CICLO PREUNIVERSITARIO 2019 - I

REACCIONES QUÍMICAS

Profesor: Quím. Jorge C. Rojas Ramos

 Logro
Al término de la sesión, el alumno estará en la capacidad de lo siguiente:
 Reconocer un fenómeno químico a partir de las evidencias que señalan
una posible reacción.
 Diferenciar los tipos de reacciones en función de las ecuaciones químicas.
 Balancear la ecuación química con los diferentes métodos existentes.
1. REACCIONES QUÍMICAS
Son transformaciones que experimenta la materia produciendo cambios en las
sustancias para formar otras con estructura, composición, características y
propiedades diferentes. En este tipo de fenómenos se observa la ruptura de enlaces de
las sustancias iniciales (reactantes) y la formación de nuevos enlaces que dan lugar a la
aparición de nuevas sustancias (productos), los que originan un reordenamiento de los
átomos, sin cambiar su identidad.

El experimento muestra la reacción del

aluminio metálico con ácido clorhídrico,
formándose un sólido y un gas ligero
(hidrógeno gaseoso) por desplazamiento
con agua.

La ecuación química balanceada de la

reacción será:

2𝐴𝑙(𝑠) + 6𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 2𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑠) + 3𝐻2(𝑔)

reactantes productos
 REACCIONES QUÍMICAS

Son procesos en donde la materia pierde su identidad, es

decir, se transforma en otra materia con composición y
propiedades diferentes.

Presenta Evidencias: hechos observables o detectables que

nos indican la ocurrencia de una reacción química

Liberación de Cambio de
Cambio de Formación de
una sustancia color, olor
temperatura precipitado
gaseosa y/o sabor
2. ECUACIÓN QUÍMICA
Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química. En ella
se representan los reactantes y productos, así como sus estados físicos y otras
características adicionales que nos permiten tener una idea más exacta de la
ocurrencia de dicha reacción.
Veamos la ecuación que representa la combustión del metano:

Reactantes: sustancias Productos: sustancias

que reaccionan que se forman

𝐶𝐻4 (𝑔) + 2𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2 𝑂(𝑔)

Indica el estado Indica el sentido Coeficiente

físico de la estequiométrico
de la reacción:
sustancia (gas) se lee: “para
formar o
producir”

El coeficiente estequiométrico es un número que indica la proporción en moléculas, o

moles en que dicha sustancia interviene en la reacción; si es 1, no se escribe en
general.
 Otros símbolos usados
(s) Estado sólido
(v) Fase vapor

(ac) Fase acuosa (sustancia disuelta en agua)

∆
՜ Indica que la reacción requiere calor para iniciarse
𝑀𝑛𝑂2 Indica que la reacción requiere un catalizador

Observación:
• Durante el desarrollo de una reacción química se conservan los átomos de la
sustancias así como el número total de estos antes y después de la reacción. Es por
ello que la masa total de las sustancias se conserva (ley de conservación de la masa
conocida como ley de Lavoisier).
• Lo que no se conservan son las moles y moléculas, pues estas al reaccionar pierden
parcial o totalmente sus átomos que las conformaban.
• Hay reacciones químicas en las cuales el producto tiene la misma fórmula que el
reactante, lo que si ha cambiado, es su estructura molecular, este tipo de
reacciones se les llama de isomerización.
 Por la naturaleza de los reactantes
T Reacción de Adición, Síntesis o Combinación A + B → C
I ∆
Reacción de descomposición C ՜ A + B
P
O Reacción de Sustitución o desplazamiento simple A + BC → AC + B
S Reacción de doble sustitución o metátesis AB + CD → AD + BC
Reacción de Isomerización o reagrupamiento interno ABC → CAB
D Por la Energía Involucrada
E
Reacción Endotérmica A + B + Q → C , ∆H > 0 ∆H : variación de
R Reacción Exotérmica A + B → C + Q , ∆H < 0 entalpia
E
A Por la composición final o Por el sentido de la Reacción
C
Reacción Reversible A + B ⇄ C Reacción Irreversible A + B → C
C
I Por el número de Oxidación
O
0 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
N Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 NaOH + HCl → NaCl + H2O
E Reacción Redox Reacción no Redox
S
Por su Combustión
Reacción de Combustión Completa CxHy + O2 exceso → CO2 + H2O + Q
Reacción de Combustión Incompleta CxHy + O2 poco → CO + C + H2O + Q
 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. POR LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES:

a. Reacción de adición, síntesis o combinación.

𝐴+𝐵 → 𝐶
Ejemplos:
2𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐻2 𝑂 𝑁2 + 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3
Síntesis de Lavoisier Síntesis de Haber Bosch

b. Reacción de descomposición.

∆
𝐴𝐵 ՜ 𝐴 + 𝐵
Ejemplos:
corriente
eléctrica luz
2𝑁𝑎𝐶𝑙 2𝑁𝑎 + 𝐶𝑙2 2𝐻2 𝑂2 2𝐻2 𝑂 + 𝑂2
Electrólisis Fotólisis
∆
2𝐾𝐶𝑙𝑂3 2𝐾𝐶𝑙 + 3𝑂2
Pirrólisis
c. Reacción de desplazamiento simple.

𝐴 + 𝐵𝐶 → 𝐴𝐶 + 𝐵
Ejemplos:
𝐹𝑒 + 𝐶𝑢𝐶𝑙2 → 𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝐶𝑢 𝐴𝑙 + 𝐹𝑒𝐶𝑙3 → 𝐴𝑙𝐶𝑙3 + 𝐹𝑒

Un metal sustituye a otro metal en un sal o al hidrógeno de un ácido; de acuerdo

a la siguiente actividad química.
𝐿𝑖 > 𝐾 > 𝐵𝑎 > 𝐶𝑎 > 𝑁𝑎 > 𝑀𝑔 > 𝐴𝑙 > 𝑍𝑛 > 𝐹𝑒 > 𝐶𝑑 > 𝑁𝑖 > 𝑆𝑛 > 𝑃𝑏 > 𝐻 > 𝐶𝑢
> 𝐻𝑔 > 𝐴𝑔
Pero un elemento menos reactivo no puede desplazar a otro más reactivo
𝐴𝑔 + 𝑍𝑛𝐶𝑙2 → No hay reacción (Ag es menos reactivo que el Zn)

Además un no metal sustituye a un anión no metálico en su sal o ácido.

Ejemplo: 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑁𝑎𝐵𝑟(𝑎𝑐) → 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐵𝑟2(𝑙)

Para los halógenos, la actividad química es:

𝐹2 > 𝐶𝑙2 > 𝐵𝑟2 > 𝐼2
c. Reacción de metátesis o doble desplazamiento (No redox).

𝐴𝐵 + 𝐶𝐷 → 𝐴𝐷 + 𝐶𝐵
Ejemplos:

𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐) Reacción de precipitación

𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑐) Reacción de neutralización

d. Reacción de Isomerización o reagrupamiento interno.

𝐴𝐵𝐶 → 𝐶𝐵𝐴

Ejemplo:
700 oC
CH3 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CH2 – CH3
CH3
2. POR LA ENERGIA INVOLUCRADA:

a. Reacción endotérmica (∆𝑯 > 𝟎)

Es una reacción en la que hay una ganancia neta de energía generalmente en
forma de calor. Disminuye la temperatura de los alrededores y se observa que
𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 < 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 .

Ejemplo: 2𝐻2 𝑂(𝑔) + 241,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)

2𝐻2 𝑂(𝑔) → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = +241,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

Estado activado
Energía potencial

En todo proceso químico, en

forma neta se libera o absorbe
energía. Esta energía (calor)
𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)
𝐸𝑎 involucrada esta definida por la
productos entalpia de reacción (∆𝐻𝑟𝑥𝑛 )
∆𝐻(+)
𝐻2 𝑂(𝑔)
reactivos ∆𝐻𝑟𝑥𝑛 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑. − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡.

Avance de la reacción
 b. Reacción exotérmica (∆𝑯 < 𝟎)
Es una reacción en la que hay una perdida neta de energía generalmente en
forma de calor. Aumenta la temperatura de los alrededores y se observa que
𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 > 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 .

Ejemplo: 𝐶3 𝐻8 (𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑔) + 2219,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

𝐶3 𝐻8 (𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑔) ∆𝐻 = −2219,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

La energía de activación ( 𝐸𝑎 ) es la mínima

Estado activado energía que se absorbe para dar inicio a la
Energía potencial

reacción y los reactantes logren alcanzar el

𝐸𝑎 estado activado.
𝐶3 𝐻8 (𝑔)
reactivos
∆𝐻(−)
𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑔)
productos
Obs: La entalpia (H) Indica el contenido calórico
Avance de la reacción característico de cada sustancia o especie
química. Los valores se encentran en tablas a
25oC y 1 atm (condición estándar)
3. POR EL SENTIDO DE LA REACCIÓN

a. Reacción Irreversible
Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa; es decir,
hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se
forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman
productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o
reactantes.

Ejemplos: 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) → 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)

𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑐)

b. Reacción Reversible
Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (⇄). Generalmente se
lleva a cabo en un sistema cerrado.

Ejemplos:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇄ 2𝑁𝐻3(𝑔) 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇄ 2𝐻𝐼(𝑔)
4. POR SU ESTADO DE OXIDACIÓN
a. Reacción no redox
Es aquella donde ningún átomo cambia de estado de oxidación.
Ejemplo:
+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑐)
A este tipo de proceso pertenecen las reacciones de metátesis

b. Reacción redox u oxidorreducción

Son aquellas reacciones en las que se observan cambios en los estados de
oxidación debido a la ganancia y perdida de electrones, con lo cual se establece
una transferencia de electrones. En forma simultanea se llevan a cabo los
procesos de reducción y oxidación.
Ejemplo:
+2 -2 0 +4 -2 La gran mayoría de reacciones
+3 -2
𝐹𝑒2 𝑂3 + 𝐶𝑂 → Fe + 𝐶𝑂2 son redox, como la oxidación de
un metal, combustión del gas
Se reduce propano, la reacción que ocurre
en la pila y batería, etc.
Se oxida
 REACCIÓN REDOX

Son aquellas que ocurren mediante transferencia de electrones;

donde una sustancia cede electrones (se oxida) a otra que acepta
electrones (se reduce).

Reducción Oxidación

En ella se ganan electrones, su En ella se pierden electrones, su

estado o número de oxidación estado o número de oxidación
disminuye, actúa como agente aumenta, actúa como agente
oxidante y genera la forma reducida. reductor y genera la forma oxidada.

En toda reacción se establece que:

#e- perdidos = # e- ganados = #e- transferidos
𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛/𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎 𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟𝑎

−5 − 4 − 3 − 2 − 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5
𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 /𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒
EJEMPLO APLICATIVO
Ejemplo – 1: Sea la siguiente reacción redox

Agente Agente Forma Forma

reductor oxidante oxidada reducida
0 +5 +2 +4
𝐶𝑢 + 𝐻𝑁𝑂3 → 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 + 𝑁𝑂2 + 𝐻2 𝑂

El Cu se oxida
(pierde 2 electrones)
El N se reduce (gana 1 electrón)
En reactantes:
• El agente oxidante es aquella especie que se reduce o gana electrones (ejemplo:
𝐻𝑁𝑂3 )
• El agente reductor es aquella especie que se oxida o pierde electrones (ejemplo:
𝐶𝑢).
En Productos:
• La forma oxidada es el producto de la oxidación (ejemplo: 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 )
• La forma reducida es el producto de la reducción (ejemplo: 𝑁𝑂2 )
El espectador es la especie que no participa en el proceso de transferencia de
electrones: 𝐻2 𝑂
Tipos de Reacciones Redox:
• Intermolecular:
Cuando el elemento que se oxida y se reduce esta en especies químicas diferentes.

Ejemplo: reducción
+3 +2 0 +4
𝐹𝑒2 𝑂3 + 𝐶𝑂 → Fe + 𝐶𝑂2
oxidación
• Intramolecular:
Cuando en una misma especie química se encuentra los elementos que se oxidan
y se reducen.
reducción
Observamos que estas
Ejemplo: reacciones generalmente,
oxidación
+5 −𝟐 −𝟏 0 son de descomposición.
𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 𝐾𝐶𝑙 + 𝑂2

• Dismutación, desproporción o autoredox: Ocurre cuando una misma especie

química se oxida y se reduce a la
Ejemplo: reducción
vez; esto ocurre porque el
−𝟏 −𝟐 𝟎 elemento se encuentra con un
𝐻2 𝑂2 → 𝐻2 𝑂 + 𝑂2 estado de oxidación intermedio de
todos los estados de oxidación que
oxidación posee.
DUALIDAD OXIDANTE REDUCTORA
Las sustancias químicas que contiene elementos con estados de oxidación
intermedio son capaces tanto de perder como de ganar electrones, entonces
pueden actuar como reductores u oxidantes, luego estas sustancias poseen
dualidad oxidante – reductora.
Ejemplos:
Se reduce Se oxida −2 Se reduce −1 Se oxida 0
−1 0 +5
𝐼 𝐼2 𝐼𝑂3− 𝐻2 𝑂 𝐻2 𝑂2 𝑂2
(oxidante) (reductor) (oxidante) (reductor)

En cambio, en aquella sustancia donde un elemento actúa con su máximo número

de oxidación, no puede oxidarse solo puede reducirse, entonces solo actuará como
agente oxidante.
Ejemplos:
𝐻2 𝑆𝑂4 Al azufre actúa con +6 (S = −2, 0, +2, +4, +6)
𝐻𝑁𝑂3 El nitrógeno actúa con +5 (N = −3, 0, +1, +2, +4, +3, +5)

Por otro lado, existen sustancias que poseen un elemento con su mínimo un número
de oxidación, por lo tanto no pueden reducirse solo pueden oxidarse, entonces solo
actuarán como agentes reductores. Ejemplo: NH3 aquí el nitrógeno actúa con −3
5. POR SU COMBUSTIÓN

Combustión completa Combustión incompleta

• Con exceso de oxígeno • Con deficiencia de oxígeno

• Los productos formados • Los productos formados
son CO2 y H2O pueden ser CO, C (hollín),
• La llama que origina es de CO2, entre otros.
color azul • La llama que origina es de
color amarilla

1300oC 900oC

500oC 200oC

Entrada de Entrada de
aire abierta aire cerrada
 BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS

Consiste en igualar el número de átomos de los elementos y la masa

en ambos lados de las ecuaciones químicas.
Es importante porque permite realizar cálculos estequiométricos en
las ecuaciones químicas.

Simple tanteo o Cambios de Ion electrón

inspección estado de
oxidación Se aplica a reacciones redox
Se aplica a ecuaciones en disolución acuosa en las
sencillas en el Se aplica a reacciones redox
que intervienen unidades
siguiente orden: donde intervienen
electrizadas (iones) y
1. Metal sustancias eléctricamente
neutras.
2. No metal neutras
3. Hidrógeno
4. Oxígeno Se forman semirreacciones de oxidación y reducción

En medio ácido (𝑯+ ) En medio básico (𝑶𝑯−)

1. MÉTODO DE SIMPLE TANTEO O INSPECCIÓN
EJEMPLOS APLICATIVOS
Ejemplo – 1
Balancear la siguiente ecuación química
𝐻3 𝑃𝑂4 + 𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 𝐻2 𝑂

En primer lugar balanceamos el calcio

𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 𝐻2 𝑂
Luego balanceamos el fósforo colocando el coeficiente 2 delante del 𝐻3 𝑃𝑂4
2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 𝐻2 𝑂
Balanceamos el hidrógeno colocando el coeficiente 6 delante del H2O

2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 6𝐻2 𝑂

Analizamos finalmente el oxígeno, en el primer miembro hay 14 átomos de oxígeno

(2 x 4 + 3 x 2) y en el segundo miembro hay 14 átomos de oxígeno (4 x 2 + 1), lo que
significa que la ecuación esta balanceada.
Ejemplo – 2
Balancear por tanteo o simple inspección:
𝐶2 𝐻2 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂

Balanceamos “C”, colocamos 2 delante de 𝐶𝑂2

𝐶2 𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂

Vemos que el hidrógeno esta balanceado (2 átomos en cada lado)

5
Balanceamos el “O”, en el segundo lado hay 5 átomos de “O”, entonces colocamos 2
5
delante de O2 (equivale a 2 x 2 = 5 átomos)
5
𝐶2 𝐻2 + 𝑂 → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂
2 2

La ecuación química esta balanceada, pero, por convención, en problemas de balance,

los coeficientes deben ser números mínimos enteros, entonces multiplicamos por 2 a
todos.
La ecuación química balanceada es:
2𝐶2 𝐻2 + 5𝑂2 → 4𝐶𝑂2 + 2𝐻2 𝑂
2. MÉTODO REDOX
Ejemplo – 3
Balancear el siguiente proceso de óxido – reducción

𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂

Determinamos los estados de oxidación de cada uno de los elementos empleando las
reglas del número de oxidación.

−3 +1 +6 0 +5
𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂

Se oxida (−8e-) x 3

Se reduce (+6e-) x 4

Trasladando los números 3 y 4 como coeficientes tenemos:

3𝑁𝐻3 + 4𝐻2 𝑆𝑂4 4𝑆 + 3𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂
Terminado el balance por tanteo:
3𝑁𝐻3 + 4𝐻2 𝑆𝑂4 4𝑆 + 3𝐻𝑁𝑂3 + 7𝐻2 𝑂
3. MÉTODO DEL ION ELECTRÓN
Ejemplo – 4
Balancear en medio ácido la siguiente reacción redox
𝐻+
𝐶𝑟2 𝑂72− + 𝐹𝑒 +2 𝐶𝑟 +3 + 𝐹𝑒 +3

Hallando el número de oxidación de los elementos y el número de electrones

ganados y perdidos.
+6 2 − +2 +3 +3
𝐶𝑟2 𝑂7 + 𝐹𝑒 2𝐶𝑟 + 𝐹𝑒
Se oxida (−1e-) x 6
Se reduce (+6e-) x 1

Trasladando los números 1 y 6 como coeficientes tenemos:

2 − +2 +3 +3
𝐶𝑟2 𝑂7 + 6 𝐹𝑒 2𝐶𝑟 + 6𝐹𝑒
Como en el primer miembro hay 7 átomos de O, sumamos 7H2O en el otro lado. Además
colocamos 14H+ en el 1er miembro.
2− +2 +3 +3
+
𝐶𝑟2 𝑂7 + 6 𝐹𝑒 + 14𝐻 2𝐶𝑟 + 6𝐹𝑒 + 7𝐻2 𝑂

−2 + 12 + 14 = +24 +6 + 18 + 0 = +24
Ejemplo – 5
Balancear en medio básico la siguiente reacción redox
𝑂𝐻 −
𝑆2 𝑂32− + 𝐶𝑙𝑂− 𝐶𝑙 − + 𝑆𝑂42−

Hallando el número de oxidación de los elementos y el número de electrones

ganados y perdidos.
+2 2 − +1 −1 +6 2 −
−
𝑆2 𝑂3 + 𝐶𝑙𝑂 𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
Se reduce (+2e-) x 4
Se oxida (−8e-) x 1

queda 2− −1 2−
𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4

−6 − 2 −8
Agregando 𝑂𝐻 − en medio básico para balancear cargas iónicas
2− −1 2−
−
𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂 + 2𝑂𝐻 − 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4

9 oxígenos 8 oxígenos
Como en el primer miembro hay 9 átomos de O y en el otro miembro 8 átomos de O
sumamos 1 H2O en el otro lado.

2− −1 2−
𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂− + 2𝑂𝐻 − 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4 + 1𝐻2 O

Chequeando cargas tenemos la ecuación balanceada.

2− −1 2−
𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂− + 2𝑂𝐻 − 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4 + 1𝐻2 O

−2 − 4 − 2 = −8 −4 − 4 + 0 = −8
Ejemplo – 6
Balancear en medio básico o alcalino la siguiente reacción redox
𝑂𝐻 −
𝐶𝑟 3+ + 𝐶𝑙𝑂3− 𝐶𝑟𝑂42− + 𝐶𝑙1−

+5 +6
𝐶𝑟 3+ + 𝐶𝑙𝑂3− 𝐶𝑟𝑂42− + 𝐶𝑙1−
Se reduce (+6e-) x 1
Se oxida (−3e-) x 2

queda
+5 +6
2𝐶𝑟 3+ + 𝐶𝑙𝑂3− 2𝐶𝑟𝑂42− + 𝐶𝑙1−

−10 +6 − 1 −4 − 1

Agregando 𝑂𝐻 − en medio básico para balancear cargas iónicas

+5 +6
−
10𝑂𝐻 + 2𝐶𝑟 3+
+ 𝐶𝑙𝑂3− 2𝐶𝑟𝑂42− + 𝐶𝑙1− + 5𝐻2 𝑂

13 oxígenos 8 oxígenos + 5 oxígenos

Consideraciones importantes
Las reacciones redox son generalmente complejas y las ecuaciones que lo
representan no son tan simples, para balancearlo utilizamos métodos
sistematizados que son:
• Método del número de oxidación (Balance redox)
• Método del ion electrón.
El método ion electrón se aplica a reacciones redox que ocurren en soluciones
acuosas de carácter ácido, con presencia de ácidos fuertes (H2SO4, HCl, HNO3, etc)
o de carácter básico, con presencia de bases fuertes (NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc); la
solución también puede ser neutra (ni ácida ni básica).
Para balancear la ecuación redox según este método, solo consideramos las
especies iónicas o moleculares que sufren fenómeno redox, por lo tanto no se
consideran a los iones espectadores (iones que no sufren cambios en su número
de oxidación); para ello se debe tener en cuenta que ciertas sustancias que no se
ionizan en H2O se debe representar mediante su fórmula molecular o unidad
fórmula.
El estudiante, para saber que sustancias se ionizan y que sustancias no se ionizan
en H2O, debe tener amplios conocimientos de solubilidad. Debido a estas
dificultades, en los exámenes se les proporciona la ecuación redox ya preparada
para proceder a su respectivo balance.
Pagina Web para balancear cualquier reacción explicada paso a paso
 Bibliografía

 Brown, T. y Eugene L. (2009). química, la ciencia central. México: Pearson

d
Educación, 10(1).
 Chang, R. y Williams,
x C. (2003). química. Decima edición. México:
McGraw-Hill
𝑉𝑁𝐻3interamericana
= A. x 𝑉𝐻𝐶𝑙 = A. (d-x)
Editores.
 Petrucci, R y Harwood, S. (2003). química general. Prentice Hall. Decima
edición. México, 6(1).
 Withen, K. y Davis, R. (1998). química general. Editorial Mc Graw-Hill
interamericana. Madrid, 12(1).
Muchas gracias