Principios Clave de Reacciones Químicas, Ácidos, Bases y Energía

Equilibrio: Se dice que es un equilibrio dinámico o químico porque los fenómenos están ocurriendo continuamente en la solución;
Son dos reacciones que tiene lugar, los iones reaccionan para producir moléculas y viceversa. 

Reacción química en equilibrio del ácido acético: HC2H3O2↔H3O+ + C2H3O2-

Fórmula de equilibrio general: aA+bB↔cC+dD

Matemáticamente la constante de equilibrio en un sistema:
Keq=[C]c [Dd]/[A]a [B]b

Esta constante de equilibrio fue descubierta pir los químicos noruegos Guldberg y Waage y es conocida como ley de acción de masas. 

Principio de Chatelier: Cuando un sistema en un estado de equilibrio dinámico se rompe el equilibrio por alguna carga externa, el sistema se correrá a una nueva posición de equilibrio para minimizar el efecto de la carga si es posible. 

Neutralización: Los ácidos y las bases reaccionan uno con otro de manera que se anulan, o se neutralizan sus caracteres ácidos y bases.

Reacción de los indicadores: Algunos colorantes orgánicos, presentan diferentes colores según este en un medio ácido o base. 

Catálisis: Muchas reacciones químicas se catalizan por la presencia de ácidos y bases. 

Arrhenius: Define a un ácido como cualquier sustancia que pueda aumentar la concentración de iones hidronio (H3O+), en solución acuosa y a una base como una sustancia que aumenta la concentración del ion oxidrilo en el agua (OH-) 

Teoría de Brönsted-Lowry: Propuso en 1923 que un ácido como una sustancia que es capaz de ceder un protón que en este caso es el ion hidrógeno a alguna otra sustancia y a una base como una sustancia que es capaz de aceptar un protón de un ácido. 

Concentración de iones hidrógeno pH:
Kw= [H+] [OH] → 1x10-14 = [1x10-7] [1x10-7] 

La titulación es un método analítico en el cual se utiliza una solución estándar para determinar la concentración de una solución estándar para determinar la concentración de una solución en donde una solución estándar va a ser aquella a la cual se le va a conocer una concentración. 

Termodinámica: Básicamente tiene que ver con los cambios de energía que acompañan a los procesos físicos y químicos. 

Primera ley de la termodinámica: No se crea ni se destruye, se conserva.  ΔE= q-w

Energía interna: ΔE= E final - E inicial 

Entalpía= Contenido de calor, H=E+PV

Energía de enlace: La energía necesaria para romper una mol de enlace en estado gaseoso. 

Ley de Hess: La suma de todos los cambios de entalpía que tienen lugar a lo largo de todo el trayecto. 

Entropía: ΔS= qrev/T

Segunda ley de la termodinámica: en cualquier proceso espontáneo siempre hay un aumento en la entropía de universo, la variación de entropía total cuando es mayor que 0. 

ΔS total= ΔS sistema + ΔS alrededores. 

Energía libre: G= se le llama energía libre de Gibbs porque ΔG nos representa la cantidad máxima de energía puesta en libertad en un proceso que se lleva a cabo a temperatura y presión constantes y que es libre de efectuar un trabajo útil. 

Espontaneidad: Proceso físico o químico: Uno de ellos es el cambio de energías y el otro es el cambio en el grado de desorden del sistema. 

Reacción exergónica: La variación de la energía libre de Gibbs es negativa, esto nos indica que la reacción seguirá. ΔG°< 0 

Reacción endergónica: También llamada reacción desfavorable o no espontánea, es una reacción química en donde el incremento de energía libre es positivo. Bajo condiciones de temperatura y presión constantes. ΔG°>0 

Oxidación: Es la pérdida de electrones y la reducción es la adquisición o ganancia de electrones. 

El número de oxidación se puede definir como las cargas que tendría un átomo si los dos electrones en cada enlace fueran designados al elemento más electronegativo.