Para poder explicar los fenómenos que ocurren en la naturaleza y en las que intervienen reacciones químicas, es necesario la utilización de ecuaciones químicas que nos permitan describir los elementos que están participando, su estado y proporción.

Se define como la representación de lo que va a suceder entre los reactivos para generar nuevos productos, y se compone por símbolos, donde se representan los elementos que al unirse forman compuestos y sustancias con características bien definidas.

En una ecuación química leemos los signos + como “reacciona con” y la flecha como “produce”. Las formas químicas que están a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida o reactivos y las que se encuentran a la derecha representan sustancias que se producen en la reacción, llamadas productos. Los números antepuestos a las fórmulas se denominan coeficientes. Asimismo, se puede indicar en la ecuación química las condiciones de la reacción, también llamadas condiciones de trabajo (temperatura, luz, presión, etc.) y el estado físico tanto de reactivos como de productos (g, gas; l, liquido; s, sólido; ac, acuoso).

Ilustración 1 Componentes de una ecuación química. Del lado izquierdo de la flecha se muestran los reactivos y del derecho los productos, con sus respectivos coeficientes (azul) y subíndices (verde), además de su estado (rojo).

Una vez que escribe la reacción química, es importante cuidar de que los reactivos se encuentren en equivalencia con los productos, es decir, el número de cada elemento que tengamos a la izquierda deberá ser el mismo en el lado derecho de la ecuación química. Esto debido a que en ninguna reacción química se crean ni se destruyen átomos. Cuando se satisface la condición de igualdad de elementos se dice que la ecuación esta balanceada. Para realizar el balanceo de las reacciones anteponemos los coeficientes a las fórmulas, los cuales van a cambiar la cantidad de moléculas, pero nunca su identidad.

Ilustración 2 Conservación de la materia. Se muestra que el mismo número de moléculas en los reactivos debe estar presente en los productos.

2.3.1. Tipos de reacciones.

En nuestro entorno suceden una gran variedad de reacciones químicas, por ejemplo, al comer una deliciosa hamburguesa, encender la estufa, al respirar, en la producción de metano, etc., y en todas ellas se llevan a cabo ciertas transformaciones que resultan de gran interés para comprender que está sucediendo a nuestro alrededor.

Las reacciones químicas se han clasificado para su estudio, en cuatro tipos:

a) De síntesis: se presentan cuando dos o más sustancias, elementos o compuestos se combinan y forman un solo producto.

Ejemplo:

b) De descomposición: al contario de las de síntesis, un compuesto da lugar a dos o más elementos o compuestos.

Ejemplo:

c) De desplazamiento: ocurren cuando un elemento sustituye a otro en un compuesto.

Ejemplo:

d) De metátesis o doble desplazamiento: es cuando dos elementos de compuestos diferentes se intercambian.

Ejemplo:

Para balancear cualquier tipo de estas reacciones podemos seguir dos metodologías: el balanceo por tanteo o ensayo y error y el balanceo por oxidación-reducción o redox.

2.3.2. Balance por ensayo y error.

Cuando realizamos el balanceo de reacciones químicas siguiendo el método de ensayo y error o tanteo seguimos de manera general el siguiente protocolo:

Balanceo por ensayo y error.

1. Identificar si el número de átomos de un elemento es el mismo del lado izquierdo y derecho de la reacción.

2. En caso de que el número no sea igual se deben colocar coeficientes de manera arbitraria.

3. Verificar que el número de átomos ya sea el mismo a ambos lados de la reacción.

4. En caso de que sigan siendo diferentes se repite el proceso colocando nuevos coeficientes hasta que los números sean iguales.

5. Tomar en cuenta que el coeficiente 1 no se escribe.

Ejemplo 1:

Tenemos la reacción entre el metano y el oxígeno que forman agua y dióxido de carbono:

1. Identificar los reactivos y productos y escribir la ecuación química:

2. Analizar el número de átomos de cada especie, tanto en reactivos como productos, para determinar cual requiere ser ajustado.

Reactivos		Productos
CH_4(g) + O_2(g)	-->	H₂O_(g)+ CO2_(g)
Átomos de C:1	=	Átomos de C:1
Átomos de H: 4	≠	Átomos de H: 2
Átomos de O: 2	≠	Átomos de O:3

3. Observar que los átomos del hidrógeno y oxígeno son los que requieren ser balanceados, para esto en primer lugar se coloca un coeficiente 2 en la molécula del agua para tratar de balancear al hidrógeno, y revisamos nuevamente la ecuación:

Reactivos		Productos
CH_4(g) + O_2(g)	-->	2H₂O_(g)+ CO2_(g)
Átomos de C:1	=	Átomos de C:1
Átomos de H: 4	=	Átomos de H: 4
Átomos de O: 2	≠	Átomos de O:4

4. Balancear ahora el oxígeno ya que el carbono e hidrógeno ya han sido balanceados, para ellos escribimos el coeficiente 2 a la molécula de oxígeno y debemos revisar la ecuación.

Reactivos		Productos
CH_4(g) + 2O_2(g)	-->	H₂O_(g)+ CO2_(g)
Átomos de C:1	=	Átomos de C:1
Átomos de H: 4	=	Átomos de H: 4
Átomos de O: 4	=	Átomos de O:4

5. Revisar la ecuación completa y corroborar que todos los elementos se encuentren iguales tanto antes como después de la flecha de reacción. Al final la ecuación ya balanceada indica que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas de agua y una molécula de dióxido de carbono.

Ejemplo 2:

Analizar la reacción de oxidación del etanol.

1. Escribir la reacción identificando los reactivos y productos:

2. Analizar la ecuación, para determinar las especies que necesitan balancearse

Reactivos		Productos
C₂H₅OH_(I)+ O_2(g)	-->	H₂O_(g)+ CO_2(g)
Átomos de C:2	≠	Átomos de C:1
Átomos de H: 6	≠	Átomos de H: 2
Átomos de O: 3	=	Átomos de O:3

3. Colocar el coeficiente 2 al dióxido de carbono para balancear al elemento carbono:

Reactivos		Productos
C₂H₅OH_(I)+ O_2(g)	—>	H₂O_(g)+ 2CO_2(g)
Átomos de C:2	=	Átomos de C:2
Átomos de H: 6	≠	Átomos de H: 2
Átomos de O: 3	≠	Átomos de O:5

4. Colocar un coeficiente 3 al compuesto agua para balancear los hidrógenos:

Reactivos		Productos
C₂H₅OH_(I)+ O_2(g)	-->	3H₂O_(g)+ 2CO_2(g)
Átomos de C:2	=	Átomos de C:2
Átomos de H: 6	=	Átomos de H: 6
Átomos de O: 3	≠	Átomos de O:7

5. Colocar un coeficiente 3 a la molécula de oxígeno para ahora balancear los oxígenos.

Reactivos		Productos
C₂H₅OH_(I) + 3O_2(g)	à	3H₂O_(g)+ 2CO_2(g)
Átomos de C:2	=	Átomos de C:2
Átomos de H: 6	=	Átomos de H: 6
Átomos de O: 7	=	Átomos de O:7

Balancear la ecuación no es tarea fácil de realizar por el método de tanteo, debido a que se requiere mucho tiempo, por lo que tendremos que usar otra herramienta, el método algebraico, que consisten en colocar letras en la parte lateral de cada uno de los compuestos o elementos que participan en la reacción, para después plantear una ecuación algebraica para cada uno de los elementos. Finalmente, se resuelven las ecuaciones y se sustituyen las literales por los valores obtenidos.

Ejemplo.

1. Escribir la reacción e identificar los reactivos y los productos.

2. Colocar letras (coeficientes) a cada una de las sustancias participantes:

3. Plantear una ecuación para cada elemento:

Para K: A = C + E (1)

Para O: A = 3C + D (2)

Para H: A = 2D (3)

Para Cl: 2B = C + E (4)

4. Observar que la letra A es la que más se repite en las ecuaciones

5. Asignar un valor de 2 a la letra A

6. Sustituir el valor de 2 en la ecuación 3 para conocer el valor de D:

7. Despejar D y sustituir el valor de A

D=1

8. Sustituir los valores de A y D en la ecuación 2 para conocer el valor de C despejando en la ecuación:

9. Despejar E de la ecuación 1 y sustituir los valores de A y C:

10. Despejar B de la ecuación 4 y sustituir los valores de C y E

11. Con base a lo anterior los valores de los coeficientes son A=1, B=1, C=1/3, D=1 y E=5/3, por lo que la ecuación quedaría de la siguiente manera:

12. Multiplicar por 3 puesto que lo recomendable es que los coeficientes de las ecuaciones sean números enteros y de esta manera eliminamos los denominadores, y la ecuación balanceada queda de la siguiente manera:

2.3.3. Balanceo redox.

Como lo habíamos mencionado anteriormente, existe otro método para el balanceo de ecuaciones químicas, siguiendo los principios de óxido reducción o redox. Para conocer el balanceo de reacciones por este método es necesario que revisemos algunos conceptos importantes sobre la oxidación y reducción.

Oxidación.

Se define como un cambio químico en el que un átomo pierde electrones, es decir se generan iones con carga positiva, lo que hace que en la reacción química un átomo aumente su número de oxidación.

Por ejemplo:

Cuando ocurre una oxidación, también hay una reducción, siempre van juntas; este tipo de reacciones se conocen como redox.

Reducción.

Es un cambio químico en el cual un átomo gana electrones, es decir, se generan iones con carga negativa, disminuyendo el número de oxidación del átomo.

Ejemplo:

Cabe señalar que la oxidación y la reducción son procesos que ocurren de forma simultánea, ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción:

Entonces, cuando una especie química se oxida, es decir pierde electrones, es un agente reductor porque hace que la otras especie se reduzca y viceversa; si una especie se reduce se dice que es un agente oxidante, logrando que la otra especie se oxide.

se oxida (agente reductor)

se reduce (agente oxidante)

Es importante conocer cuál es la especie que se oxidará y cual se reducirá, debemos recordar los estados de oxidación de los elementos antes y después de la reacción. El número de oxidación es la carga que cada elemento adquiere al combinarse químicamente con otro y ganar o perder electrones.

Las reglas básicas para establecer los estados de oxidación de los elementos son las siguientes:

a) Los elementos en estado libre tendrán un número de oxidación igual a cero, tanto en estado atómico como molecular, por ejemplo: Al, N₂,H₂, Cl₂, Fe, entre otros.

b) Los elementos del gripo IA de la tabla periódica tienen un número de oxidación 1+, con su debida excepción, pues en el caso de los hidruros el hidrógeno se trabaja con 1-.

c) Los elementos del grupo IIA tendrán un número de oxidación igual a 2+

d) El oxígeno en la mayor parte de los compuestos trabaja con un número de oxidación 2-, sin embargo, en los peróxidos su número de oxidación será de 1-

e) Los halógenos, cuando no están combinados con oxígeno, tienen un número de oxidación igual a 1-

f) La suma algebraica de los número de oxidación de todos los átomos que forman una molécula neutra es cero. Si se trata de un ion, la suma será igual a la cargar del ion.

Para ejemplificar lo anterior, veamos lo siguiente:

NaCl	Na¹⁺Cl^1-	(1+)+(1-)=0
CO₂	C⁴⁺O₂^2-	(4+)+2(2-)=0
H₂O	H₂¹+O^2-	2(1+)+(2-)=0
KClO₃	K¹⁺Cl⁵⁺O₃^2-	(1+)-(5+)+3(2-)=0

Las reacciones en las que intervienen procesos de oxidación y reducción son difíciles de balancear por el método de tanto, es mejor aplicar el método redox, recuerda que para balancear por dicho método es necesario que existan dos partes: un elemento que se oxide (donar electrones) y otro que se reduzca (acepta electrones).

Para balancear por el método de balanceo por óxido-reducción, consideramos el aumento total en el número de oxidación de los átomos que se oxidan, los cuales han de ser igual a la disminución total de los número de oxidación de los átomos que se reducen, por tanto, el número de electrones que se gana o se pierde debe ser igual.

Para poder explicar el proceso de balanceo redox revisaremos los pasos que se presentan en el ejemplo de la reducción del dióxido de manganeso cuando reacciona con el ácido clorhídrico:

Ejemplo 1.

1. Escribir la ecuación química completa, es decir, con reactivos y productos de forma correcta.