Ejemplos de reacciones químicas
Noventa y cuatro reacciones químicas reales con su ecuación ajustada, clasificadas por tipo y con ejercicios de ajuste.
Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias, los reactivos, se transforman en otras distintas, los productos, al romperse y formarse enlaces entre sus átomos. Para describirla con precisión se usa la ecuación química ajustada, que respeta la conservación de la masa. Aquí tienes 94 reacciones químicas reales con su ecuación ajustada, ordenadas por tipo y con el lugar donde ocurren, además de ejercicios resueltos.
¿Qué es una reacción química?
Una reacción química es una transformación en la que la naturaleza de la materia cambia: los átomos de los reactivos se reorganizan para formar productos con propiedades diferentes. Los átomos no se crean ni se destruyen, solo cambian de compañeros. Es lo que enunció Antoine Lavoisier a finales del siglo XVIII con la ley de conservación de la masa: la masa total de los reactivos es igual a la de los productos.
Las reacciones que vemos a diario (la fruta que se oscurece, el pan que se tuesta, el hierro que se oxida) se recogen en los ejemplos de cambios químicos. Este artículo se centra en algo distinto: cómo se escribe cada reacción con su ecuación química ajustada.
Características y reglas para ajustar una ecuación
- Reactivos → productos: los reactivos se escriben a la izquierda de la flecha y los productos, a la derecha. La doble flecha (⇌) indica que la reacción es reversible y alcanza un equilibrio.
- Coeficientes estequiométricos: son los números delante de cada fórmula. Indican cuántas moléculas o moles intervienen. El coeficiente 1 no se escribe.
- Subíndices: forman parte de la fórmula y nunca se cambian para ajustar: H2O es agua y H2O2, agua oxigenada.
- Ecuación ajustada: hay el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados.
- Señales de que hay reacción: desprendimiento de gas, cambio de color, formación de un precipitado, emisión de luz o calor.
Método de tanteo, paso a paso: 1) escribe las fórmulas correctas; 2) ajusta primero los metales y los no metales distintos de H y O; 3) después el hidrógeno; 4) por último el oxígeno; 5) si queda un coeficiente fraccionario, multiplica toda la ecuación para obtener números enteros; 6) comprueba átomo a átomo.
94 ejemplos de reacciones químicas con su ecuación ajustada
Reacciones de síntesis o combinación (15)
A + B → AB: dos o más sustancias se unen para formar una sola.
| Reacción | Ecuación ajustada | Dónde se da |
|---|---|---|
| Formación de agua | 2 H2 + O2 → 2 H2O | Motores de cohete de hidrógeno y pilas de combustible |
| Síntesis del amoniaco | N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3 | Proceso Haber-Bosch, base de los fertilizantes |
| Combustión del magnesio | 2 Mg + O2 → 2 MgO | Luz blanca de bengalas y antiguos flashes |
| Oxidación del hierro | 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 | Esquema simplificado de la formación de herrumbre |
| Combustión del carbón | C + O2 → CO2 | Barbacoas y centrales térmicas |
| Combustión del azufre | S + O2 → SO2 | Primer paso para fabricar ácido sulfúrico |
| Oxidación del dióxido de azufre | 2 SO2 + O2 ⇌ 2 SO3 | Proceso de contacto, con catalizador de óxido de vanadio |
| Formación de ácido sulfúrico | SO3 + H2O → H2SO4 | Origen de la lluvia ácida |
| Apagado de la cal | CaO + H2O → Ca(OH)2 | Preparación de cal para morteros y encalados |
| Síntesis del cloruro de sodio | 2 Na + Cl2 → 2 NaCl | Un metal blando y un gas tóxico forman sal común |
| Síntesis del cloruro de hidrógeno | H2 + Cl2 → 2 HCl | Fabricación de ácido clorhídrico |
| Formación de ácido carbónico | CO2 + H2O ⇌ H2CO3 | Gas de los refrescos; acidificación del océano |
| Oxidación del aluminio | 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 | Capa fina que protege al aluminio de la corrosión |
| Formación de sulfuro de hierro(II) | Fe + S → FeS | Experimento clásico de laboratorio escolar |
| Oxidación del cobre | 2 Cu + O2 → 2 CuO | Capa negra al calentar cobre en una llama |
Reacciones de descomposición (12)
AB → A + B: una sustancia se rompe en otras más sencillas, casi siempre con aporte de energía.
| Reacción | Ecuación ajustada | Dónde se da |
|---|---|---|
| Electrólisis del agua | 2 H2O → 2 H2 + O2 | Producción de hidrógeno verde |
| Calcinación de la caliza | CaCO3 → CaO + CO2 | Fabricación de cal y cemento |
| Descomposición del agua oxigenada | 2 H2O2 → 2 H2O + O2 | Burbujeo en una herida por acción de la catalasa |
| Descomposición del clorato de potasio | 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 | Obtención de oxígeno en el laboratorio, con MnO2 como catalizador |
| Descomposición del óxido de mercurio(II) | 2 HgO → 2 Hg + O2 | Así obtuvo Priestley oxígeno en 1774 |
| Descomposición del bicarbonato de sodio | 2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 | Hace subir bizcochos y galletas en el horno |
| Descomposición de la azida de sodio | 2 NaN3 → 2 Na + 3 N2 | Inflado de los airbags |
| Descomposición del nitrato de amonio | NH4NO3 → N2O + 2 H2O | Obtención de óxido nitroso o «gas de la risa» |
| Fotólisis del cloruro de plata | 2 AgCl → 2 Ag + Cl2 | Ennegrecimiento a la luz, fundamento de la fotografía clásica |
| Deshidratación del hidróxido de cobre(II) | Cu(OH)2 → CuO + H2O | Un precipitado azul se vuelve negro al calentarlo |
| Electrólisis de la sal fundida | 2 NaCl → 2 Na + Cl2 | Obtención industrial de sodio (célula de Downs) |
| Descomposición del ácido carbónico | H2CO3 → H2O + CO2 | Burbujas al abrir un refresco |
Reacciones de sustitución o desplazamiento simple (10)
A + BC → AC + B: un elemento más reactivo desplaza a otro de un compuesto.
| Reacción | Ecuación ajustada | Dónde se da |
|---|---|---|
| Cinc en ácido clorhídrico | Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 | Obtención de hidrógeno en el laboratorio |
| Hierro en sulfato de cobre | Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu | Un clavo de hierro se recubre de cobre rojizo |
| Cobre en nitrato de plata | Cu + 2 AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2 Ag | «Árbol de plata» que crece sobre un hilo de cobre |
| Sodio en agua | 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 | El sodio corre por la superficie y puede arder |
| Magnesio en ácido clorhídrico | Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2 | Efervescencia intensa de la cinta de magnesio |
| Cloro y bromuro de potasio | Cl2 + 2 KBr → 2 KCl + Br2 | Un halógeno más reactivo desplaza a otro |
| Reacción de la termita | 2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe | Soldadura de raíles de tren |
| Cinc en sulfato de cobre | Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu | Reacción en la que se basa la pila Daniell |
| Potasio en agua | 2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2 | Arde con llama lila |
| Calcio en agua | Ca + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2 | Burbujeo constante de hidrógeno |
Reacciones de doble sustitución o precipitación (8)
AB + CD → AD + CB: dos compuestos intercambian sus iones; a menudo se forma un sólido insoluble o precipitado.
| Reacción | Ecuación ajustada | Dónde se da |
|---|---|---|
| Precipitado de cloruro de plata | AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 | Sólido blanco que sirve para detectar cloruros |
| Precipitado de sulfato de bario | BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2 NaCl | Sólido blanco que sirve para detectar sulfatos |
| Precipitado de yoduro de plomo(II) | Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 + 2 KNO3 | Cristales amarillos de la «lluvia de oro» |
| Precipitado de carbonato de calcio | CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2 NaCl | Ablandamiento del agua dura |
| Precipitado de hidróxido de hierro(III) | FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 + 3 NaCl | Sólido pardo rojizo |
| Precipitado de hidróxido de cobre(II) | CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4 | Sólido azul celeste |
| Sulfuro de sodio y ácido clorhídrico | Na2S + 2 HCl → 2 NaCl + H2S | Desprende sulfuro de hidrógeno, con olor a huevo podrido |
| Precipitado de cromato de plomo(II) | K2CrO4 + Pb(NO3)2 → PbCrO4 + 2 KNO3 | El «amarillo de cromo», antiguo pigmento |
Reacciones ácido-base (14)
Ácido + base → sal + agua (neutralización); los carbonatos y bicarbonatos liberan además CO2.
| Reacción | Ecuación ajustada | Dónde se da |
|---|---|---|
| Ácido clorhídrico e hidróxido de sodio | HCl + NaOH → NaCl + H2O | La neutralización de laboratorio por excelencia |
| Ácido sulfúrico e hidróxido de sodio | H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O | Valoraciones ácido-base |
| Ácido nítrico e hidróxido de potasio | HNO3 + KOH → KNO3 + H2O | Obtención de nitrato de potasio |
| Ácido clorhídrico y cal apagada | 2 HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 H2O | Neutralización con cal |
| Ácido sulfúrico y cal apagada | H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O | Tratamiento de aguas residuales ácidas |
| Hidróxido de aluminio en el estómago | 3 HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3 H2O | Acción de algunos antiácidos |
| Hidróxido de magnesio en el estómago | 2 HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2 H2O | Acción de la leche de magnesia |
| Ácido acético e hidróxido de sodio | CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O | Valoración de la acidez del vinagre |
| Ácido fosfórico e hidróxido de sodio | H3PO4 + 3 NaOH → Na3PO4 + 3 H2O | Obtención de fosfato trisódico |
| Cloruro de hidrógeno y amoniaco | HCl + NH3 → NH4Cl | Humo blanco al acercar dos frascos abiertos |
| Vinagre y bicarbonato | CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + H2O + CO2 | El clásico «volcán» casero |
| Ácido sobre caliza o mármol | CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2 | Prueba de campo de los geólogos para reconocer carbonatos |
| Bicarbonato y ácido del estómago | HCl + NaHCO3 → NaCl + H2O + CO2 | Remedio casero contra la acidez |
| Agua de cal y dióxido de carbono | Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O | El agua de cal se enturbia: prueba del CO2 |
Reacciones de combustión (13)
Combustible + O2 → CO2 + H2O + energía. Si falta oxígeno, la combustión es incompleta y se forma CO.
| Reacción | Ecuación ajustada | Dónde se da |
|---|---|---|
| Combustión del metano | CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O | Gas natural en cocinas y calderas |
| Combustión del propano | C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O | Barbacoas de gas y estufas |
| Combustión del butano | 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O | Bombona de butano y mecheros |
| Combustión del octano | 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O | Motor de gasolina |
| Combustión del etanol | C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O | Bioetanol y lamparillas de alcohol |
| Oxidación de la glucosa | C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O | Ecuación global de la respiración celular |
| Combustión del acetileno | 2 C2H2 + 5 O2 → 4 CO2 + 2 H2O | Soplete oxiacetilénico |
| Combustión del metanol | 2 CH3OH + 3 O2 → 2 CO2 + 4 H2O | Combustible de modelismo y de competición |
| Combustión del etano | 2 C2H6 + 7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O | Antorchas de refinerías y gas natural |
| Oxidación completa de la sacarosa | C12H22O11 + 12 O2 → 12 CO2 + 11 H2O | Energía que obtenemos del azúcar |
| Combustión incompleta del carbón | 2 C + O2 → 2 CO | Monóxido de carbono en braseros mal ventilados |
| Combustión incompleta del metano | 2 CH4 + 3 O2 → 2 CO + 4 H2O | Calentadores en espacios sin ventilación |
| Oxidación del monóxido de carbono | 2 CO + O2 → 2 CO2 | Lo que hace el catalizador del coche |
Reacciones redox en la industria y la naturaleza (12)
Un reactivo cede electrones (se oxida) y otro los gana (se reduce).
| Reacción | Ecuación ajustada | Dónde se da |
|---|---|---|
| Reducción del óxido de hierro(III) | Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 | Alto horno: obtención del hierro |
| Oxidación del amoniaco | 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O | Proceso Ostwald (1.er paso), con catalizador de platino |
| Oxidación del monóxido de nitrógeno | 2 NO + O2 → 2 NO2 | Proceso Ostwald (2.º paso); gas pardo de la contaminación urbana |
| Formación de ácido nítrico | 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO | Proceso Ostwald (3.er paso) |
| Electrólisis de la salmuera | 2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2 | Industria cloro-álcali: cloro, sosa e hidrógeno |
| Fotosíntesis | 6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2 | Ecuación global de la fotosíntesis |
| Electrólisis de la alúmina | 2 Al2O3 → 4 Al + 3 O2 | Obtención del aluminio (proceso Hall-Héroult, simplificado) |
| Reducción del óxido de cobre(II) | CuO + H2 → Cu + H2O | Recuperación de cobre metálico en el laboratorio |
| Combustión del sulfuro de hidrógeno | 2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O | Primer paso del proceso Claus en refinerías |
| Cobre en ácido nítrico concentrado | Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O | Desprende un humo pardo de NO2 |
| Dióxido de manganeso y ácido clorhídrico | MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O | Así obtuvo Scheele el cloro en 1774 |
| Permanganato de potasio y ácido clorhídrico | 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O | Obtención de cloro en el laboratorio |
Reacciones orgánicas (10)
Transformaciones de compuestos del carbono: esterificación, fermentación, adición, sustitución y polimerización.
| Reacción | Ecuación ajustada | Dónde se da |
|---|---|---|
| Esterificación | CH3COOH + C2H5OH ⇌ CH3COOC2H5 + H2O | Obtención de acetato de etilo |
| Fermentación alcohólica | C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 | Vino, cerveza y pan, gracias a las levaduras |
| Fermentación láctica | C6H12O6 → 2 C3H6O3 | Yogur y otros lácteos fermentados |
| Hidrólisis de la sacarosa | C12H22O11 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6 | Azúcar invertido: glucosa más fructosa |
| Hidrogenación del eteno | C2H4 + H2 → C2H6 | Mismo tipo de reacción que endurece los aceites vegetales |
| Hidratación del eteno | C2H4 + H2O → C2H5OH | Obtención industrial de etanol |
| Adición de bromo | C2H4 + Br2 → C2H4Br2 | Decoloración del agua de bromo: prueba de dobles enlaces |
| Halogenación del metano | CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl | Sustitución por radicales activada por la luz |
| Saponificación de la triestearina | (C17H35COO)3C3H5 + 3 NaOH → C3H5(OH)3 + 3 C17H35COONa | Fabricación de jabón y glicerina |
| Polimerización del eteno | n C2H4 → (–CH2–CH2–)n | Fabricación de polietileno |
Otras clasificaciones
- Por la energía: exotérmicas, que desprenden calor (combustiones, neutralizaciones), y endotérmicas, que lo absorben (calcinación de la caliza, electrólisis, fotosíntesis).
- Por el sentido: irreversibles, que transcurren hasta agotar un reactivo, y reversibles, que llegan a un equilibrio, como la síntesis del amoniaco o la esterificación.
- Por la velocidad: rápidas, como una explosión, y lentas, como la oxidación del hierro.
- Por las partículas transferidas: de transferencia de protones (ácido-base) y de transferencia de electrones (redox).
Ejercicios resueltos
1. Ajusta la ecuación: Al + O2 → Al2O3.
Para igualar el oxígeno (2 a la izquierda, 3 a la derecha) se busca el mínimo común múltiplo, 6: 3 O2 y 2 Al2O3. Quedan 4 Al a la derecha, así que se ponen 4 Al a la izquierda: 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3.
2. Ajusta la oxidación del amoniaco: NH3 + O2 → NO + H2O.
Con 2 NH3 → 2 NO + 3 H2O hay 5 átomos de O a la derecha, que exigirían 5/2 O2. Multiplicando todo por 2: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O. Comprobación: 4 N, 12 H y 10 O a cada lado.
3. Clasifica: a) CaCO3 → CaO + CO2; b) Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2; c) AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3.
a) Descomposición; b) sustitución simple; c) doble sustitución con precipitado.
4. ¿Cuántos gramos de agua se forman al quemar 4 g de hidrógeno? (H = 1, O = 16)
2 H2 + O2 → 2 H2O. 4 g de H2 son 2 mol, que producen 2 mol de agua; 2 × 18 g = 36 g de agua. Se consumen 32 g de O2: 4 + 32 = 36, se conserva la masa.
5. Al calcinar 100 g de carbonato de calcio se obtienen 56 g de óxido de calcio. ¿Cuánto CO2 se desprende?
Por la ley de conservación de la masa: 100 − 56 = 44 g de CO2, que coincide con su masa molar (12 + 2 × 16 = 44 g/mol).
6. Se mezclan 4 mol de H2 con 1 mol de O2. ¿Cuál es el reactivo limitante y cuánta agua se forma?
La proporción es 2 : 1. Con 1 mol de O2 solo reaccionan 2 mol de H2. El limitante es el O2; se forman 2 mol de agua y sobran 2 mol de H2.
Importancia
Las reacciones químicas sostienen la vida (respiración, fotosíntesis, digestión) y la economía: con ellas se fabrican fertilizantes, metales, plásticos, medicamentos y combustibles. Escribirlas ajustadas permite calcular cuánto reactivo hace falta y cuánto producto se obtiene, la base de la estequiometría y de cualquier proceso industrial. Muchas de las reacciones de la tabla tienen como protagonistas compuestos de la química orgánica.
Preguntas frecuentes
¿Qué diferencia hay entre una reacción química y un cambio físico?
En la reacción química se forman sustancias nuevas con otra composición; en el cambio físico la sustancia sigue siendo la misma, como el agua que se congela o el azúcar que se disuelve.
¿Por qué hay que ajustar las ecuaciones químicas?
Porque los átomos no se crean ni se destruyen. Ajustar la ecuación garantiza que haya los mismos átomos de cada elemento a ambos lados, como exige la ley de conservación de la masa.
¿Se pueden cambiar los subíndices para ajustar?
No. Cambiar un subíndice cambia la sustancia; solo se modifican los coeficientes que van delante de cada fórmula.
¿Qué significa la doble flecha ⇌?
Que la reacción es reversible: los productos pueden volver a formar los reactivos hasta alcanzar un equilibrio químico, como en la síntesis del amoniaco.
¿La fotosíntesis y la respiración son reacciones químicas?
Sí. Sus ecuaciones globales son inversas: la fotosíntesis forma glucosa y oxígeno a partir de CO2 y agua, y la respiración celular los vuelve a convertir en CO2 y agua liberando energía.
Referencias
- Chang, R. y Goldsby, K. A. Química. México: McGraw-Hill.
- Petrucci, R. H. et al. Química general. Madrid: Pearson Educación.
- Lavoisier, A. L. (1789). Traité élémentaire de chimie. París.
Cómo citar este artículo
Equipo de Conceptualia. (2026). «Ejemplos de reacciones químicas». Conceptualia. https://conceptualia.es/ejemplos/ejemplos-de-reacciones-quimicas/
