La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos. No obstante, todos esos cambios se pueden agrupar en dos tipos: cambios físicos y cambios químicos.

Los cambios físicos ocurren cuando los objetos o sustancias experimentan un cambio que no modifica su composición química.

  Por ejemplo, la sal disuelta en agua puede ser recuperada dejando evaporarse el agua.

 Es aquella reacción química que libera energía calorífica hacia el medio que lo rodea conforme transcurre, por lo tanto aumenta la temperatura de los alrededores del sistema donde ocurre la reacción.

  Es aquella reacción que absorbe energía conforme se lleva a cabo. Son reacciones que no ocurren naturalmente a condiciones ambientales, por lo tanto no son espontáneas. En este grupo se encuentran las reacciones de descomposición térmica.

Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa, es decir hasta que se agote uno o todos los reactantes. 

Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (↔). Generalmente se lleva a cabo en un  sistema cerrado, entonces los productos que se  forman interactúan entre si para reaccionar en sentido inverso (←) y regenerar los productos. 

NaOH + HCl => NaCl + H₂O

Esta reacción es irreversible, no hay punto donde se haya verificado que parte del NaOH o HCl se haya regenerado. Lo mismo sucede con otros pares de ácidos y bases fuertes.

Una disolución de cloruro de cobalto, CoCl₂, en agua la tiñe de color rosado, debido a la formación de un acuo complejo. Cuando esta disolución se calienta, el color cambia a azul, dándose la siguiente reacción reversible:

[Co(H₂O)₆]²⁺(ac) (rosado) + 4Cl^–(ac) + Q ⇌ CoCl₄^2-(ac) (azul) + 6H₂O(l)

Donde Q es el calor suministrado. Este calor deshidrata el complejo, pero a medida que se enfría la disolución, o si se añade agua, volverá a su color rosado original.

Una reacción química lenta es aquella donde la cantidad de producto formado o la cantidad de reactante consumido por unidad de tiempo es muy pequeña.

 Es aquella donde la cantidad de producto formado o la cantidad de reactante consumido por unidad de tiempo es grande.

Este tipo de reacciones ocurren tanto en la naturaleza como de manera artificial. Por ejemplo, es el tipo de reacción que hace que necesitemos respirar (adquiriendo oxígeno del medio) o que las plantas realicen la fotosíntesis.
Ejemplo:
Fe₂O₃ + 3CO → 2 Fe + 3 CO₂
Reducción: el Fe pasa de un estado de oxidación de +3 a 0 por lo tanto se reduce
Oxidación: el C pasa de +2 a +4 por lo tanto se oxida

- Identificar los elementos “no compuestos” que se encuentren en la ecuación.

- Anotar los elementos que se hallaron.

-  Multiplicar a los átomos de cada elemento indicados en su subíndice,  por su coeficiente, y anotarlos.

-  CUANDO NO HAY UN COEFICIENTE ENFRENTE DE LA FORMULA SE TOMA COMO UNO.

-  En caso de que un elemento que se repita más de 1 vez en los reactivos o productos, sumar los resultados de sus multiplicaciones y anotarlos.

-  Debes poner y cambiar coeficientes enteros “no decimales”, donde sean necesarios para balancear la ecuación.

- Los coeficientes afectan a todos los elementos de la formula por lo tanto también se multiplican por sus subíndices.

- Cuando quede el mismo número de átomos tanto en los reactivos como productos, entonces la ecuación ya quedo balanceada como se muestra a continuación.

Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química.

a) Se determinan los números de la oxidación de cada átomo respectivo.

b) Se identifican los pares redox en la reacción.

c) Se combinan los pares redox en dos reacciones parciales.

a) Se equilibran todos los átomos excepto del H y del O
b) Se equilibran las cargas añadiendo H+ o OH-
b) Se equilibran los átomos del oxígeno añadiendo H2O

En la mayoría de los casos, involucran una importante cantidad de energía liberada, así como un cambio permanente en la naturaleza química de los materiales involucrados.

El resultado final de una reacción redox suelen ser compuestos diferentes a los iniciales, tanto en su combinatoria como su nivel de carga electromagnética. Este proceso a menudo se comprende a partir de “semirreacciones” o reacciones parciales, que son una forma de segmentar el proceso redox global en dos: el proceso de reducción y el de oxidación.

Lo cual compone la reacción global Fe + Cu²⁺ -> Fe²⁺ + Cu.

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Paso 5. Balance de los electrones intercambiados (perdidos y ganados) en las semirreacciones redox balanceadas.

 El número de electrones que se intercambian en las semirreacciones redox debe ser el mismo. Este se obtiene al multiplicar de manera cruzada los electrones perdidos y ganados. Se simplifica la ecuación.

a. Los coeficientes que se obtienen hasta este paso corresponden únicamente a las especies químicas que intervinieron en el proceso Redox y se colocan como coeficientes de los compuestos correspondientes en la reacción.

2KMnO4 +10FeSO4 + H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Se efectúa el balance de masa. Debe haber el mismo número de especies químicas en ambos lados de la flecha de reacción. En el caso del manganeso, no es necesario efectuar el balance de masa pues hay un número igual de átomos en ambos miembros de la semirreacción. Sin embargo, en el caso del hierro, hay un coeficiente de 2 en el Fe3+ que también debe aparecer del mismo modo en el Fe2+. 

 Mn⁷⁺ - Mn²⁺

 2Fe²-  2Fe³⁺