Este documento describe diferentes métodos para balancear ecuaciones químicas, incluyendo: 1) Balanceo por simple inspección, 2) Balanceo por el método redox, y 3) Balanceo por el método del ion-electrón. Se proporcionan ejemplos detallados de cómo aplicar cada método.

1. Balanceo de ecuaciones químicas
Rubén Darío Osorio Giraldo
Facultad de Ciencias Exactas y Naturales
Universidad de Antioquia
El punto de partida para realizar los cálculos estequiométricos es la ecuación química
balanceada, la cual nos indica directamente en qué proporción se combinan los reactivos y se
forman los productos.
Ejemplo 4.2.
Reacción de descomposición del clorato de potasio
2 KClO3 (s) → 2 KCl(s) + 3 O2 (g)
suponiendo que reaccionan 2 mol de KClO3, se producen 2 mol de KCl y 3 mol de O2. Si se
hace un balance elemento a elemento, se observa que:
2 mol de K en los reactivos ≡ 2 mol de K en los productos
2 mol de Cl en los reactivos ≡ 2 mol de Cl en los productos
6 mol de O en los reactivos ≡ 6 mol de O en los productos
Ejemplo 4.3.
Imagen 4.5. Reacción del metano con el oxígeno
Como lo indica la figura, por 1 mol de CH4 (g) que reacciona, se requieren 2 mol de O 2 (g) para
formar 1 mol de CO2 (g) y 2 mol de H2O (g).
Balanceo de ecuaciones químicas por simple
inspección
Ejemplo 4.4.
Balancear la siguiente ecuación:
H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O
Balanceo de metales (Al)
H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O
Balanceo de no metales (S)

2. 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O
Balanceo de H y de O
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6 H2O
Balanceo de ecuaciones químicas por el método
redox
Primero se balanceará una ecuación química molecular (no participan especies iónicas).
Ejemplo 4.5.
Balancear por el método redox:
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + CrSO4 + K2SO4
Determinar los números de oxidación de los elementos involucrados en la reacción y tener en
cuenta sólo aquellos cuyo número de oxidación cambia.
Determinar qué elemento se oxida y cuál se reduce y cuántos electrones se cedieron y ganaron
por molécula del compuesto.
El Cr se reduce porque su número de oxidación disminuye de +6 a +2.
- -
Gana 4 e / átomo, es decir 8 e /molécula (nótese el subíndice 2)
El Fe se oxida porque su número de oxidación aumenta de +2 a +3.
- -
Pierde 1 e / átomo, es decir 1 e /molécula
Igualar el número de electrones ganados y perdidos. Los electrones por molécula del agente
oxidante se colocan como coeficiente del agente reductor y viceversa.
Cuando el coeficiente es 1 no se coloca en la ecuación.
Continuar el balance por tanteo. Tener en cuenta el siguiente orden: (1) Elementos que varían
su estado de oxidación, (2) Metales, (3) No metales, (4) Hidrógeno y oxígeno.
(1) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + H2SO4 → 4 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4

3. (2) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + H2SO4 → 4 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4
(3) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + H2SO4 → 4 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4
(4) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + 7 H2SO4 → 4 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + 7 K2SO4
Ahora se balancerá una reacción química iónica (en ella participan especies iónicas)
Ejemplo 4.6.
Balancear por el método redox, en medio ácido:
HPO32- + BrO3- → BrO3- + H2PO4-
Se sigue el mismo procedimiento anterior excepto cuando se balancea el hidrógeno y el
oxígeno
+
Si la reacción ocurre en medio ácido, las cargas se balancean agregando iones H y si ocurre
-
en medio básico se agregan iones OH . Finalmente se agrega agua para balancear los
hidrógenos, si es necesario. Balancear las cargas significa que la carga total en los reactivos
debe ser exactamente igual a la carga total en los productos.
Nótese que no fue necesario añadir H2O.
Ejemplo 4.7.

4. Balancear por el método redox, en medio básico:
P4 + ClO- → H2PO4- + Cl-
Se sigue el mismo procedimiento del ejemplo 4.5. excepto cuando se balancea el hidrógeno y
el oxígeno
+
Si la reacción ocurre en medio ácido, las cargas se balancean agregando iones H y si ocurre
-
en medio básico se agregan iones OH . Finalmente se agrega agua para balancear los
hidrógenos, si es necesario.
Ejemplo 4.8. Balancear por el método redox, en medio ácido:
I2 + KNO3 → I- + KIO3 + NO3-
Se sigue el mismo procedimiento del ejemplo 4.5. excepto cuando se balancea el hidrógeno y
el oxígeno. Cuando hay auto óxido-reducción (una misma sustancia se oxida y se reduce) se
emplea el truco de escribirla dos veces.

5. Balanceo de ecuaciones químicas por el método del
ion-electrón
Se emplea en reacciones iónicas redox y también se denomina método de reacciones medias
o semireacciones.
Ejemplo 4.9. Balancear por el método redox, en medio ácido:
P4 + ClO- → PO43- + Cl-
La reacción total se separa en dos semireacciones y no es necesario determinar los estados de
oxidación de los elementos.
Semireacciones:
P4 → PO43-
ClO- → Cl-
+
Se balancean metales y no metales, oxígenos con agua e hidrógenos con H (cuando se trata
de medio ácido)
P4 + 16 H2O → 4 PO43- + 32 H+
ClO- + 2 H+ → Cl- + H2O
-
Se balancean cargas con electrones (e )