I. Este documento presenta una lista de cationes y aniones comunes, incluyendo su nombre común, fórmula química y nombre tradicional. Incluye cationes simples como sodio, calcio y hierro, así como cationes poliatómicos como amonio. También enumera aniones simples como cloruro, sulfuro y óxido, así como oxoaniones como sulfato, nitrato y fosfato.

1. Cationes Frecuentes
Nombre
Común
Fórmula
Nombre
Tradicional
Cationes Simples
Aluminio Al3+
Aluminio
Bario Ba2+
Bario
Berilio Be2+
Berilio
Cesio Cs+
Cesio
Calcio Ca2+
Calcio
Cromo (II) Cr2+
Cromoso
Cromo
(III)
Cr3+
Crómico
Cromo
(VI)
Cr6+
Cromato
Cobalto
(II)
Co2+
Cobaltoso
Cobalto
(III)
Co3+
Cobáltico
Cobre (I) Cu+
Cuproso
Cobre (II) Cu2+
Cúprico
Galio Ga3+
Galio
Helio He2+
(partícula α)
Hidrógeno H+
(Protón)
Hierro (II) Fe2+
Ferroso
Hierro (III) Fe3+
Férrico
Plomo (II) Pb2+
Plumboso
Plomo (IV) Pb4+
Plúmbico
Litio Li+
Litio
Magnesio Mg2+
Magnesio
Manganeso
(II)
Mn2+
Hipomanganoso
Manganeso
(III)
Mn3+
Manganoso
Manganeso
(IV)
Mn4+
Mangánico
Manganeso
(VII)
Mn7+
Permangánico
Mercurio
(II)
Hg2+
Mercúrico
Niquel (II) Ni2+
Niqueloso
Niquel
(III)
Ni3+
Niquélico
Potasio K+
Potasio
Aniones Frecuentes
Nombre FormalFórmula
Nombre
Alternativo
Aniones simples
Arseniuro As3-
Azida N3
-
Bromuro Br-
Cloruro Cl-
Fluoruro F-
Hidruro H-
Yoduro I-
Nitruro N3-
Óxido O2-
Fosfuro P3-
Sulfuro S2-
Peróxido O2
2-
Oxoaniones
Arseniato AsO4
3-
Arsenito AsO3
3-
Borato BO3
3-
Bromato BrO3
-
Hipobromito BrO-
Carbonato CO3
2-
Hidrógeno
Carbonato
HCO3
-
Bicarbonato
Clorato ClO3
-
Perclorato ClO4
-
Clorito ClO2
-
Hipoclorito ClO-
Cromato CrO4
2-
Dicromato Cr2O7
2-
Yodato IO3
-
Nitrato NO3
-
Nitrito NO2
-
Fosfato PO4
3-
Hidrógeno
Fosfato
HPO4
2-
Dihidrógeno
Fosfato
H2PO4
-
Permanganato MnO4
-
Fosfito PO3
3-
Sulfato SO4
2-

2. Plata Ag+
Plata
Sodio Na+
Sodio
Estroncio Sr2+
Estroncio
Estaño (II) Sn2+
Estannoso
Estaño
(IV)
Sn4+
Estánico
Zinc Zn2+
Zinc
Cationes Poliatómicos
Amonio NH4
+
Hidronio H3O+
Nitronio NO2
+
Mercurio
(I)
Hg2
2+
Mercurioso
Tiosulfato S2O3
2-
Hidrógeno
Sulfato
HSO4
-
Bisulfato
Sulfito SO3
2-
Hidrógeno
Sulfito
HSO3
-
Bisulfito
Aniones de Ácidos Orgánicos
Acetato C2H3O2
-
Formiato HCO2
-
Oxalato C2O4
2-
Hidrógeno
Oxalato
HC2O4
-
Bioxalato
Otros Aniones
Hidrógeno
Sulfuro
HS-
Bisulfuro
Teleruro Te2-
Amiduro NH2
-
Cianato OCN-
Tiocianato SCN-
Cianuro CN-
Hidróxido OH-
BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS POR EL METODO DE TANTEO
Para el balanceo de ecuaciones por el método de tanteo es importante conocer la Ley de la
En una reacción química, la suma de las masa de las sustancias reaccionantes es igual a la
suma de las masas de los productos de la reacción.
Para igualar ecuaciones por este método han de compararse uno a uno los distintos
elementos que figuran en la reacción. Si un elemento cualquiera, X, figura, por ejemplo, en
el primer miembro con el subíndice 2 y en el segundo con 1, entonces, en principio, se ha
de colocar el coeficiente 2 a la izquierda de la formula de segundo miembro que contiene el
elemento X. Tal proceder se sigue sistemáticamente con los restantes elementos lo que
obliga a veces a modificar alguno de los coeficientes ya escritos.
Igualase, por ejemplo, la reacción:
H2 + O2  H2O
El hidrogeno ya esta igualado, para ajustar el oxigeno es necesario colocar el coeficiente 2 a
la molécula de H2O.

3. H2 + O2 2H2O
El balance, puesto que el coeficiente 2 afecta tanto al H como al O del agua, se deberá
añadir el coeficiente 2 al H2 del primer miembro.
2H2 + O2 2H2O
Al establecer la misma cantidad de masa de los reactivos como en los productos se dice que
la ecuación esta balanceada.
ANEXO
BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS POR EL METODO DE OXIDO-
REDUCCION
La oxidación se refiere a:
 La ganancia de oxígeno por parte de una molécula
 La pérdida de hidrógeno en una molécula
 La pérdida de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos
 Aumentando en consecuencia su número de oxidación
La reducción se refiere a:
 La pérdida de oxígeno por parte de una molécula
 La ganancia de hidrógeno en una molécula
 La ganancia de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos
 Disminución o reducción en su número de oxidación
Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de manera
aislada, por lo que se denominan reacciones redox.
Para balancear este tipo de reacciones estudiaremos dos métodos:
 Método redox o cambio del número de oxidación.

4.  Método de ion electrón.
En el método REDOX se realizan los siguientes pasos:
Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la
reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.
Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.
 Por ejemplo: Cu0 + H1+N5+ O3
2- → Cu2+(N5+O3
2- )2 + H2
1+ O2-
+ N2+O2-
Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones
de intercambio.
Cu0 → Cu2+ + 2e- semirreacción de oxidación
N5+ + 3e- → N2+ semirreacción de reducción
Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones.
En este caso están balanceados:
Cu0 → Cu2+ + 2e-
N5+ + 3e- → N2+
Paso 4. Igualar el número de electrones ganados y cedidos:
3[Cu0 → Cu2+ + 2e-]

5. 2[N5+ + 3e- → N2+]
3Cu0 → 3Cu2+ + 6e-]
2N5+ + 6e- → 2N2+
Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.
Paso 4. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se
verificó el cambio del número de oxidación:
Cu0 + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + H2O + 2NO
Paso 5. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de
la reacción:
3Cu0 + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
Balancear por el método redox las siguientes reacciones:
a) Fe2O3 + CO → CO2 + Fe
b) HNO3 + Sn0 → SnO2 + NO + H2O

6. c) Na2S2O3 + H2O2 → Na2SO4 + H2SO4 + H2O
d) FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2
e) NH3 + Cu0 → N2 + Cu + H2O
Respuesta:
a) Fe2O3 + 3CO → 3CO2 + 2Fe
b) 2HNO3 + 3SnO → 3SnO2 + 2NO + H2O
c) Na2S2O3 + 4 H2O2 → Na2SO4 + H2SO4 + 3H2O
d) 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
e) 2NH3 + 3Cu0 → N2 + 3Cu + 3H2O

7. I. Reacciones que ocurren en medio ácido.
Balancear la reacción química siguiente:
CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes,
señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los
compuestos covalentes no se separan en iones.
Ca2+ + (C204)2- + K1+ + (MnO)1- + H+ + (SO4)2- → Ca2+ + (SO4)2- + Mn2+ +
(SO4)2- +K1+ + (SO4)2- + CO2 + H2O
Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas
especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.
Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman
parte en el proceso redox. El resultado de este proceso recibe el nombre de
reacción iónica. En ésta, puede advertirse que aparece el ion H1+, lo que indica
que el proceso redox ocurre en medio ácido.
(C204)2- + (MnO4)1- + H1+ → Mn2+ + (SO4)2- + CO2 + H2O

8. Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier
orden:
(C204)2- → CO2 semirreacción de oxidación
(MnO4)1- → Mn2+ semirreacción de reducción
Paso 4. Balance de masa:
a. Primero se balancean todos los átomos de los elementos, que no sean
oxígeno e hidrógeno.
Hay dos átomos de carbono en el primer miembro de la primera semirreacción y sólo uno
en el segundo miembro. Esto se ajusta mediante el coeficiente adecuado.
(C204)2+ → 2CO2
La segunda semirreacción queda igual. Sólo hay un átomo de manganeso en ambos
miembros.
(MnO4)1- → Mn2+
b. Ahora se balancea el oxígeno. En medio ácido, el exceso de oxígeno se
balancea con agua en el miembro contrario de la semirreacción.
En la primera semirreacción el oxígeno está balanceado, no así en la segunda. En
ésta hay 4 átomos de oxígeno en el ion (MnO4)1- y por tanto, se balancea con agua como
se indicó:
(MnO4)1- → Mn2+ + 4H2O
Por último se balancea el hidrógeno con iones H+ en el lado contrario:

9. 8H++ (MnO4)1- → Mn2+ + 4H2O
Con esto concluye el proceso de balance de masa. El resultado es:
(C204)2+ → 2CO2
8H++ (MnO4)1- → Mn2+ + 4H2O
Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance
de masa. Nunca antes.

10. Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. El número de
electrones perdidos y ganados debe ser el mismo en todo proceso redox. Esto se
logra multiplicando por el factor adecuado las semirreacciones redox balanceadas
en masa y carga:

11. Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la
reacción general, pero sólo quedarán balanceadas las especies que intervinieron
en el proceso redox:
Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el
proceso redox:
II. Reacciones que ocurren en medio básico.
Balancear la reacción química siguiente:

12. Zn + NaNO3 + NaOH → Na2ZnO2 + NH3 + H2O
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes,
señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los
compuestos covalentes no se separan en iones. Los elementos libres tienen
carga cero.
Zn0 + Na1+ + (NO3)1- + Na1+ + (OH)1- → Na1+ + (ZnO2)2- + NH3 + H2O
Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas
especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.
Zn0 + Na1+ + (NO3)1- + Na1+ + (OH)1- → Na1+ + (ZnO2)2- + NH3 + H2O
Las especies que permanecen son las que toman parte en el proceso redox. El
resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede
advertirse que aparece el ion (OH)1-, lo que indica que el proceso ocurre en
medio básico.
Zn0 + (NO3)1- + (OH)1- → (ZnO2)2- + NH3 + H2O
Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier
orden:
Zn0 → (ZnO2)2-
(NO3)1- → [NH3]0
Paso 4. Balance de masa:

13. Balancear átomos diferentes de oxígeno e hidrógeno. En ambas semirreacciones están
balanceados.
Balancear los átomos de oxígeno con moléculas de agua. Se cuentan los átomos de
oxígeno y se agregan, en igual número, moléculas de agua del otro lado de la reacción o
reacciones:
2H2O + Zn0 → (ZnO2)2-
(NO3)1- → [NH3]0 + 3H2O
Los átomos de hidrógeno por facilidad, se ajustan con iones H+ como si fuera una reacción
que se verifica en medio ácido:
2H2O + Zn0 → (ZnO2)2- + 4H+
9H+ + (NO3)1- → [NH3]0 + 3H2O
Para compensar los iones H+, se adicionan igual número de iones (OH)- en ambos lados de
las semirreacciones y formar moléculas de agua, los iones (OH)- sobrantes, corresponden al
medio básico de la reacción:

14. Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de
masa. Nunca antes.
Se agregan electrones (e-) para igualar las cargas iónicas:
Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. De nuevo, el número de
electrones perdios y ganados en el proceso redox debe ser el mismo.Por tanto, las
semirreacciones se multiplican por el factor adecuado para lograr este propósito.
Al sumar y simplificar las semirreacciones:

15. Ecuación iónica completa:
Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la
reacción general, pero sólo quedarán balanceadas las especies que intervinieron
en el proceso redox:
4Zn + NaNO3 + 7NaOH → 4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O
Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el
proceso redox:
4Zn + NaNO3 + 7NaOH → 4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

16. Actividad
Investiga cómo se puede identificar al agente oxidante y agente reductor en una reacción de
redox.
Balancea por el método de ion electrón las siguientes reacciones
químicas. Entrégalas a tu asesor de forma escrita para la revisión de los pasos
que seguiste, incluye la identificación del agente oxidante y reductor:
a) Bi2O3 + KOH + KClO → KBiO3 + KCl + H2O
b) Cl2 + KOH → KClO3 + KCl + H2O
c) C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O