Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Tipos de Reacciones Químicas


Las reacciones químicas son procesos donde una o más sustancias se transforman en diferentes sustancias. Son un concepto fundamental en química y se clasifican en diferentes tipos basados en varios factores, como la naturaleza de los reactivos y productos o el cambio químico que sufren. Comprender estos tipos nos ayuda a predecir los productos de una reacción y entender los principios que rigen los cambios químicos. Profundizaremos en algunos de los tipos más comunes: reacciones de combinación, reacciones de descomposición, reacciones de desplazamiento, reacciones redox y más, cada uno de los cuales tiene sus propias características y ejemplos únicos.

1. Reacciones de combinación

Las reacciones de combinación, también llamadas reacciones de síntesis, ocurren cuando dos o más reactivos se combinan para formar un solo producto. Estas reacciones se caracterizan por la fórmula general:

 A + B → AB

Aquí, A y B son los reactivos, y AB es el producto formado por su combinación. Un ejemplo clásico de esto es la síntesis de agua a partir de hidrógeno y oxígeno:

 2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Ejemplo visual:

,

En el ejemplo SVG, el color azul representa átomos de hidrógeno y el color rojo representa oxígeno. Juntos, forman una molécula de agua púrpura.

2. Reacciones de descomposición

Las reacciones de descomposición son lo opuesto a las reacciones de combinación. Aquí, un solo compuesto se descompone en dos o más sustancias más simples. Su forma general es:

 AB → A + B

Una reacción de descomposición común es la descomposición del agua en gases de hidrógeno y oxígeno:

 2H 2 O → 2H 2 + O 2

Ejemplo visual:

,

En el ejemplo SVG, la molécula de agua púrpura se desintegra en átomos de hidrógeno azules y átomos de oxígeno rojos.

3. Reacciones de desplazamiento

Las reacciones de desplazamiento ocurren cuando un elemento reemplaza a otro elemento en un compuesto, formando un nuevo elemento y un nuevo compuesto. Se pueden clasificar además en reacciones de desplazamiento simple y doble. La forma general de una reacción de desplazamiento simple es:

 a + bc → ac + b

Por ejemplo, cuando el zinc reacciona con sulfato de cobre:

 4Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Ejemplo visual:

, ,

En el ejemplo SVG, el átomo de zinc gris desplaza al cobre azul en el sulfato de cobre.

4. Reacciones de doble desplazamiento

En una reacción de doble desplazamiento, hay un intercambio de iones entre dos compuestos, lo que lleva a la formación de dos nuevos compuestos. Su forma general es:

 AB + CD → AD + CB

Un ejemplo clásico de esto es la reacción entre nitrato de plata y cloruro de sodio:

 AgNO 3 + NaCl → AgCl + NaNO 3

Ejemplo visual:

, ,

En este ejemplo SVG, los rectángulos azules y verdes intercambian compañeros con los círculos amarillos y púrpuras.

5. Reacciones redox

Las reacciones redox implican la transferencia de electrones entre dos sustancias. En estas reacciones, una especie se oxida al perder electrones y la otra se reduce al ganar electrones. El proceso redox puede representarse por las siguientes semi-reacciones:

        Oxidación: A → A n+ + ne -
        Reducción: B + ne - → B n-

Por ejemplo, en la reacción entre hidrógeno y flúor:

 H 2 + F 2 → 2HF

El hidrógeno se oxida y el flúor se reduce. La representación visual para redox puede ser bastante extensa, así que lo mantendremos conceptual aquí.

6. Reacciones de neutralización

Las reacciones de neutralización son un subtipo de las reacciones de doble desplazamiento donde un ácido y una base reaccionan para formar agua y una sal. La ecuación general es:

 HX + MOH → MX + H 2 O

Un ejemplo común de esto es la reacción entre ácido clorhídrico e hidróxido de sodio:

 HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Estas reacciones son comunes en la vida diaria y son importantes para una variedad de procesos biológicos e industriales.

7. Reacciones de combustión

Las reacciones de combustión implican la quema de una sustancia, generalmente en presencia de oxígeno, y la liberación de energía en forma de calor y luz. La ecuación general para la combustión completa de un hidrocarburo se puede escribir como:

 C x H y + O 2 → CO 2 + H 2 O

Por ejemplo, la combustión del metano:

 CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O

Las reacciones de combustión son responsables de impulsar innumerables motores y son vitales en el sector energético.

8. Reacciones de precipitación

Las reacciones de precipitación son una forma de reacciones de doble desplazamiento donde dos soluciones acuosas reaccionan para formar uno o más productos insolubles, llamados precipitados. La ecuación general es:

 AB(aq) + CD(aq) → AD(s) + CB(aq)

Un sencillo ejemplo de esto es la reacción entre yoduro de potasio y nitrato de plomo(II), en la cual se forma yoduro de plomo(II) como precipitado:

 2KI(aq) + Pb(NO 3 ) 2 (aq) → 2KNO 3 (aq) + PbI 2 (s)

El precipitado sólido a menudo se observa como una nube en la solución o como un sólido separado.

Conclusión

Las reacciones químicas son centrales para nuestra comprensión de la química y la materia. Cada tipo de reacción proporciona información esencial sobre cómo interactúan, se combinan y se transforman las sustancias en nuevos materiales. Reconocer y predecir los productos de estas reacciones es una habilidad vital en la química. Este entendimiento permite a los químicos desarrollar nuevos materiales, crear energía de manera eficiente y comprender las complejas reacciones que ocurren en el mundo que nos rodea.


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