Igualación método de tanteo
MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN
Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de acidos, bases y
sales (electrolitos) estudiados en el  Equilibrio Iónico.

Recapitulando tenemos los acidos se disocian en H+ y el anión negativo.
Ejemplo:

HNO3 se disocia en H+ NO3-
H2SO4 se disocia en H2+ SO4 -2
H3PO4 se disocia en H3 + PO4-3

Las sales se disocian en el catión positivo y el OH- Ejemplo:

Na OH se disocia en  Na+ OH-
Mg (OH)2 se disocia en Mg+ 2(OH)2-
Al(OH)3 se disocia en Al+3 (OH)3-

Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.
Ejemplo:

Ag Cl se disocia en Ag + Cl-
    AgNO3  se disocia en Ag+ NO3-
Cu(NO3)2 se disocia en Cu +2 (NO3)2-
Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 (SO4)3-2

El método del ión-electrón es, en general, un poco mas largo (pero no mas difícil)

que el del número de oxidación; sin embargo, por ser mas sistematico, es menos probable
que conduzca a error.  Ademas este método es mas practico cuando se trate de balancear
ecuaciones iónicas, que el método del número de oxidación y se evita estar determinando
los números de oxidación de cada elemento para saber cual elemento se oxida y cual se
reduce, ya que aquí se oxida el que pierda e es decir, la ecuación donde aparezcan los e hacia la derecha; y se reduce el que gane e es decir la ecuación donde aparezcan los e hacia la izquierda.

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN

1.-  Si la ecuación esta en forma molecular pasarla a forma iónica.  Aquí hay que tener en
cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O  y el H2O2 no se disocian, sólo se
disocian los electrolitos(acidos, bases y sales).

Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:

I2   +  HNO3( HIO3       +    NO    +    H2O    (Molecular)

Se pasa a forma iónica;

I2   +   H+ NO3- ( H+lO3- +     NO    +    H2O  (Iónica)

2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente
oxidante y el agente reductor.

I2  ( lO3- 
NO3- ( NO 

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los atomos distintos de H y O :

I2 ( 2lO3-
NO3- ( NO  +  2  H2O

5.- Igualar los atomos de hidrógenos  H+  (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.

I2 +  6H2O ( 2lO3-   +   12H+
NO3-    +   4H+ ( NO  +  2H2O

6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)

-²                     +12 = +10 – 10 = 0
I2     +  6H2O ( 2lO3-    +   12H+    + 10 e (oxidación)

-1             +4 = +3 – 3 = 0
NO3-    +   4H+   +  3e- ( NO  +  2H2O (reducción)

Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio acidos, neutros o basicos
(alcalinos).
Si la reacción esta en medio basico o alcalino después de haber colocado  los  e -
se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH -
como H+  haya.  Combinar los H+y OH- para  formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”. Nota: En  esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-, es decir, no esta en medio basico (esta en medio acido, HNO3).

7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e-ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los númeromínimos necesario para esto.

3 x (I2     +  6H2O     (     2lO3-    +   12H+    +   lOe-)
                  
10 x (NO3-    +   4H+    +  3e- (     NO  +  2H2O) 

3 I2     +  18 H2O    (    6 IO3-    +   36H+    +   30 e-

10NO3-    +   40 H+    +  30 e - (      10 NO  +  20 H2O 

8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH-o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendra la ecuación finalmente balanceada.

3 I2     +  18 H2O   (      6 IO3-    +   36H+    +  30 e 
         4                          2
  10 NO3    +   40 H+  +  30 e-       (        10 NO  +  20 H2O
3I2   +   10NO3-   +     4H+    6IO3-     +   10NO   +      2H2O

Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.

Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos
coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación. 
Ejemplo:

3I2   +   10HNO3 ( 6HIO3     +   10NO   +   2H2O 

Óxidos basicos

Un óxido basico es un compuesto que resultan de la combinación de un elemento metal con el oxígeno.
metal + oxígeno = óxido basico

Nomenclatura

Primero se escribe el nombre genérico del compuesto, que es óxido y al final el nombre del metal, esto es para metales con una valencia fija o única.
Ejemplo: Óxido de Sodio
Fórmula: Siempre se escribe primero el símbolo del metal y después la del oxígeno Na2O el oxígeno siempre va a actuar con valencia -2.
Para nombrar a los óxidos basicos, se debe observar los números de oxidación, o valencias, de cada elemento. Hay tres tiposde nomenclatura: tradicional, por atomicidad y por numeral de stock.
1. Cuando un elemento tiene un solo número de oxidación (ej. Galio), se los nombra así:
• Tradicional: Óxido de Galio
• Atomicidad: Se los nombra según la cantidad de atomos que tenga la molécula. En este caso, es Trióxido de digalio (ya que la molécula de Galio queda Ga2O3).
• Numeral de stock: Es igual a la nomenclatura tradicional, pero añadiendo el número de oxidación entre paréntesis. Por ejemplo, Óxido de galio (III), sin embargo ciertos autores solo utilizan la numeración romana siempre y cuando el metal tenga dos o mas números de oxidación
2. Cuando un elemento tiene dos números de oxidación (ej. Plomo), se los nombra así:
• Tradicional: Óxido plumboso (cuando el número de oxidación utilizado es el menor), u óxido plúmbico (cuando el número es el mayor).
Ejemplos:
1. óxido cuproso = Cu2 O
2. óxido cúprico = Cu O
3. óxido ferroso = Fe O
4. óxido férrico = Fe2O3
• Atomicidad: Es igual que en el caso anterior, se los nombra según la cantidad de moléculas, utilizando los prefijos -mono, -di, -tri, etc.(el prefijo 'mono' es solo para el oxigeno, Ejemplo: Monoxido de
• Numeral de stock: Es igual que el caso anterior. Se escribe la nomenclatura 'Óxido de plomo' y, entre paréntesis, el número de oxidación.
3. Cuando un elemento tiene mas de dos números de oxidación (puede llegar a tener hasta cuatro) se los denomina de la siguiente manera.
• Tradicional: hipooso u oso para el menor; ico y perico para el mayor
• Atomicidad: es igual que en los casos anteriores. Por ejemplo, si la molécula es de uranio y queda formada como U2O3, sunomenclatura es 'Trióxido de uranio'.
• Numeral de stock: Exactamente igual que en los casos anteriores, se escribe el óxido normalmente y se le agrega el número de oxidación entre paréntesis.

Regla practica para escribir la fórmula molecular

NaI2 OII1. La valencia del Na indica el número de atomos de O, y la valencia del O indica el número de atomos del Na.
Fórmula molecular : Na2O
Fórmula estructural : Na-O-Na Para formar el óxido de sodio se necesitan 2 atomos de sodio por cada atomo de oxigeno.
Si el metal que se combina con el oxígeno es bivalente, se necesita un atomo de oxígeno por cada atomo del elemento metalico.
Mg (Magnesio) = valencia II; O (Oxígeno) = valencia II
Regla practica para escribir la fórmula molecular
Mg2O2 se simplica = MgO
Para formar la molécula del óxido de un metal trivalente se necesitan dos atomos del metal por cada tres atomos del oxígeno.
Al (Aluminio) = valencia III; O (Oxígeno) = valencia II
Regla practica para escribir la fórmula molecular
AlIII2OII3 = Al2O3
Se forman cuando se unen un elemento metalico y el oxígeno, sus fórmulas químicas son binarias. La forma en que se escribe su nombre es la siguiente:

REGLA 1. En primer lugar se escribe la palabra óxido, que es su nombre genérico.

REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento metalico. El cual lleva la terminación oso, si actúa con su número de oxidación menor o lleva la terminación ico, si el elemento actúa con su número de oxidación mayor.

EJEMPLO DE ÓXIDOS BASICOS:

|Compuesto |Fórmula |Nombre |
|Na+1+O-2|Na2O |Óxido de sodio |
|Fe+2+O-2 |FeO |Óxido ferroso |
|Ni+3+O-2 |Ni2O3 |Óxido niquélico |

   ÓXIDOS ACIDOS (ANHÍDRIDOS). Se forman por la unión entre un elemento no metalico y el oxígeno. Sus fórmulas químicas son binarias y la forma en que se escribe su nombre es la siguiente.

REGLA 1. En primer lugar se escribe la palabra anhídrido, que es su nombre genérico.

REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento no metalico, con las terminaciones oso o ¡co, dependiendo de si actúa con su valencia menor o mayor, respectivamente.

EJEMPLO DE ÓXIDOS ACIDOS:
 
|Compuesto | Fórmula |Nombre |
|S+4+O-2 |SO2 |Anhídrido sulforoso |
|S+6+O-2 |SO3 |Anhídrido sulfúrico |
|P+3+O-2 |P2O3 |Anhídrido fosforoso |

•   HIDRÓXIDOS O BASES. Se forman cuando los óxidos metalicos se unen con el agua, sus fórmulas químicas son ternarias y representan la unión de un elemento metalico con el radical oxidrilo (OH-1). La forma en que se escribe su nombre, es la siguiente.

REGLA 1. En primer lugar se escribe lapalabra hidróxido, que es su nombre genérico.

REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento metalico, con las terminaciones acostumbradas (oso para la menor, ¡co para la mayor).

EJEMPLO DE HIDRÓXIDOS:
 
|Compuesto |Fórmula |Nombre |
|K+1+OH-1 |KOH |Hidróxido de potasio |
|Hg+2+OH-1 |Hg(OH)2 |Hidróxido mercúrico |
|Co+3+OH-1 |Co(OH)3 |Hidróxido cobaltico |

•    ACIDOS. En estos compuestos su fórmula química, siempre empieza con hidrógeno, químicamente un acido es una sustancia que en solución acuosa puede producir iones hidrógeno (H+).
Dependiendo de que contenga oxígeno o no, los acidos se dividen en Hidracidos y Oxiacidos.

a)    Los hidracidos. Se forman por la unión directa, entre el hidrógeno y un elemento no metalico, de los grupos Vla y Vlla, que al disolverse en agua manifiestan sus características acidas, con elementos no metalicos de otros grupos, no forma compuestos de características acidas. La forma en que se escribe su nombre es la siguiente:

REGLA 1. En primer lugar se escribe la palabra acido, que es su nombre genérico.

REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento no metalico con la terminación hídrico.

EJEMPLO DE HIDRACIDOS:
 
|Compuesto |Fórmula |Nombre|
|H+1+Cl-1 |HCl |Acido clorhídrico |
|H+1+S-2 |H2S |Acido sulfhídrico |
|H+1+F-1 |HF |Acido fluorhídrico |

b)    Los oxiacidos. Se forman cuando los anhídridos, se unen con el agua, sus fórmulas químicas son ternarias y representan la unión de hidrógeno con un radical negativo, de los que terminan su nombre en ato y en ito. La forma en que se escribe su nombre es la siguiente:

REGLA 1. En primer lugar se escribe la palabra acido, que es su nombre genérico.

REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del radical negativo, cambiando la terminación ato-ico e ito-oso.

EJEMPLO DE OXIACIDOS:
 
|Compuesto |Fórmula |Nombre |
|H+1+NO2-1 |HNO2 |Acido nitroso |
|H+1+NO3-1 |HNO3 |Acido nítrico |
|H+1+SO3-2 |H2SO3 |Acido sulfuroso |

•    SALES. Estos compuestos se forman por la neutralización, entre un acido y un hidróxido. Como existen dos variedades de acidos, se pueden formar dos tipos de sales distintas, si la sal proviene de un hidracidose llama sal haloidea, pero si la sal, se genera a partir de un oxiacido, se llama oxisal.

a)    Sales haloideas. Sus fórmulas químicas generalmente son binarias y representan la unión de un elemento metalico con un elemento no metalico.
La forma en que se escribe su nombre es la siguiente.

REGLA 1 En primer lugar se escribe el nombre del elemento no metalico, con la terminación uro.

REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento metalico, con las terminaciones acostumbradas (oso - menor, ¡co - mayor)

b)    Oxisales. Se caracterizan porque sus fórmulas químicas generalmente son ternarias y cuaternarias. Sus fórmulas representan la unión de un metal con un radical negativo. La forma en que se escribe su nombre es la siguiente.

REGLA 1. En primer lugar se escribe el nombre del radical negativo.

REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento metalico, con las terminaciones acostumbradas.

EJEMPLO DE OXISALES:
 
|Compuesto |Fórmula |Nombre |
|K+1+MnO4-1 |KMnO4 |Permanganato de potasio |
|Ni+2+NO3-1 |Ni(NO3)2 |Nitrato niqueloso |
|Cr+3+SO4-2 |Cr2(SO4)3 |Sulfato crómico |

Formulas
FORMULA SISTEMATICA/STOCK TRADICIONAL
BaO (mon)óxido de bario óxido de bario
óxido de bario
Na2O (mon)óxido de disodio óxido de sodio
óxido desodio
Al2O3 trióxido de dialuminio óxido de aluminio
óxido de aluminio
CoO (mon) óxido de cobalto óxido cobaltoso
óxido de cobalto (II)
CuO (mon)óxido de cobre óxido cúprico
óxido de cobre (II)
Cu2O óxido de dicobre óxido cuproso
óxido de cobre (I)
FeO óxido de hierro óxido ferroso   óxido de hierro (II)
Fe2O3 trióxido de dihierro óxido férrico
óxido de hierro (III)
Rb2O óxido de dirrubidio óxido de rubidio   óxido de rubidio
MgO óxido de magnesio óxido de magnesio   óxido de magnesio
PbO óxido de plomo óxido plumboso   óxido de plomo (II)
K2O óxido de dipotasio óxido de potasio   óxido de potasio
SnO óxido de estaño óxido estannoso   óxido de estaño (II)
SnO2 dióxido de estaño óxido estannico   óxido de estaño (IV)
MnO óxido de manganeso óxido manganoso   óxido de manganeso (II)
Mn2O3 trióxido de dimanganeso óxido manganico   óxido de manganeso (III)

NO (mon)óxido de nitrógeno óxido nitroso   óxido de nitrógeno (II)
NO2 dióxido de nitrógeno bióxido de nitrógeno   óxido de nitrógeno (IV)
BeO óxido de berilio óxido de berilio   óxido de berilio
Au2O3 trióxido de dioro óxido aurico   óxido de oro (III)
CaO óxido de calcio óxido de calcio   óxido de calcio
ZnO óxido de cinc óxido de cinc   óxido de cinc
CrO (mon)óxido de cromo óxido cromoso   óxido de cromo (II)
Cr2O3 trióxido de dicromo óxido crómico   óxido de cromo (III)
HgO óxido de mercurio óxido mercúrico   óxido de mercurio (II)
Hg2Oóxido de dimercurio óxido mercurioso   óxido de mercurio (I)
PtO2 dióxido de platino óxido platínico   óxido de platino (IV)
Co2O3 trióxido de dicobalto óxido cobaltico   óxido de cobalto (III)
CO monóxido de carbono óxido carbónico   óxido de carbono (II)

Óxidos no metalicos o anhídridos

Son combinaciones de atomos de O(oxígeno) con atomos de elementos no-metalicos. En la nomenclatura tradicional el nombre genérico es Anhídrido y el sufijo -ico a la raíz del nombre del elemento si sólo presenta una valencia. Si tiene dos valencias, los sufijos –oso e -ico. Y si tiene mas de dos valencias, se usan los afijos (sufijos y prefijos) del siguiente cuadro:

VALENCIAS AFIJOS


 EJEMPLOS,
Cl2O   Anhídrido hipocloroso (VALENCIA 1)
Cl2O3 Anhídrido cloroso(VALENCIA 3 Y 4)
Cl2O5 Anhídrido clórico(VALENCIA 5 Y 6)
Cl2O7 Anhídrido perclórico.(VALENCIA 7)

En el caso de la aplicación de la nomenclatura Stock, el nombre específico es el nombre del elemento precedido de la preposición de y su valencia se indica, con número romano y entre paréntesis.

 
De acuerdo a esta Nomenclatura, se utiliza la palabra: Óxido, seguida de la preposición de y el nombre del no metal y entre paréntesis con números romanos la valencia del no metal.

Cl2O , Óxido de cloro (I)

Cl2O3 Óxido de cloro (III)

Cl2O5  Óxido de cloro (V)

Cl2O7 Óxido de cloro (VII)

Mol

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a lavez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como atomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates,[1] aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades.
El número de unidades elementales –atomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)[2] y equivale a:

Reacción química

Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o mas sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de atomo presente, la carga eléctrica y la masa total.