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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Reacciones químicas


Las reacciones químicas son procesos fundamentales mediante los cuales las sustancias se combinan para formar nuevos productos. Son la base de una amplia variedad de fenómenos en nuestro mundo, desde el nivel microscópico en las células hasta los vastos procesos que ocurren en la naturaleza y las aplicaciones industriales. Comprender las reacciones químicas implica observar los cambios que ocurren en las sustancias a nivel molecular. Este proceso está gobernado por las leyes de la química.

Conceptos básicos

Básicamente, una reacción química implica el reordenamiento de átomos. Las sustancias que inician estas reacciones se llaman reactivos, y las que se forman se llaman productos. Una reacción química se representa típicamente mediante una ecuación química balanceada, donde los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha, conectados por una flecha que muestra la dirección de la reacción.

        2H 2 + O 2 → 2H 2 O

En la ecuación anterior, el hidrógeno diatómico (H 2) y el oxígeno (O 2) son los reactivos, y el agua (H 2 O) es el producto. Los números antes de las fórmulas químicas, conocidos como coeficientes, aseguran que la ecuación esté balanceada, lo que significa que hay el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación.

Tipos de reacciones químicas

Las reacciones químicas se pueden clasificar en varios tipos principales según la naturaleza de sus cambios, incluyendo síntesis, descomposición, reemplazo simple, reemplazo doble, combustión y reacciones redox.

Reacciones de síntesis

En las reacciones de síntesis, dos o más reactivos se combinan para formar un solo producto. Este tipo de reacción también se llama reacción de combinación.

        A + B → AB

Por ejemplo, cuando el sodio (Na) reacciona con el cloro (Cl 2), forman cloruro de sodio (NaCl), una sal común:

        2Na + Cl2 → 2NaCl2
, ,

Reacciones de descomposición

Una reacción de descomposición implica descomponer un compuesto en dos o más sustancias más simples. Este tipo de reacción a menudo requiere energía como calor, luz o electricidad.

        AB → A + B

Un ejemplo de una reacción de descomposición es la desintegración del agua en gases de hidrógeno y oxígeno por electrólisis:

        2H 2 O → 2H 2 + O 2

Reacciones de reemplazo simple

Las reacciones de reemplazo simple ocurren cuando un elemento reacciona con un compuesto y reemplaza a otro elemento en ese compuesto. Generalmente se pueden representar como:

        a + bc → ac + b

Un ejemplo de una reacción de reemplazo simple es cuando el metal de zinc se coloca en solución de sulfato de cobre(II):

        4Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Reacciones de reemplazo doble

Las reacciones de reemplazo doble involucran dos compuestos en los que sus iones positivos y negativos intercambian lugares para formar dos nuevos compuestos. Generalmente se representan como:

        AB + CD → AD + CB

Un ejemplo de esto es la reacción entre el nitrato de plata (AgNO 3) y el cloruro de sodio (NaCl) para formar cloruro de plata (AgCl) y nitrato de sodio (NaNO 3):

        AgNO 3 + NaCl → AgCl + NaNO 3
,

Reacciones de combustión

Las reacciones de combustión se caracterizan por el hecho de que la sustancia reacciona rápidamente con el oxígeno, produciendo a menudo calor y luz. Estas reacciones son generalmente exotérmicas y pueden representarse como:

        Hidrocarburo + O 2 → CO 2 + H 2 O

Un ejemplo común de una reacción de combustión es la combustión de gas natural (metano) en el aire:

        CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O

Reacciones redox

Las reacciones de oxidación-reducción (reacciones redox) involucran la transferencia de electrones entre dos sustancias. Las reacciones redox son importantes para muchos procesos, incluyendo el metabolismo, la combustión y la corrosión.

Oxidación y reducción

En términos simples, la oxidación es la pérdida de electrones, mientras que la reducción es la ganancia de electrones. En cualquier reacción redox, un reactivo se oxida y el otro se reduce. Considere la reacción:

        Mg + Cl 2 → MgCl 2

Aquí, el magnesio (Mg) se oxida para formar Mg 2+, mientras que el cloro (Cl 2) es oxidado para formar iones Cl – al ganar electrones.

E -

Factores que afectan las reacciones químicas

Muchos factores pueden afectar la velocidad y el alcance de las reacciones químicas. Comprender estos factores puede ayudar a controlar y optimizar las reacciones en entornos de laboratorio e industriales.

Temperatura

Las temperaturas más altas generalmente aumentan la velocidad de las reacciones químicas. Esto se debe a que el calor proporciona energía que hace que las moléculas se muevan más rápido, aumentando la frecuencia y la fuerza de las colisiones entre las moléculas reactantes.

Concentración

La concentración de los reactivos puede afectar la velocidad de reacción. Las concentraciones más altas significan que hay más moléculas disponibles para chocar y reaccionar, a menudo aumentando la velocidad de la reacción.

Catalizador

Los catalizadores son sustancias que aceleran una reacción química sin consumirse en el proceso. Funcionan proporcionando una vía de reacción alternativa con una energía de activación más baja.

Balanceo de ecuaciones químicas

El balanceo de ecuaciones químicas es importante porque asegura que haya un número igual de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación, respetando la ley de la conservación de la masa.

Pasos para balancear ecuaciones

  1. Escribe la ecuación no balanceada.
  2. Lista el número de cada tipo de átomo presente en la ecuación no balanceada.
  3. Ajusta los coeficientes para tener el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados.
  4. Repite hasta que la ecuación esté balanceada.
  5. Revisa tu trabajo.

Por ejemplo, para balancear la ecuación no balanceada para la reacción del aluminio con oxígeno:

        Al + O 2 → Al 2 O 3

Comienza contando los átomos:

  • Reactivos: Al = 1, O = 2
  • Producto: Al = 2, O = 3

Ajusta los coeficientes para balancear los átomos:

        4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

Ahora el número de cada tipo de átomos es el mismo en ambos lados.

Conclusión

Las reacciones químicas forman la base de la química. Convierten reactivos en productos a través de diferentes tipos de reacciones, como la síntesis, la descomposición y las redox, que están controladas por condiciones como la temperatura y la presión. Dominar las ecuaciones químicas y comprender los mecanismos de reacción son habilidades esenciales para que los estudiantes exploren el vasto mundo de la ciencia química.


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