Tipos de reacciones químicas

Regresar al índice [Carga y lenguaje químico]

Las reacciones químicas, representadas mediante ecuaciones químicas, pueden clasificarse según distintos criterios que dependen del aspecto que se desee analizar.

Clasificación de las reacciones por estructura

Desde un punto de vista estructural, se clasifican según la forma en que se reorganizan los átomos, dando lugar a tipos como síntesis, descomposición, sustitución simple y doble sustitución.

1. Reacciones de síntesis.

Las reacciones de síntesis o combinación ocurren cuando sustancias simples forman compuestos más complejos (A + B → C). Ejemplos incluyen:

La síntesis de óxidos: Elemento + O₂ → Óxido.

S + O₂ → SO₂,                     2Mg + O₂ → 2MgO,

La síntesis de hidruros: Elemento + H₂ → Óxido. Donde el elemento debe ser un metal de baja electronegatividad o no metales. El orden del hidrógeno pasa a la izquierda en los grupos de oxígeno y flúor. Normalmente no se forman hidruros metálicos con estados de oxidación mayores de +5.

N₂ + 3H₂ → 2NH₃,              Cl₂ + H₂ → HCl

La síntesis de hidróxidos: óxido metálico + agua → hidróxido. Donde el elemento debe ser un metal de baja electronegatividad, el metal conserva su estado de oxidación. Normalmente no se forman hidruros metálicos con estados de oxidación mayores de +3.

Na₂O + H₂O → 2 NaOH           CaO + H₂O → Ca(OH)₂

La síntesis de oxoácidos: Óxido no metálico + H₂O → oxoácido. El no metal central conserva su estado de oxidación.

SO₃ + H₂O → H₂SO₄               N₂O₅ + H₂O → 2 HNO₃

La síntesis de sales binarias: elemento metal + elemento no metal → sal binaria. El no metal asume su estado de oxidación negativo, y el metal cualesquiera de sus estados positivos.

2 Na + Cl₂ → 2 NaCl                                  Fe + S → FeS

La síntesis de carbonatos: CO₂ + óxido metálico → carbonato metálico. Donde el metal conserva su estado de oxidación.

CO₂ + K₂O → K₂CO₃                       Fe₂O₃ + 3CO₂ → Fe₂(CO₃)₃.

La síntesis de nitratos: NO₂ + O₂ + óxido metálico → nitrato metálico. Donde el metal conserva su estado de oxidación.

2 NO₂ + O₂ + CaO → Ca(NO₃)₂               2 NO₂ + O₂ + Na₂O → 2 NaNO₃

La síntesis de sales oxoácidas: Óxido del haluro + óxido metálico → oxohaluro metálico. Donde el metal y el haluro conservan sus estados de oxidación originales.

Cl₂O₇ + Na₂O → 2 NaClO₄                        Cl₂O₅ + CaO → Ca(ClO₃)₂

La oxidación de sales oxoácidas: oxohaluro meálico + O₂ → oxohaluro meálico. El nuevo hoxohaluro metálico tendrá más oxígenos en su estructura.

2 NaClO₂ + O₂ → 2 NaClO₃                      2 KClO₃ + O₂ → 2 KClO₄

La oxidación de sales de binarias: sal binaria + O₂ → oxoanión metálico.

2 NaCl + O₂ → 2 NaClO₂                          2 KBr + O₂ → 2 KBrO₂

2. Las reacciones de descomposición.

Son el proceso opuesto a las de síntesis: en lugar de formar compuestos complejos a partir de sustancias simples, un compuesto se rompe en sustancias más sencillas (AB → A + B). Este tipo de reacción implica la ruptura de enlaces químicos y generalmente requiere el suministro de energía en forma de calor, electricidad o luz. Como ejemplos tendremos todas las reacciones inversas a las síntesis dadas en la sección anterior, pero a parte de ellas vale la pena mencionar:

La combustión de hidrocarburos y derivados (sustancias C–H–O-N-S-P, etc.): C_?H_?O_?N_?S_?P_?metal_? + O₂ → H₂O + CO₂ + N₂ + SO₂ + P₂O₅ + óxido metálico:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O

4 CH₄N₂O₃SPNa + 15 O₂ → 4 CO₂ + 8 H₂O + 2 N₂ + 4 SO₂ + 2 P₂O₅ + 2 Na₂O

3. Reacciones de sustitución.

oOcurren cuando un átomo o grupo reemplaza a otro en un compuesto (A + BC → AC + B).   Para determinar quién sustituye a quién, lo primero es identificar el elemento que pretende sustituir y establecer si tenderá a formar un catión (caso de los metales) o un anión (caso de los halógenos, como el flúor). Luego, en la sustancia a sustituir, se identifica el ion de igual tipo de carga.

Aquí se aplica la regla: los iones de igual signo se confrontan, mientras que los de signo opuesto se atraen. La capacidad de sustitución o fuerza de esa confrontación se evalúa mediante las series de afinidad o series de reactividad.

Serie de actividad de los cationes:

Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Co > Ni > Sn > Pb > C > NH₄⁺ > H⁺ > Cu > Hg > Ag > Pt > Au

Serie de actividad de los aniones:

F₂ > O₂ > Cl₂ > S > Br₂ > Se > I₂ > Te

Aunque las series de afinidad permiten predecir numerosas reacciones, también es conveniente considerar algunas reacciones clásicas de sustitución como referencia.

Reacciones ácido–metal: Los metales reaccionan con los ácidos para formar sales y gas hidrógeno. Sin embargo, los metales menos reactivos no pueden desplazar el hidrógeno de los ácidos comunes (aunque sí pueden reaccionar con ácidos oxidantes). Ejemplo: Zn + 2HCl → H₂ + ZnCl₂

Reacciones metal–agua: Algunos metales reaccionan con el agua para formar óxidos metálicos y hidrógeno gaseoso: 2Na(s) + H₂O(l) → Na₂O(aq) + H₂(g) ↑
Si el óxido formado es soluble, reacciona adicionalmente con el agua para generar un hidróxido en una reacción secundaria casi instantánea: Na₂O(aq) + H₂O(l) → 2NaOH(aq)

Extracción de metales: Se emplean agentes reductores como el carbono (coque) o metales más reactivos para obtener metales a partir de sus óxidos. Ejemplo de reducción carbotérmica: ZnO + C → CO + Zn. También se usa aluminio en procesos metalúrgicos: 3MnO₂ + Al → Mn + Al₂O₃ La idea es usar un material más reactivo y menos valioso para obtener uno más valioso.

Reacción de termita: Consiste en una reacción altamente exotérmica, donde un metal muy reactivo reduce otro metal, generando suficiente calor para fundirlo. Ejemplo: Fe₂O₃(s) + 2Al(s) → 2Fe(l) + Al₂O₃(s). Se utiliza, por ejemplo, en la soldadura de rieles ferroviarios.

Pátina de la plata: La plata se oscurece al reaccionar con sulfuro de hidrógeno, formando sulfuro de plata en su superficie: 4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O

Obtención de halógenos: El cloro se produce industrialmente mediante el proceso de Deacon, que oxida HCl en presencia de un catalizador (como CuCl₂) entre 400–450 °C: 4HCl + O₂ → 2Cl₂ + 2H₂O

4. Reacciones de doble desplazamiento.

Las reacciones de metátesis o doble desplazamiento implican el intercambio de iones entre dos compuestos (AB + CD → AD + CB). Para predecir los productos, se identifica qué especies tienen carga relativa positiva y negativa, de modo que los iones se reorganizan formando nuevas combinaciones de carga opuesta. Ejemplos incluyen

Neutralización ácido-hidróxido: acido + hidróxido → sal + agua.

HCl + NaOH → NaCl + H₂O                    H₂SO₄ + Ca(OH)₂ → CaSO₄ + 2 H₂O

Neutralización ácido-óxido básico: acido + óxido básico → sal + agua.

2 HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O                   H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O

Neutralización ácido-carbonato: acido + metal-carbonato → sal + CO₂+ agua. Cuando intervienen carbonatos, se produce además CO₂, como en

2 HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + CO₂ + H₂O  

H₂SO₄ + Na₂CO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

Desplazamiento de sales: sal 1 + sal 2 → sal 3 + sal 4. Estas reacciones son comunes en disolución y dependen de la afinidad iónica y la estabilidad de los productos formados, por lo que usas las series de afinidad dadas en las reacciones de desplazamiento.

AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃                    

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2 NaCl

Clasificación de las reacciones por energía

 Las reacciones químicas no solo implican cambios en la materia, sino también en la energía. Algunas, como la reacción entre sodio y cloro, liberan gran cantidad de energía, mientras que otras, como la electrólisis del agua, requieren un aporte energético externo. Esto permite clasificarlas en exergónicas (liberan energía) y endergónicas (absorben energía).

Desde la termodinámica, las reacciones exergónicas tienden a ser espontáneas, ya que dispersan energía, cumpliendo las leyes naturales. En cambio, las endergónicas suelen ser no espontáneas, pues requieren energía externa para ocurrir. Por ello, además del balance de masa y carga, es necesario considerar el balance energético en toda reacción química.

Según el tipo de energía intercambiada, estas reacciones pueden reclasificarse como exotérmicas y endotérmicas (liberan o absorben calor), o exolumínicas y endolumínicas (emiten o absorben luz), ampliando su clasificación según la forma de energía involucrada.

De las clasificaciones anteriores, las más relevantes en la práctica son aquellas que ocurren a presión constante, ya que bajo estas condiciones es posible determinar el calor de reacción de manera relativamente sencilla a través de la entalpía (ΔH). Esto facilita el análisis energético de los procesos químicos en contextos experimentales y cotidianos.

No obstante, es importante reconocer que esta área de la química es conceptualmente compleja y se desarrolla en varios capítulos interrelacionados, principalmente la termoquímica y la termodinámica. En estos campos aparecen magnitudes fundamentales como la entalpía, la entropía y la energía libre de Gibbs, que permiten comprender no solo cuánto calor se intercambia, sino también la dirección espontánea de las reacciones y el equilibrio de los sistemas químicos.

Clasificación de las reacciones por carga

Las reacciones redox son procesos químicos fundamentales en los que ocurre una transferencia de electrones entre especies, lo que implica necesariamente cambios en los estados de oxidación de al menos dos elementos involucrados. Estas reacciones pueden descomponerse conceptualmente en dos partes: la oxidación, donde una especie pierde electrones y aumenta su carga positiva (o disminuye su carga negativa),

y la reducción, donde otra especie gana esos electrones, disminuyendo su carga positiva.

Es importante destacar que estos procesos no ocurren de manera aislada, sino siempre de forma simultánea, constituyendo dos semirreacciones acopladas que garantizan la conservación de la carga eléctrica en el sistema químico.

En este tipo de reacciones participan dos actores clave: el agente oxidante, que es la sustancia que gana electrones y por lo tanto se reduce, y el agente reductor, que es la sustancia que pierde electrones y se oxida. Generalmente, los elementos con alta electronegatividad, como el oxígeno o el flúor, actúan como agentes oxidantes, mientras que los metales, con baja electronegatividad, suelen comportarse como agentes reductores. Un ejemplo representativo es la reacción 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃, donde el hierro pasa de estado de oxidación 0 a +3 (oxidación), y el oxígeno de 0 a -2 (reducción). Este tipo de procesos suele liberar una cantidad significativa de energía, frecuentemente en forma de calor, lo que explica su carácter exotérmico en muchos casos.

Para analizar correctamente las reacciones redox, es necesario aplicar un conjunto de reglas de asignación de estados de oxidación. Por ejemplo, los elementos en su forma elemental tienen estado de oxidación cero; el oxígeno generalmente presenta -2 (excepto en peróxidos o compuestos con flúor); el hidrógeno suele tener +1 cuando está unido a no metales y -1 en hidruros metálicos; los metales alcalinos presentan +1 y los alcalinotérreos +2. Estas reglas permiten identificar con precisión qué elementos cambian durante una reacción química. De esta manera, si se detecta al menos un cambio en el estado de oxidación, se puede afirmar que se trata de una reacción redox, lo cual es clave para su interpretación y balanceo.

Las reacciones redox son esenciales en múltiples procesos naturales y tecnológicos. En los sistemas biológicos, participan en la respiración celular y la fotosíntesis, donde cadenas de transporte de electrones permiten la producción de ATP, la principal moneda energética de la célula. También están presentes en fenómenos como la combustión, donde se libera energía a partir de compuestos orgánicos, la corrosión de metales, que tiene un gran impacto económico, y en las pilas electroquímicas, donde las reacciones redox se aprovechan para generar corriente eléctrica. Estos procesos muestran cómo la transferencia de electrones es un principio central tanto en la vida como en la tecnología.

Finalmente, las reacciones redox tienen implicaciones a escala planetaria, influyendo en la composición de la corteza terrestre y la atmósfera. El oxígeno molecular, por ejemplo, es un agente oxidante clave que permite procesos como la combustión y la formación de minerales. Para identificar una reacción redox, el procedimiento consiste en asignar los estados de oxidación a todos los elementos y verificar que al menos dos de ellos cambian. Este criterio asegura que ha ocurrido una transferencia de electrones, confirmando la naturaleza redox del proceso y permitiendo comprender su papel dentro de los ciclos químicos del planeta.

Referencias

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C., Woodward, P., & Stoltzfus, M. (2018). Química: La ciencia central (14.ª ed.). México: Pearson Educación.

Chang, R., & Goldsby, K. (2016). Química (12.ª ed.). México: McGraw-Hill Education.

García García, J. L. (2021). Deduciendo las relaciones entre las unidades de concentración en disoluciones líquidas. Educación Química, 32(3), 38–51.

García García, J. L. (2025). Dimensional analysis in chemistry textbooks 1900–2020 and an algebraic alternative. Educación Química, 36(1), 82–108.

IUPAC. (2019). Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). International Union of Pure and Applied Chemistry. https://goldbook.iupac.org

Matamala, M., & González Tejerina, P. (1975). Química (1ª ed.). Bogotá: Ediciones Cultural.

Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). Química general: Principios y aplicaciones modernas (11.ª ed.). Madrid: Pearson Educación.