Ecuaciones químicas y balanceo

• Una ecuación química balanceada conserva la masa: el número de átomos de cada elemento es igual en ambos lados (ley de Lavoisier).
• Se ajusta cambiando solo los coeficientes (números delante de la fórmula); los subíndices nunca se tocan — cambiarlos convertiría la sustancia en otra.
• Los estados de agregación se anotan junto a cada fórmula: $(s)$ sólido, $(l)$ líquido, $(g)$ gas, $(aq)$ disuelto en agua.
• Los coeficientes son razones molares: en $\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightarrow 2\,\text{NH}_3$, reaccionan 1 mol de $\text{N}_2$ con 3 mol de $\text{H}_2$ para dar 2 mol de $\text{NH}_3$.
• Puente estequiométrico: masa $\xrightarrow{n=m/M}$ moles $\xrightarrow{\text{razón molar}}$ moles $\xrightarrow{m=nM}$ masa.

• Estrategia: ajusta primero los elementos que aparezcan en una sola sustancia de cada lado; deja el oxígeno para el final.
• Ejemplo — combustión del propano $\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$:
  • C: 3 a la izquierda → $3\,\text{CO}_2$. H: 8 → $4\,\text{H}_2\text{O}$.
  • O de la derecha: $3\times2 + 4\times1 = 10$ → $5\,\text{O}_2$.
  • Ecuación balanceada: $\text{C}_3\text{H}_8(g) + 5\,\text{O}_2(g) \rightarrow 3\,\text{CO}_2(g) + 4\,\text{H}_2\text{O}(l)$.

• Ecuación iónica completa: los compuestos $(aq)$ se escriben como iones separados; los sólidos $(s)$ se dejan enteros.
• Iones espectadores: aparecen iguales en ambos lados — se eliminan.
• Ecuación iónica neta: solo los iones que forman el cambio real.
• Ejemplo: $\text{AgNO}_3(aq) + \text{NaCl}(aq) \rightarrow \text{AgCl}(s) + \text{NaNO}_3(aq)$

$$\text{Ag}^+(aq) + \text{Cl}^-(aq) \rightarrow \text{AgCl}(s)$$

Los espectadores son $\text{Na}^+$ y $\text{NO}_3^-$.

• La razón molar conecta los moles de una especie con otra mediante los coeficientes de la ecuación balanceada.
• Ruta: $n(\text{A}) \xrightarrow{\times \frac{\text{coef. B}}{\text{coef. A}}} n(\text{B}) \xrightarrow{\times M} m(\text{B})$.

• Problema: Para $\text{2Fe} + \text{3Cl}_2 \rightarrow \text{2FeCl}_3$, calcula la masa de $\text{FeCl}_3$ que se obtiene de $11{,}2\ \text{g}$ de $\text{Fe}$. ($M_\text{Fe}=55{,}8$; $M_{\text{FeCl}_3}=162{,}3\ \text{g mol}^{-1}$.)
• Moles de Fe: $n = 11{,}2/55{,}8 = 0{,}201\ \text{mol}$.
• Razón $\text{Fe}:\text{FeCl}_3 = 2:2 = 1:1$, así que $n(\text{FeCl}_3) = 0{,}201\ \text{mol}$.
• Masa: $m = 0{,}201 \times 162{,}3 = 32{,}6\ \text{g}$.

• Error frecuente: "balancear" cambiando un subíndice (p. ej. escribir $\text{O}_3$ en lugar de $\text{O}_2$). Eso cambia la sustancia — solo se pueden cambiar coeficientes.
• Error frecuente: comparar gramos en lugar de moles al aplicar la razón molar — hay que convertir primero con $n = m/M$.
• Al identificar iones espectadores, compara ión a ión (con carga y estado), no fórmula molecular.
• Verifica siempre el balanceo contando átomos de cada elemento a ambos lados antes de pasar al cálculo.
• El signo $\rightleftharpoons$ indica reacción reversible; $\rightarrow$ indica que avanza en un solo sentido.