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Abrir la herramienta

Ajusta ecuaciones químicas tú mismo con el recuento de átomos en vivo, o deja que se resuelvan solas.
En una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen: solo se reorganizan para formar sustancias nuevas. Es la ley de conservación de la masa de Lavoisier. Por eso una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento a los dos lados de la flecha. Ajustarla es encontrar los coeficientes que lo consiguen, y es el primer paso de cualquier cálculo estequiométrico.

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Lo que vas a aprender

  • Por qué hay que ajustar las ecuaciones.
  • La diferencia entre coeficientes y subíndices.
  • El método de tanteo, con un orden que funciona casi siempre.
  • Qué hacer cuando salen fracciones.

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Cómo se usa la herramienta

  1. Escribe la reacción: reactivos separados por +, flecha -> o =, y productos. Por ejemplo, CH4 + O2 -> CO2 + H2O. Respeta las mayúsculas: Co es cobalto y CO, monóxido de carbono.
  2. Ajústala tú: cambia los coeficientes con ▲ y ▼. La tabla Recuento de átomos se pone en verde cuando cada elemento cuadra.
  3. Solución: la herramienta la ajusta sola.
  4. Los ejemplos cargan reacciones típicas: formación del agua, combustiones, oxidación del hierro, fotosíntesis, neutralización…

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Fundamentos teóricos

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Coeficientes y subíndices

  • Los subíndices (el 2 de H₂O) forman parte de la fórmula: no se pueden cambiar, o cambiarías la sustancia.
  • Los coeficientes (el 2 de 2 H₂O) dicen cuántas moléculas o moles intervienen. Son los que se ajustan.

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Método de tanteo

  1. Empieza por el elemento que aparece en menos sustancias (normalmente un metal o el carbono).
  2. Deja el hidrógeno y el oxígeno para el final.
  3. Si un elemento aparece en una sustancia libre (O₂, H₂, Fe…), ajústalo el último: solo afecta a ese término.
  4. Si sale un coeficiente fraccionario, multiplica todo por el denominador.
  5. Comprueba átomo a átomo.

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Los coeficientes como proporción

Los coeficientes indican la proporción en moles. En CH4+2 O2→CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \to \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}: 1 mol de metano reacciona con 2 de oxígeno y da 1 de CO₂ y 2 de agua.

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Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 · Combustión del metano

CH4+O2→CO2+H2O\text{CH}_4 + \text{O}_2 \to \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}C: 1 = 1. H: 4 a la izquierda → 2 H₂O. O: a la derecha 2 + 2 = 4 → 2 O₂.CH4+2 O2→CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \to \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}
C3H8+O2→CO2+H2O\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \to \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}C: 3 CO₂. H: 4 H₂O. O: 6+4=106 + 4 = 10 → 5 O₂.C3H8+5 O2→3 CO2+4 H2O\text{C}_3\text{H}_8 + 5\,\text{O}_2 \to 3\,\text{CO}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}
Fe+O2→Fe2O3\text{Fe} + \text{O}_2 \to \text{Fe}_2\text{O}_3Fe: 2 Fe. O: 3 a la derecha → 32\tfrac32 O₂. Multiplicando por 2:4 Fe+3 O2→2 Fe2O34\,\text{Fe} + 3\,\text{O}_2 \to 2\,\text{Fe}_2\text{O}_3
Al+HCl→AlCl3+H2\text{Al} + \text{HCl} \to \text{AlCl}_3 + \text{H}_2Cl: 3 HCl. H: 3 a la izquierda → 32\tfrac32 H₂. Multiplicando por 2:2 Al+6 HCl→2 AlCl3+3 H22\,\text{Al} + 6\,\text{HCl} \to 2\,\text{AlCl}_3 + 3\,\text{H}_2
6 CO2+6 H2O→C6H12O6+6 O26\,\text{CO}_2 + 6\,\text{H}_2\text{O} \to \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6\,\text{O}_2
3 Ca(OH)2+2 H3PO4→Ca3(PO4)2+6 H2O3\,\text{Ca(OH)}_2 + 2\,\text{H}_3\text{PO}_4 \to \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2 + 6\,\text{H}_2\text{O}Truco: ajusta primero los grupos que no cambian (PO₄) como si fueran un solo elemento.

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Errores frecuentes

  • Cambiar subíndices para que cuadre.
  • Olvidar multiplicar el coeficiente por el subíndice al contar (3 Ca(OH)₂ tiene 6 O y 6 H).
  • Dejar coeficientes fraccionarios o sin simplificar (2, 4, 2, 4 se simplifica a 1, 2, 1, 2).
  • Empezar por el oxígeno, que suele estar en todas partes.

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Última modificación el 6 de octubre de 2026