Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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El concepto de equilibrio


El equilibrio es un concepto fundamental en química que describe el estado de equilibrio en una reacción química. Es una situación dinámica donde la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa. El equilibrio no significa que las concentraciones de reactivos y productos sean iguales o que la reacción haya cesado; en cambio, sugiere que sus concentraciones permanecen constantes a lo largo del tiempo.

Entendiendo el equilibrio químico

El equilibrio químico ocurre en un sistema cerrado donde ni reactivos ni productos pueden escapar. En tal sistema, cualquier reacción que proceda en una dirección es contrarrestada por una reacción igual en la dirección opuesta. Es dinámico porque, aunque las propiedades macroscópicas (como la concentración, presión, etc.) permanecen sin cambios, las reacciones continúan ocurriendo a nivel molecular.

Para representar una reacción en equilibrio, utilizamos una flecha de dos cabezas en una ecuación química:

A + B ⇌ C + D

Aquí, la reacción directa es A + B → C + D y la reacción inversa es C + D → A + B

La ley de acción de masas

En el equilibrio, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa. La ley de acción de masas proporciona una forma matemática de entender este equilibrio. Establece que a una temperatura constante, las concentraciones de reactivos y productos pueden expresarse en términos de la constante de equilibrio K

K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

Aquí, [A], [B], [C], y [D] representan las concentraciones molares de los compuestos, y a, b, c, y d son sus respectivos coeficientes de la ecuación química balanceada.

La idea de equilibrio

Considere un sistema simple de agua en un recipiente cerrado. Cuando esta agua se evapora, se convierte en vapor. En un sistema cerrado, el vapor eventualmente comienza a condensarse de nuevo en agua líquida. Cuando la tasa de evaporación es igual a la tasa de condensación, se alcanza el equilibrio.

líquido H2O vapor de H2O Evaporación ⇌ Condensación

Características del equilibrio

Algunas características importantes de un sistema en equilibrio químico son:

  • Proceso dinámico: Aunque no se pueden observar cambios macroscópicos, las reacciones continúan a nivel molecular.
  • Requiere sistema cerrado: El equilibrio solo se puede lograr en un sistema cerrado, donde ninguna sustancia puede escapar.
  • Sin cambio neto: Las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes.
  • No se ve afectado por la concentración inicial: La posición de equilibrio final no depende de la concentración inicial; sin embargo, afectará el tiempo que tarda en alcanzarse el equilibrio.

Principio de Le Chatelier

El principio de Le Chatelier describe cómo reacciona un sistema en equilibrio ante una perturbación. Si un equilibrio dinámico se ve perturbado por el cambio de condiciones (concentración, temperatura, presión), la posición de equilibrio se desplaza para contrarrestar el cambio. Este principio ayuda a predecir la dirección en que un sistema se moverá debido a un estrés externo.

Cambios en concentración

Si se añaden más reactivos al sistema, la posición del equilibrio se desplaza hacia los productos, provocando una disminución de los reactivos añadidos. Por el contrario, si se añaden más productos, el sistema se desplaza hacia los reactivos.

Ejemplo:

N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g)

Agregar más N2 desplaza el equilibrio hacia la derecha, produciendo más NH3.

Cambio de presión

Los cambios de presión solo afectan el equilibrio en reacciones que involucran gases. El aumento de la presión favorece el lado que tiene menos moles de gas, mientras que la disminución de la presión favorece el lado que tiene más moles de gas.

Ejemplo:

2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g)

El aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia la derecha, provocando la formación de más SO3.

Cambio de temperaturas

Un aumento en la temperatura favorece las reacciones endotérmicas (absorbe calor), mientras que una disminución favorece las reacciones exotérmicas (libera calor).

Ejemplo:

N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g) + Calor

Un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia la izquierda, reduciendo la producción de NH3.

Conceptos erróneos comunes

Surgen varios conceptos erróneos respecto al equilibrio químico:

  • Equilibrio significa concentración igual: No significa concentración igual, sino concentración constante.
  • Las reacciones se detienen en el equilibrio: en cambio, las reacciones continúan a la misma velocidad en ambos lados.
  • Agregar un catalizador afecta el equilibrio: el catalizador acelera la velocidad a la que se alcanza el equilibrio, pero no cambia la posición del equilibrio.

Aplicaciones del equilibrio químico

Entender el equilibrio químico tiene muchas aplicaciones prácticas:

  • Síntesis industrial: El proceso Haber para la síntesis industrial de amoníaco se basa en los principios de equilibrio para maximizar la producción.
  • Sistemas biológicos: Muchas reacciones bioquímicas están basadas en el equilibrio, como la unión del oxígeno a la hemoglobina.
  • Ciencia ambiental: Entender el equilibrio es importante al estudiar distribuciones químicas y reacciones en contextos atmosféricos y ambientales.

Conclusión

El equilibrio químico sienta las bases para entender cómo las reacciones proceden y se equilibran en sistemas cerrados. Es un proceso dinámico en curso donde las concentraciones de reactivos y productos son constantes. Al aplicar los principios del equilibrio químico, los químicos pueden predecir cómo los cambios en condiciones como concentración, presión y temperatura afectarán el sistema. Este entendimiento es fundamental para las industrias químicas, la ciencia ambiental y la bioquímica.

En resumen, el equilibrio no solo es central para la química, sino que también impacta una variedad de campos y aplicaciones del mundo real.


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El concepto de equilibrio

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