Este documento define una reacción química y describe las ecuaciones químicas, la ley de conservación de la masa, los métodos para balancear ecuaciones, las reacciones redox, los números de oxidación, y otros conceptos clave relacionados con reacciones químicas.

1. REACCIONES QUIMICAS

2. DEFINCION :
Una reacción química es un proceso en el cual se rompen y/o se for
nuevos enlaces para formar nuevos compuestos llamados productos a partir de
tancias originales llamadas reactantes.
ECUACION QUIMICA :
Es la representación simbólica de una reacción química.
REACTANTES --------- PRODUCTOS
Se lee,
A + B ---------- C + D
se completa :
aA + bB ---------- cC + dD

3. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA
“ La m asa total de todas las sustancias presentes después de una reacción
química es la misma que la masa total antes de la reacción “
masa total de reactantes = masa total de productos
Ejemplo :
4 Fe (s) + 3 O2 (g) -------- 2 Fe2O3 (s)
224g 96 g 2 ( 160 g)
320 g 320 g

4. BALANCE DE ECUACIONES :
-Es completar coeficientes en cada uno de los componentes de la ecuación,
para que se cumpla la Ley de la conservación de la materia.
-Métodos 2 tipos : - Fundamentales
- Específicos
-Métodos Fundamentales : - Por tanteo
- Por determinantes
-Ejemplo :
-A) Mg (s) + O2 (g) -------- MgO (s)
-B) AgNO3 (ac) + Na2SO4 (ac) ---- Ag2SO4 s) + NaNO3 (ac)

5. REACCIONES REDOX
• Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o,
simplemente, reacción Redox, a toda reacción química en la que uno o más
electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus
estados de oxidación.
• Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber
un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:
El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones,
quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo
reducido.
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su
estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir,
siendo oxidado.

6. NUMERO DE OXIDACION
• La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de
oxidación. Durante el proceso de oxidación, el número de oxidación del elemento
aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie
que se reduce disminuye. El número de oxidación es un número entero que
representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un
enlace determinado.
• El número de oxidación:
Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los
comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce),
o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

7. •Reglas para asignar el número de oxidación
• El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero.
Independientemente de la forma en que se representen.
• El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la
carga del ion.
• El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los
hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)
• El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los
peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).
• El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados
es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
• El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas
sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y
respectivas sales es –2.
• El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la
suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es
cero.

8. BALANCE DE ECUACIONES REDOX
• Todo proceso redox requiere del ajuste estequiométrico de los componentes de
las semireacciones para la oxidación y reducción.
• Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden:
en medio ácido iones hidrógeno (H+), moléculas de agua (H2O), y electrones
en medio básico hidroxilos (OH−), moléculas de agua (H2O), y electrones para
compensar los cambios en los números de oxidación.
Medio ácido
En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H2O) a las
semirreacciones para balancear la ecuación final.
Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y
del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.
Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.

9. Ecuación sin balancear:
Reducción :
oxidación :
Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta
hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.
Oxidación :
Reducción :

10. Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones
que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la
reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción
(y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea
constante.
Oxidación :
Reducción :
Al finalizar tendremos :
Oxidación :
Reducción :

11. •Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar
las dos semireacciones, para obtener finalmente las ecuaciones balanceadas.
Medio básico
En medio básico se agregan iones hidroxilo (aniones) (OH−) y agua
(H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.
Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el
Sulfito de Sodio.
Ecuación sin balancear:

12. Ecuación sin balancear:
Separamos las semirreacciones en
Oxidación:
Reducción:
Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua
se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).
Oxidación:
Reducción:

13. Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.
Oxidación:
Reducción:
Obtenemos:
Oxidación:
Reducción:
Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos
a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación
balanceada.
.

14. Ejercicios Propuestos
1. KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 ----- K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
2. K2Cr2O7 + HI + HClO4 ------ KClO4 + Cr(ClO4)3 + I2 + H2O
3. AgNO3 + FeSO4 ---- Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)2 + Ag
4. NaCl + MnO2 + H2SO4 ------ NaHSO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O
5. CH4 + O2 ---- CO2 + H2O
6. HNO3 + H2S ----- NO + S + H2O
7. K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl -----CrCl3 + SnCl4 + KCl

15. TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS :
A) ADICION : Dos o más sustancias reaccionan para formar un producto.
2 H2 (g) + O2 (g) --- 2 H2O (l)
B) DESCOMPOSICIÓN: Un compuesto se descompone para producir
elementos y/o compuestos.
KClO3 (s) ------- KCl (s) + O2 (g)
C) DESPLAZAMIENTO : Es aquella reacción en la cual un elemento
desplaza a otro elemento en un compuesto.
KI (ac) + Br2 (ac) ------ KBr (ac) + I2 (ac)
D) DOBLE DESPLAZAMIENTO O METÁTESIS : Dos reactantes intercambian
iones originando dos nuevos productos.
CuNO3 (ac) + HCl (ac) ---- HNO3 (ac) + CuCl2 (ac)

16. E) REVERSIBLE : Se realiza dos reacciones simultaneas en sentido contrario.
H2 (g) + I2 (g) < === 2HI (g)
F) EXOTERMICA : Liberación de energía en la reacción
Li (s) + H2O (l) ----- Li(OH) (ac) + Q
G) ENDOTERMICA : Aplicación ó absorción de energía para que la reacción se de
Mg (s) + O2 (g) + Q ------ MgO (s)
H) REDOX : Reacciones simultaneas de oxidación y reducción
Cu (s) + HNO3 (cc) ----- Cu(NO3)2 (l) + NO2(g) + H2O (l)
COMBUSTION : Compuesto reacciona con el oxigeno
2 CH3OH (l) + 3 O2 (g) ----- 2 CO2 (g) + 4 H2O (g)

17. RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS.
Los términos de una ecuación química se pueden relacionar de la
siguiente manera:
Mol – Mol , masa – masa , Volumen – Mol
Hay que tener en cuenta que una mol de cualquier gas a C:N es de
22.4 L.
Si se tiene : C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ----- 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)
1 mol 6 mol 6 mol 6 mol
180 g 192 g 264 g 108 g
1 mol 6 (22.4 L) 6 (22.4 L) 6 mol

18. COMPOSICION PORCENTUAL .
La composición porcentual de un compuesto, es el porcentaje de masa de cada
uno de los elementos que contiene la sustancia.
% del elemento = (átomos del elemento)( peso atómico del elemento) x 100
peso fórmula del compuesto
Ejemplo :
Determinar la composición porcentual del Ca (NO3)2
Solución :
Peso formula : 40 + 2( 14 + 48 ) = 164 g
% Ca = 1 x 40 g x 100 = 24.39 %
164 g
% N = 2 x 14 g x 100 = 17.07 %
164 g
% O = 6 x 16 g x 100 = 58.54 %
164 g

19. REACTIVO LIMITANTE :
- En una reacción química, no necesariamente se dan las cantidades de reactivo
en forma exacta ; uno de ellos se puede agotar y el otro puede sobrar.
Generalmente esto sucede cuando se desea que un reactivo se acabe en su
totalidad.
- Al reactivo que se acaba se le da el nombre de REACTIVO LIMITANTE, porque
es el que determina la cantidad de producto que se forma.
Ejemplo :
Una tira de zinc metálico que pesa 2.00 g se coloca en una disolución acuosa
que contiene 2.50 g de nitrato de plata, lo que causa la siguiente reacción:
Zn (s) + 2 AgNO3 (ac) ------ 2 Ag (s) + Zn (NO3)2 (ac)
a) ¿Cuál reactivo es limitante ?
b) b) ¿Cuántos gramos de Ag se forman?
c) ¿Cuántos gramos de Zn(NO3)2 se forman?
d) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedarán al término de la reacción?

20. RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
- El rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtiene según los
cálculos estequiométricos.
-El rendimiento real es la cantidad de producto que se obtiene experimentalmente
-El rendimiento real siempre es menor que el rendimiento teórico.
-Las causas que provocan que el rendimiento real sea menor que el rendimiento
teórico, es que puede ser que falten reaccionar parte de los reactivos, o
simplemente que de otro producto o subproducto.
-El porcentaje de rendimiento se determina de la siguiente forma :
% r = rendimiento real x 100
rendimiento teórico

21. Ejemplo
Imagine que está buscando formas de mejorar el proceso mediante el cual una
mena de hierro que contiene Fe2O3 se convierte en hierro . En sus pruebas,
realiza la siguiente reacción a pequeña escala :
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) ------ 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
a) Si se parte de 150 g de Fe2O3 como reactivo limitante, ¿Cuál será el
rendimiento teórico de Fe?
b) Si el rendimiento real de Fe en la prueba fue de 87.9 g, calcule el porcentaje
de rendimiento.