear:
N2 + H2 → NH3
• Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y el
hidrógeno para obtener amoniaco.
• Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos miembros
no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada.
• Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que los
necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente en
menos sustancias:
Primero balanceamos el nitrógeno:
N2 + H2 → 2 NH3
• El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno:
N2 + 3 H2 → 2 NH3.

7. • Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los
denominadores. En este caso no ocurre.
Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así,
para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que el
número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros.
Balancear:
Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
• Primero balanceamos el metal aluminio:
2 Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
• Luego seguimos con el azufre:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
• Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado
automáticamente:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O
EJERCICIOS
Balancear por Tanteo:
1. Fe + HCl → FeCl3 + H2
2. H2SO4 + Ca3 (PO4 )2 → CaSO4 + H3PO4
3. CO2 + H2O → C6H12O6 + O6
4. C3H8 + O2 → CO2 + H2O
5. CaCO3 → CaO + CO2
2- Balance por el Mínimo Común Múltiplo:
Veamos el siguiente ejemplo:
Balancear:
H2SO4 + Ca3(PO4 )2 → CaSO4 + H3PO4
• Se obtiene el número total de oxidación de los radicales halogénicos:
(SO4)2- = 2 ; (PO4)23- = 6 ; (PO4)3- = 3
• Se escriben los números de oxidación totales de los radicales, debajo de cada compuesto que
los contiene:
H2SO4 + Ca3(PO4 )2 → CaSO4 + H3PO4
↓ ↓ ↓ ↓
2 6 2 3
• Se halla el MCM de los números que indican los estados de oxidación, en este caso el MCM
es 6; luego se divide entre cada uno de ellos:
6/2 = 3 ; 6/6 = 1 ; 6/2 = 3 ; 6/3 = 2
• Estos cocientes son los correspondientes coeficientes de los compuestos de la ecuación, así :

8. 3 H2SO4 + Ca3(PO4 )2 → 3 CaSO4 + 2 H3PO4
Balancear:
AlCl3 + KOH → Al(OH)3 + KCl
• Escribimos los números de oxidación de los radicales halogénicos y básicos:
Cl31- = 3 ; (OH)1- ; (OH)3- = 3 ; Cl1- = 1
Entonces: AlCl3 + KOH → Al(OH)3 + KCl
↓ ↓ ↓ ↓
3 1 3 1
• Como el MCM es 3, dividiendo obtenemos: 1 ; 3 ; 1 ; 3. Luego la ecuación balanceada será:
AlCl3 + 3 KOH → Al(OH)3 + 3 KCl
EJERCICIOS
Balancear por el Mínimo Común Múltiplo:
1. FeCl3 + K4 [ Fe(CN)6 ] → Fe4[ Fe(CN)6]3 + HCl
2. H2SO4 + AlCl3 → Al2(SO4)3 + HCl
3. CuCl2 + H2S → CuS + HCl
4. Cu(NO3)2 + H2SO4 → HNO3 + CuSO4
5. KClO3 → KCl + O2
3. - Balance por Coeficiente Indeterminados.
Denominado también método algebraico. Se trata de un método verdaderamente
algebraico que se utiliza para balancear cualquier ecuación química. Las reglas para su aplicación las
veremos con el siguiente ejemplo:
Balancear:
KOH + Cl2 → ClK + KClO3 + H2O
• Se asignan coeficientes literales a cada uno de los elementos o compuestos presentes, así:
a KOH + b Cl2 → c ClK + d KClO3 + e H2O
• Se igualan las cantidades de las sustancias reactantes con las sustancias del producto,
mediante sus coeficientes, resultando una cantidad de ecuaciones equivalente a la cantidad
de variables literales; así:
K → a = c+d (1)
H → a = 2e (3)
O → a = 3d + e (2)
Cl → 2b = c + d (4)
• Si faltara una ecuación, se da un valor numérico a una sola de las variables; si faltaran dos
variables, se asignarían dos valores para dos variables. En este caso, se escoge la ecuación
más simple y se le asigna un valor numérico a una incógnita; es aconsejable darle el valor 1,
así:
En (3) → e =1 ; luego a = 2e → a = 2

9. Substituyendo valores en (2)
2 = 3d + 1 → 2 – 1 = 3d → 1 = 3d → d = 1/3
Substituyendo valores e (1)
2 = C + 1/3 → C = 5/3C
Substituyendo valores en (4)
2b = 5/3 +1/3 → 2b = 6/3 → b = 2/2 → b = 1
• Cuando hay valores fraccionarios se prefiere eliminar los denominadores, multiplicando por el
denominador apropiado ( en este caso por 3) :
e = 1*3 =3
a = 2 * 3 = 6
d = 1/3 * 3 = 1
c = 5/3 * 3 = 5
b = 1 * 3 = 3
• La ecuación balanceada será :
6 KOH + 3 Cl2 → 5 ClK + KClO3 + 3 H2O
Balancear:
K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
• Escribimos los coeficientes incógnita:
a K2Cr2O7 + b HCl → c KCl + d CrCl3 + e Cl2 + f H2O
• Igualamos las cantidades de las sustancias en ambos miembros:
K→ 2a = c (1)
Cr → 2a = d (2)
O → 7a = f (3)
Cl → b = c + 3d + 2 e (4)
H→ b = 2f (5)
• Reemplazando valores se tiene:
Si a = 1 → c = 2 (en 1),
d = 2 (en 2) ;
f = 7 ( en 3);
b = 14 ( en 5);

10. e = 3 ( en 4)
• Escribimos los coeficientes encontrados:
2. - Ca3(PO4)2 + H2SO4 + H2O → Ca(H2PO4)2 + CaSO4. 2H2O
K2Cr2O7 + 14 HCl → 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O
EJERCICIOS
Balancear por Coeficientes Indeterminados:
1. H2SO4 + HBr → SO2 + H2O + Br2
3. H2 SO4 + NaCl + MnO2 → H2O + NaHSO4 + MnSO4 + Cl2
4. HgS + HCl +HNO3 → H2HgCl4 + NO + S + H2O
5. I2 + HNO3 → HIO3 + NO + S + H2O
4. - Balance REDOX.
Recordemos:
Oxidación: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos pierde electrones. En una
ecuación química se nota por el aumento algebraico en su estado de oxidación. Ej. :
Al0 → Al 3+
Reducción: Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana electrones. En una
ecuación química se distingue por la disminución en su estado de oxidación. Ej. :
Fe2+ → Fe0
* Cada salto equivale a un electrón.
Ej. : Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido tres electrones.
En cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos electrones.
En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El
número de electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o grupo de
átomos. En estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia.
Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman reductores.
Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan oxidantes.
El número de oxidación, representa el estado de oxidación de un átomo. Permite determinar la
cantidad de electrones ganados o perdidos en un cambio químico por un átomo, una molécula o un
ión. Se determina de la siguiente manera:
• Los iones simples como Na+ , Ca2+ , S2-, etc. , tienen un número de oxidación idéntico a su
carga ( 1+, 2+, 2-), respectivamente.
• Los átomos o moléculas de los elementos libres Fe, Cu, O, P4, Cl2, etc. , tienen número de
oxidación 0 (cero), pues no han perdido ni ganado electrones.

11. • En diferentes compuestos el H y el O tienen número de oxidación 1+ y 2- respectivamente,
excepto en los casos en que el hidrógeno forma parte de los hidruros (NaH, LiH...) y el
oxígeno forma peróxidos (H2O2...) en ambos casos exhiben número de oxidación 1-; o cuando
reacciona con el fluor.
• El número de oxidación de otros átomos en moléculas o iones complejos, se establece así:
• El número de oxidación de los elementos conocidos como el hidrógeno y oxígeno, se escriben
en la parte superior en los lugares respectivos. Se multiplica luego por el número de átomos
(2*4, 1*2) y los productos se escriben en la parte inferior. La suma total de los números de
oxidación de los iones complejos es igual a la carga del ion. En una molécula neutra la suma
total es cero; por lo tanto, el número de oxidación del átomo problema se calcula así:
1+(2) + X + 2-(4) = 0
2 + X + 8- = 0
X =8–2
X =6
El número encontrado se divide entre el número de átomos problema ( 6/1) y el resultado es el
número de oxidación buscado( en este caso del azufre):
Para saber si un átomo gana o pierde electrones de manera directa se puede tomar como
referencia los signos (+) ganancia y (-) pérdida de electrones, para luego plantear la siguiente
operación:
Entonces:
Ej. :
Pierde seis electrones, entonces hay una oxidación.
Luego:

12. Estos cálculos que parecen engorrosos y una pérdida de tiempo se pueden realizar
mentalmente, facilitando todo el trabajo. Ej. :
Balancear:
Al2 O3 + C + Cl2 → CO + AlCl3
• Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:
Al23+ O32- + C0 + Cl20 → C2+O2- + Al3+Cl31-
• Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del
número de oxidación:
• Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:
• Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes adecuados para
que el total de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados:
• Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores
que se utilizaron para que el número de electrones sea igual:
Al2 O3 + 3 C + 3 Cl2 → 3 CO + 2 AlCl3
• Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó
balanceada, no es necesario este proceso.
(Nota: Hay modificaciones según los diversos autores)
Balancear:
CrI3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + Na I O4 + NaCl + H2O
(Podemos obviar varios pasos):

13. En este caso especial tres átomos cambian su valencia:
Sumamos las ecuaciones (1 ) y (3 ) para hacer una sola ecuación de oxidación:
Igualamos la cantidad de electrones multiplicando por los factores respectivos:
(Por 2 la ec. 4 y por 27 la ec. 5)
Se puede establecer una ecuación básica sumando:
2 CrI3 + 27 Cl2 + ¿ NaOH → Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + ¿ H2O
Completando:
2 CrI3 + 27 Cl2 + 64NaOH → 2Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + 32H2O
(Verificar)
El proceso de oxidación-reducción NO ocurre en las ecuaciones de
metátesis. Ej:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
EJERCICIOS
Balancear por REDOX:
1. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
2. NaClO3 + K2SnO2 → NaCl + K2SnO3
3. FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2

14. 4. Zn + NaNO3 + NaOH → Na2ZnO2 + NH3 + H2O
5. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → MnSO4 + O2 + K2SO4
5.- Balance por Ión Electrón.
Normas Generales:
En este método, cada proceso se plantea por una reacción parcial o semirreacción formada
por las sustancias que se oxidan o se reducen. Cada una de ellas se balancea de dos maneras:
Balance de masa (nº de átomos) y balance de carga (nº de electrones) utilizándose para ello,
coeficientes. La suma algebraica del número de electrones en las semirreacciones es cero y la suma
de las masas equivale ala ecuación total.
Se suman algebraicamente las dos semirreacciones, eliminándose por cancelación, los
términos que representan electrones y en algunos casos molécula o iones.
Se introducen los coeficientes en la ecuación balanceada y luego se ajustan por tanteo los
coeficientes de las especies que no han variado su estado de oxidación.
Se considera que no se ionizan: Los elementos en estado libre (átomos o moléculas) y los
óxidos y sustancias covalentes.
Se presentan dos casos de balanceo por el método del ion electrón: En medio ácido y en
medio básico:
a. En Medio Ácido:
Se debe tener en cuenta además de las normas generales, las siguientes:
• El balance de masa en las semirreacciones se ejecuta así: Añadiendo, donde hay
defecto de oxígeno, el mismo número de moléculas de agua; y, en el otro miembro de la
ecuación se colocan iones H+ o protones en un número igual al de átomos de hidrógeno
existentes en las moles de agua añadidas.
Cuando el H2O2 actúa como oxidante forma agua:
H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O
Cuando el H2O2 actúa como reductor libera oxígeno:
H2O2 + 2(OH)- → 2H2O + O2 + 2e
Balancear:
Zn + HNO3 → NO + Zn(NO3)2 + H2O
• Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios:
• Planteamos las semirreacciones:
Zn0 → Zn2+
-
(NO3) → NO0
• Realizamos el balance de masa:
Zn0 → Zn2
(NO3) + 4H+ →
-
NO0 + 2H2O
• Ahora balanceamos la carga:

15. Zn0 → Zn2+ + 2e-
(NO3)- + 4H+ + 3e- → NO0 + 2H2O
• Igualamos el número de electrones:
• Sumamos algebraicamente:
• Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos:
• Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario):
3 Zn + 8 HNO3 → 3 Zn(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
(Verificar)
El zinc se ha oxidado y es el reductor.
El ácido nítrico se ha reducido y es el oxidante.
Balancear: MnO2 + HCl → Cl2 + MnCl2 + H2O
• Escribimos los números de oxidación y elaboramos las semirreacciones:
(Verificar)
El HCl se ha oxidado y es el reductor.
El MnO2 se ha reducido y es el oxidante.
Balancear:

16. *Notamos que el nitrógeno no está balanceado ni el hidrógeno, debido a ello lo hacemos
por tanteo:
2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2 H2O
Otra forma de plantear una ecuación es en forma iónica:
(MnO)1- + S2- + H+ → MnO2 + S0 +H2O
EJERCICIOS
Balancear por Ion Electrón : Medio Ácido:
1. KMnO4 + H2S + HCl → MnCl2 + S + KCl + H2O
2. Br2 + SO2 + H2O → HBr + H2SO4
3. HNO3 + H2S → NO + S + H2O
4. Ca(ClO)2 + KI + HCl → I + CaCl2 + H2O + KCl
5. KCl + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2
b. Medio Básico:
También se debe tener en cuenta las orientaciones generales, además de las
siguientes:
• Para igualar la masa: Donde hay mayor número de oxígeno se añade igual número de
agua (moles); en el otro miembro se coloca el doble de la cantidad de iones (OH) 1- en
relación con el número de moles de agua. Ej. :
Balancear:
Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O
• Escribimos sus estados de oxidación e identificamos los cambios sufridos:

17. • Planteamos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las
cargas:
• Igualamos y luego sumamos:
• Introducimos coeficientes:
Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH → 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O
• En este caso no es necesario complementar con balance por tanteo.
Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH → 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O
El Bi2O3 se ha oxidado y es el reductor.
El NaClO se ha reducido y es el oxidante.
Balancear:
NH3 + Na2Cr O4 + H2O + NaCl → NaNO3 + CrCl3 + NaOH
• Escribimos los estados de oxidación e identificamos los cambios:
• Escribimos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las
cargas:
N3+H3 + 6(OH) → (NO3)1- + 3 H2O + 8e- (exceso de H)!
(CrO4)2- + 4H2O + 3e- → Cr3+ + 8(OH)1-
Si después de haber ajustado el número de oxígenos resulta un exceso de hidrógeno, se
aumentará un número equivalente de grupos (OH) al exceso y en el otro miembro se escribirán
igual número de moles de agua. Este exceso puede existir en el mismo miembro de los (OH) y
se sumará; pero si está presente en el otro miembro se restará. Si existiese un exceso de H y O
en el mismo miembro, puede escribir un (OH) en el otro miembro, por cada pareja de H y O en
exceso, así:

18. • Igualamos y luego sumamos:
• Finalmente colocamos los coeficientes respectivos en la ecuación y notamos que el NaCl
no tiene coeficiente conocido:
3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + X NaCl → 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH
• Balanceamos por tanteo (consideramos el número de Cl = 24):
3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + 24 NaCl → 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH
EJERCICIOS
Balancear por Ion Electrón: Medio Básico:
1. Zn + NaNO3 + NaOH → Na2(ZnO2) + NH3 + H2O
2. KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
3. Fe(OH)2 + O2 + H2O→ Fe(OH)3
4. Ag2SO3 + AgBr + H2O
IV.-BIBLIOGRAFÍA
DEAN, J.A Lange manual de química-McGraw Hill-México.
1990
DIAZ ALFARO, Blanca Química en educación secundaria.
1993 PRONAMEC.MED-Lima.
GOÑI GALARZA, J. Química general. Curso práctico de teoría y
problemas. IngenieríaE.I.R.L-Lima.
MASTERTON- SLOWINSKI-STANITSKI Química general superior. McGraw Hill-México
1989
MASTERTON, William L. Química General Superior. Impresos Roef. S.A.
1998 México
LAFITTE, Marc Curso de Química Inorgánica
1997 Edit. Alambra Barcelona – España
SEVERIANO HERRERA, V. y Otros Química. Tomo I y II. Edic. Norma S.A.
1984 Bogotá.
Por:
José del C. Mondragón Córdova.
ciencias_naturales_sullana@hotmail.com