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
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Equilibrio químico


El equilibrio químico es un concepto esencial en la química que proporciona información sobre cómo ocurren las reacciones químicas y alcanzan un estado de equilibrio. No solo es central para el dominio de la química, sino que también es importante en una variedad de aplicaciones, desde procesos industriales hasta sistemas biológicos. Esta guía completa explorará los aspectos clave del equilibrio químico, proporcionando una comprensión integral de cómo funciona y sus implicaciones.

Comprendiendo el equilibrio químico

En química general, el equilibrio químico se refiere al estado de una reacción reversible donde la tasa de la reacción directa es igual a la tasa de la reacción inversa. En este punto, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo.

Reactivos Productos KF KB

Naturaleza dinámica del equilibrio

El equilibrio químico es dinámico, lo que significa que las reacciones continúan ocurriendo a nivel molecular. Aunque no hay un cambio bruto en la concentración, las moléculas de reactivos continúan transformándose en productos y viceversa.

Por ejemplo, considere la sencilla síntesis de agua:

2H2(g) + O2(g) ⇌ 2H2O(g)

A una temperatura y presión dadas en un recipiente cerrado, la tasa a la que el hidrógeno y el oxígeno se disocian para formar agua es igual a la tasa a la que el agua se disocia para formar hidrógeno y oxígeno. Por lo tanto, no hay un cambio neto en la concentración de ninguna de las especies.

Constante de equilibrio

La constante de equilibrio, denotada como K, es un valor numérico que relaciona las concentraciones de reactivos y productos en equilibrio en una reacción reversible. Se deriva de la ley de acción de masas y ayuda a predecir la posición de equilibrio.

Manifestaciones de K

Para una reacción hipotética:

aA + bB ⇌ cC + dD

La expresión de la constante de equilibrio se da como:

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

donde [A], [B], [C], y [D] son las concentraciones de las especies químicas en equilibrio, y a, b, c, y d son sus coeficientes estequiométricos.

Factores que afectan la constante de equilibrio

La constante de equilibrio solo se ve afectada por cambios en la temperatura. Los cambios en la temperatura pueden alterar la constante de equilibrio, causando que el valor de K varíe. En contraste, los cambios en concentración y presión no afectan K

Principio de Le Chatelier

El principio de Le Chatelier es fundamental para predecir cómo un cambio en las condiciones puede alterar un estado de equilibrio químico. Establece que si un cambio en las condiciones perturba el equilibrio dinámico, el estado de equilibrio se desplaza para contrarrestar ese cambio y restablecer el equilibrio.

Efectos de la concentración

Agregar o eliminar un reactivo o producto desplaza el equilibrio de manera que se restablezcan las concentraciones de equilibrio. Por ejemplo, agregar más reactivo impulsará la reacción hacia el producto.

a + b ⇌ c + d +B desplazamiento a la derecha

Efectos de la presión

Los cambios en la presión afectan el equilibrio que involucra gases. Cuando la presión se incrementa disminuyendo el volumen, el equilibrio se desplaza hacia el lado con menos moléculas de gas.

Considere la respuesta:

N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)

Incrementar la presión beneficiará al lado del producto, que tendrá menos moles de gas (proporción 4:2).

Efecto de la temperatura

Un cambio en la temperatura puede desplazar el equilibrio, dependiendo de si la reacción es exotérmica o endotérmica. Si la reacción es exotérmica, un aumento en la temperatura desplaza el equilibrio hacia la izquierda, hacia los reactivos.

Aplicaciones del equilibrio químico

Los principios del equilibrio químico se aplican en muchos procesos industriales, sistemas ambientales e incluso el cuerpo humano.

Aplicaciones industriales

El proceso Haber para la síntesis de amoníaco es un ejemplo clásico de aplicación del equilibrio. Manipulando la temperatura, la presión y la concentración, la producción de amoníaco se optimiza:

N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)

Las condiciones elegidas a menudo son un compromiso para lograr tasas de producción económicamente viables mientras se mantienen rendimientos significativos.

Balance biológico

En los sistemas biológicos, los procesos de equilibrio regulan funciones vitales, como la unión y liberación de oxígeno por la hemoglobina:

Hb + O2 ⇌ HbO2

Este balance es dinámico y cambia dependiendo de la concentración de oxígeno, facilitando el transporte y distribución de oxígeno en el cuerpo.

Conclusión

El equilibrio químico es importante para comprender los mecanismos de reacción y la dinámica del sistema en química. Al examinar la constante de equilibrio y el principio de Le Chatelier, los científicos e ingenieros pueden controlar y optimizar las reacciones para obtener los resultados deseados.


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