EL PRINCIPIO DE CHATELIER 

(1884) es un útil principio que da una idea cualitativa de la respuesta de un sistema de equilibrio ante cambios en las condiciones de reacción. Si un equilibrio dinámico es perturbado por cambiar las condiciones, la posición de equilibrio se traslada para contrarrestar el cambio. Por ejemplo, al añadir más S desde el exterior, se producirá un exceso de productos, y el sistema tratará de contrarrestar este cambio aumentando la reacción inversa y empujando el punto de equilibrio hacia atrás (aunque la constante de equilibrio continuará siendo la misma).

Si se agrega un ácido mineral a la mezcla de ácido acético, el aumento de la concentración del ion hidronio, la disociación debe disminuir a medida que la reacción se desplaza hacia a la izquierda, de conformidad con este principio. Esto también se puede deducir de la expresión de la constante de equilibrio para la reacción:

si {H₃O⁺} aumenta {CH₃CO₂H} debe aumentar y {CH₃CO₂⁻} debe disminuir.

El H₂O se queda fuera ya que es un líquido puro y su concentración no está definida.

Una versión cuantitativa viene dada por el cociente de reacción J.W Gibbs sugirió en 1873 que el equilibrio se alcanza cuando la energia de Gibbs del sistema está en su valor mínimo (suponiendo que la reacción se lleva a cabo a presión constante). Lo que esto significa es que la derivada de la energía de Gibbs con respecto a la coordenada de reacción (una medida de la extensión en que se ha producido la reacción, que van desde cero para todos los reactivos a un máximo para todos los productos) se desvanece, señalando un punto estacionario. Esta derivada se suele llamar, por ciertas razones técnicas, el cambio de energía de Gibbs. Este criterio es a la vez necesario y suficiente. Si una mezcla no está en equilibrio, la liberación de la energía de Gibbs en exceso (o la energía de Helmholtz en las reacciones a volumen constante) es el "motor" que cambia la composición de la mezcla hasta que se alcanza el equilibrio. La constante de equilibrio se puede relacionar con el cambio de la energía libre de Gibbs estándar de la energía para la reacción por medio de la ecuación:

donde R es laconstante universal de los gases y T la temperatura

Cuando los reactivos están disueltos en un medio de de alta fuerza ionica el cociente de los coeficientes de actividad se puede tomar como una constante. En este caso, el cociente de concentraciones es, K_c,

donde [A] es la concentración de A, etc, es independiente de la concentración analítica de los reactivos. Por esta razón, las constantes de equilibrio para las soluciones suelen determinarse en medios de fuerza iónica de alta. K_{C} varía con la fuerza iónica, temperatura y presión (o volumen). Asimismo K_{p} para los gases depende de la presión parcial. Estas constantes son más fáciles de medir y se encuentran en cursos de química superior.

EQUILIBRIO QUÍMICO 

En un proceso químico, el equilibrio dinamico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo 
Normalmente este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales
No hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. 

Este proceso se denomina equilibrio dinámico 

RENDIMIENTO QUÍMICO 

La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo; las reacciones secundarias que puedan tener lugar (es posible que no todos los productos reaccionen), la recuperación del 100 % de la muestra es prácticamente imposible.

El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:

Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitan te. Y el rendimiento depende del calor que expone la reacción.

GRADO DE  AVANCE DE LA REACCIÓN Y AFINIDAD 

Desde el punto de vista de la física, representamos a la reacción como:

tal que  son los coeficientes estequiometricos de la reacción, que pueden ser positivos (productos) o negativos (reactivos). La ecuación presenta dos formas posibles de estar químicamente la naturaleza (como suma de productos o como suma de reactivos).

Si  es la masa del producto que aparece, o del reactivo que desaparece, resulta que:

constante .  sería la masa molecular del compuesto correspondiente y  se denomina grado de avance. Este concepto es importante pues es el único grado de libertad en la reacción. Cuando existe un equilibrio en la reacción, la entalpia libre es un mínimo, por lo que:

nos lleva a que la afinidad química es nula.

FENÓMENO QUÍMICO 

Se llama fenómeno químico a los sucesos observables y posibles de ser medidos en los cuales las sustancias intervinientes cambian su composición química al combinarse entre sí. A nivel subatómico las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los átomos de valencia llamados electrones de los átomos (enlace químico) de las sustancias intervinientes.

En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se transforma su materia, manifiesta energía, no se observa a simple vista y son irreversibles en su mayoría.

La sustancia sufre modificaciones irreversibles, por ejemplo: Un papel al ser quemado no se puede regresar a su estado original. Las cenizas resultantes fueron parte del papel original, y han sido alteradas químicamente.

1. LOS CAMBIOS EN LA MATERIA

  La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos. No obstante, todos esos cambios se pueden agrupar en dos tipos: cambios físicos y cambios químicos.

1.1- CAMBIOS FÍSICOS

 En estos cambios no se producen modificaciones en la naturaleza de las sustancia o sustancias que intervienen. Ejemplos de este tipo de cambios son:

• Cambios de estado.
• Mezclas.
• Disoluciones.
• Separación de sustancias en mezclas o disoluciones.

1.2- CAMBIOS QUÍMICOS

En este caso, los cambios si alteran la naturaleza de las sustancias: desaparecen unas y aparecen otras con propiedades muy distintas. No es posible volver atrás por un procedimiento físico (como calentamiento o enfriamiento, filtrado, evaporación, etc.)
Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos.
En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.

IMPORTANCIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Estamos rodeados por reacciones químicas; tienen lugar en laboratorios, pero también en fábricas, automóviles, centrales térmicas, cocinas, atmósfera, interior de la Tierra... Incluso en nuestro cuerpo ocurren miles de reacciones químicas en cada instante, que determinan lo que hacemos y pensamos.
De toda la variedad de reacciones posibles, vamos a ver dos: las de neutralización y las de combustión. Pero antes de verlas, es necesario conocer y dominar el concepto de ácido y base.

 Ácidos y bases
    Las características de los ácidos y las bases se resumen en el siguiente cuadro:

Ácidos		Bases
▪Tienen sabor agrio (ácido).		▪Tienen sabor amargo.
▪Reaccionan con ciertos metales, como Zn, Mg o Fe, para dar hidrógeno		▪Reaccionan con las grasas para dar jabones.
▪Reaccionan con las bases para dar sales		▪Reaccionan con los ácidos para dar sales.
Son sustancias ácidas: el ácido clorhídrico (HCl); el ácido bromhídrico (HBr); el ácido nítrico (HNO3); el ácido carbónico (H2CO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4), entre otros		Son sustancias básicas el hidróxido de amonio o amoniaco disuelto en agua (NH4OH); y los hidróxidos de los metales alcalinos (LiOH, NaOH, KOH,...) y alcalinotérreos, como el Ca(OH)2, y Mg(OH)2, entre otros

   Para distinguir si una sustancia es ácida o básica, se utiliza la escala de pH, comprendida entre el 1 y el 14:

• Si una sustancia tiene un pH igual a 7, se dice que es neutra, ni ácida ni básica (por ejemplo, el agua pura).
• Si una sustancia tiene un pH menor que 7, tiene carácter ácido.
• Si una sustanica tien un pH mayor que 7, tiene carácter básico.

 En los laboratorios y aquellos otros lugares donde es necesario determinan esta propiedad (como en un análisis de agua potable, por ejemplo), se utiliza un indicador ácido-base, que es una sustancia que presenta un color distinto según sea el pH del medio. Algunos ejemplos se muestran en las dos tablas siguientes:

Indicadores	Color en medio ácido	Color en medio básico
Naranja de metilo	Naranja	Amarillo
Fenolftaleina	Incoloro	Rosa
Azul de bromotimol	Amarillo	Azul
Tornasol	Rojo	Azul

   

 Para ahorrar tiempo y trabajo, se utiliza mucho el papel indicador universal, que es un papel impregnado con una mezcla de indicadores y que adquiere un color distinto según los distintos pH.

Ecuaciones químicas

Las ecuaciones químicas son representaciones cuantitativas y cualitativas de las reacciones químicas. En ellas no sólo sabemos cuales son los reactivos y los productos sino en que proporción reaccionan.

reactivo A + reactivo B --> producto A + producto B

Para que una ecuación represente verdaderamente una reacción química además de contener los compuestos que intervienen en ella han de cumplir la ley de conservación de la masa, es decir, debe de tener el mismo número de átomos de cada elemento a la izquierda y a la derecha de la ecuación. La igualación del número de átomos en los dos miembros de la ecuación se obtiene ajustando la ecuación:

1. Escribimos la ecuación con los miembros que intervienen en ella:

H₂ + O₂ -> H₂O

2. Contamos los átomos de cada elemento para ver si tenemos la misma cantidad en los dos miembros de la ecuación:

En nuestro ejemplo comprobamos que no se da la igualdad, en el primero hay más átomos de oxígeno que en el segundo.

3. Añadimos coeficientes delante de las fórmula hasta que se produzca la igualdad, teniendo en cuenta que para nada podemos modificar la fórmula de los compuestos:

2 H₂ + O₂ -> 2 H₂O

4. Finalmente volvemos a comprobar si se da la igualdad en el número de átomos de cada elemento.

En todo el proceso debemos tener en cuenta que los coeficientes que coloquemos afectan a todos los átomos del compuesto, a la hora de ajustar es mejor empezar por los elementos que aparecen en menos compuestos. En cursos superiores veremos algunos métodos útiles para realizar el ajuste de ecuaciones,sin embargo para este curso con un simple cálculo podremos realizar este ajuste.

Otra información que suele aparecer en las ecuaciones es el estado de agregación en el que se encuentran los compuestos.

2 H₂ (g) + O₂(g) -> 2 H₂O (l)