Este documento describe tres métodos para balancear ecuaciones químicas: 1) El método del tanteo o inspección, que involucra colocar coeficientes para igualar los átomos. 2) El método algebraico, que asigna literales a las especies y resuelve ecuaciones. 3) El método de óxido-reducción, que iguala los electrones ganados y perdidos al calcular los cambios en los números de oxidación.

1. QUIMICAQUIMICA
Tema: TIPOS DE BALANCEO DETema: TIPOS DE BALANCEO DE
ECUACIONES (tanteo, Algebraico )ECUACIONES (tanteo, Algebraico )
Profesor: FCO Q.Profesor: FCO Q.

2. Tema: TIPOS DE BALANCEO DETema: TIPOS DE BALANCEO DE
ECUACIONESECUACIONES
Abstract:Abstract:
Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se
fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan
que el número de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el
mismo tanto en reactivos como en productos.
KeywordsKeywords: Método, Balanceo, Tanteo, Algebraico, Oxido redución: Método, Balanceo, Tanteo, Algebraico, Oxido redución

3. 1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN
Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y
consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada
sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en
reactantes como en productos.
EJEMPLO:
N2 + H2 → NH3
Para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 y
un coeficiente 2 al producto NH3:
N2 + 3H2 → 2NH3
LA ECUACIÓN HA QUEDADO EQUILIBRADA. EL
NÚMERO DE ÁTOMOS DE CADA ELEMENTO ES EL
MISMO EN REACTIVOS Y PRODUCTOS.

4. 2.- MÉTODO ALGEBRAICO.
Para realizar este método de balanceo, se sugiere seguir los
siguientes pasos:
1. Se asigna una literal a cada especie química de la reacción.
(a,b,c,d,e,f,g….etc.)
2. Se establece una ecuación matemática para cada elemento
participante en la reacción, utilizando las literales antes
asignadas.
3. A la literal que más veces aparezca en las ecuaciones se le
asigna el valor de 1 o a veces se puede asignar el valor de: 2
4.- Se resuelven algebraicamente los valores de las demás
literales.

5. 2.- MÉTODO ALGEBRAICO.
5.- Si los resultados obtenidos son fracciones se multiplica a
todas por el mínimo común denominador, obteniendo de esta
manera resultados enteros.
6.- Los valores así obtenidos corresponden a los coeficientes
estequiométricos de cada especie química, por tanto se anotan
en la reacción original.
7.- Comprueba ahora que la reacción se encuentre balanceada.

6. 2.- MÉTODO ALGEBRAICO.
Por ejemplo:
Al + MnO2 ----------- Mn + Al2O3
Asignando literales.
Al + MnO2 --------- Mn + Al2O3
a b c d
Estableciendo una ecuación matemática para cada elemento:
Al: a= 2d (especies en las que aparece y el número de átomos
que hay)
Mn: b =c
O: 2b =3d

7. 2.- MÉTODO ALGEBRAICO.
Como la literal b aparece en dos ecuaciones le asignamos
el valor de 1 y procedemos a resolver algebraicamente los
otros valores:
b =1 por lo tanto si: b =c entonces c = 1
Si 2b =3d entonces : 2= 3d y por lo tanto d = 2/3
Si a =2d entonces : a = 2(2/3) por lo tanto a = 4/3
Como tenemos fracciones, multiplicamos por el mínimo
común denominador:
A =4/3 x 3 = 4
B=1 x 3 = 3
C=1 x 3 = 3
D =2/3 x 3 = 2

8. 2.- MÉTODO ALGEBRAICO.
Por lo que los coeficientes estequiométricos, ya los
obtuvimos, entonces procedemos a anotarlos en la
reacción original:
4 Al + 3 MnO2 --------- 3 Mn + 2 Al 2O3
Si comprobamos la igualdad de átomos:
Al: 4 contra 4:
Mn: 3 contra 3;
O: 6 contra 6

9. 2.- MÉTODO ALGEBRAICO.
Ejemplo 2
Para balancear de modo algebraico seguiremos los siguientes
pasos:
1. Identificar reactivos y productos.
2. Al elemento que aparece la mayor cantidad de veces se le
asigna el coeficiente 2.
3. Se asignan literales para cada componente.
4. Se resuelve sumando los valores de las literales de cada uno
de los lados.
5. Colocar el respectivo coeficiente a cada compuesto.

10. 2.- MÉTODO ALGEBRAICO.
Ejemplo:
De tal forma que al multiplicar los coeficientes de cada
compuesto con el número de cada elemento, estos
queden igual de cada lado:
C = 14 C = 14
H = 12 H = 12
O = 34 O = 34

11. 3. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que
sustancia gana electrones y cual los pierde, además se
requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente
tabla:
BALANCEO DE
ECUACIONES
CAMBIO EN
ELECTRONES
CAMBIO DE
NÚMERO
DE
OXIDACIÓN
Oxidación Perdida Aumento
Reducción Ganancia Disminución
Agente
oxidante (sustancia
que se reduce)
Gana Disminuye
Agente
reductor (sustancia
que se oxida)
Pierde Aumenta

12. 3. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
Como los procesos de óxido-reducción son
de intercambio de electrones, las ecuaciones
químicas estarán igualadas cuando el
número de electrones cedidos por el agente
oxidante sea igual al recibido por el agente
reductor. El número de electrones
intercambiados se calcula fácilmente,
teniendo en cuenta la variación de los
números de oxidación de los elementos.

13. 3. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
El mecanismo de igualación por el método de óxido-reducción
es el siguiente :
(a) Se escribe la ecuación del proceso.Se determina qué
compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de
estos compuestos son los que varían en su número de
oxidación.
Mn+4
O2
-2
+ H+1
Cl-1
→ Mn+2
Cl2
-1
+ Cl2
0
+ H2
+1
O-2
(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos
átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se
procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.
Mn+4+
2e-→ Mn+2
2Cl-1+
2e-→ Cl2
0

14. 3. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del
reductor, de tal forma que el número total de electrones
ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en
las ecuaciones iónicas el número de electrones por los
factores adecuados.
(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas
en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el
número de electrones sea igual.
MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
(e) Por último el balanceo se determina por el método de
inspección o ensayo y error.
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

15. 3. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

16. 3. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
(2) El esquema de igualación de electrones es como
sigue:
N+5
+ 3e-
→ N+2
(a)
S-2
→ S0
+ 2e-
(b)
(3) Para que el número de electrones ganados sea
igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (a)
por 2,y la ecuación (b) por3
2N+5
+ 6e-
→ 6N+2
(a)
3S-2
→ 3S0
+ 6e-
(b)
(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y
el del H2S y S es 3 en forma parcial, la ecuación
esquemática es la siguiente;
2HNO3 + 3H2S→ 2NO + 3S + H2O

17. 3. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la
ecuación (2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la
derecha de la ecuación. la ecuación final será:
2HNO3 + 3H2S→ 2NO + 3S + 4H2O

18. Bibliografía:
• UAEH, Educación Abierta y a Distancia, México
2002.
• Química
Mc Graw Hill, 2ª. Edición, México 1999
p.:633,480,493,690
(3) A. Chamizo, J.A.