Propiedades de los ácidos:

Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.

Algunos metales (Zn, Mg,...) reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno (H2).

Presentan sabor agrio, el denominado sabor ácido

Reaccionan con el mármol, desprendiendo CO2.

Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores.

Propiedades de las bases:

Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.

Tienen sabor amargo y son untuosas al tacto.

Reaccionan con los ácidos produciendo sustancias totalmente diferentes (bases).

Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores .

Tabla de Radicales

Tabla de Radicales

°Formula                 °Valencia             °Nombre

BO-1  Borato

ALO₂^-1 Aluminato
CO₃^-2 Carbonato acido
HCO₃^-1 Bicarbonato
SiO₃^-2 Silicato
C^-4 Carburo
CN^-1 Cianuro
CON^-1 Cianato
N^-3 Nitruro
NO₂^-1 Nitrito
NO^-1 Nitrato
P^-3 Fosforo
PO₃^-3 Fosfito
PO₄^-3 Fosfato
HPO₄^-2 Fosfato acido
H₂PO₄^-1 Fosfato diacido
AsO₃^-3 Arsenito
AsO₄^-3 Arseniato
O^-2 Oxido
O₂^-2 Peroxido
OH^-1 Hidroxido
S^-2 Sulfuro
HS^-1 Sulfuro acido
SO₄^-2 Sulfato

SO₃^-2 Sulfito

HSO₃^-1 Sulfito acido
HSO₄^-1 Sulfato acido
S₂O₃^-2 Trisulfato
SCN^-1 Sulfucianuro
F^-1 Floruro
Cl^-1 Cloruro
Br^-1 Bromuro
I^-1 Yoduro
ClO^-1 Hipoclorito
ClO₂^-1 Clorito
ClO₃^-1 Clorato
ClO₄^-1 Perclorato
CrO₄^-1 Cromato
CrO₇^-2 Dicromato
MnO₄^-2 Manganato
MnO₄^-1 Permanganato
Fe (CN)₆^-5 Ferricianuro
Fe (CN)₆^-4 Ferrocianuro
ZnO₂^-2 Cincato
MoO₄^-2 Molibdato
TiO₄^-2 Titanato
H3O⁺¹ Hidronio
NH₄⁺¹ Amonio

Nota:Siempre se pone primero el numero con valencia positivo y luego las negativas 

==== Métodos de Balanceo de Ecuaciones Químicas ===

Tanteo 
Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.
Ejemplo :

CaF₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄ + HF

Ecuación no balanceada

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.

CaF₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄ + 2 HF

Ecuación balanceada

Ejemplo :

K + H₂O ® KOH + H₂

Ecuación no balanceada

El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.

K + 2 H₂O ® KOH + H₂

Ecuación no balanceada

Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.

K + 2 H₂O ® 2 KOH + H₂

Ecuación no balanceada

El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.

2 K + 2 H₂O ® 2 KOH + H₂    

Ecuación balanceada

Algebraico 
Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Ecuación a balancear:

FeS + O₂ ® Fe₂O₃ + SO₂

Los pasos a seguir son los siguientes:
1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:

A		B		C		D
FeS	+	O2	à	Fe2O3	+	SO2

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C .El símbolo produce (® ) equivale al signo igual a (=).
      Fe       A = 2C
       S         A = D
       O        2B = 3C + 2D
3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

A		B		C		D
FeS	+	O2	à	Fe2O3	+	SO2

    Fe    A = 2C                     Sí C =2       A= D         2B = 3C + 2D
    S     A = D                        A= 2C         D = 4         2B = (3)(2) + (2)(4)
   O   2B = 3C + 2D            A= 2(2)                         2B = 14
                                                       A = 4                              B = 14/2     B = 7
4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A		B		C		D
4 FeS	+	7 O2	à	2Fe2O3	+	4SO2

 Ecuación Balanceada

Redox
Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , diatómico como los gases o halógenos (O₂) y poliatómicos (S₆) .
Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de oxidación" , que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0) .
Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo :

Na + H₂O ® NaOH + H₂

Na⁰ + H⁺¹₂O^-2 ® Na⁺¹O^-2H⁺¹ + H⁰₂

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisiere. Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos.

H₂ + O₂ ® H₂O

Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada.

2 H₂ + O₂ ® 2 H₂O

Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por lo que el número de átomos es igual al subíndice.

Reaccion Exotermica

Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprenda energía, ya sea como luz o como calor, o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la entalpía; es decir: -ΔH. El prefijo exo significa «hacia fuera». Por lo tanto se entiende que las reacciones exotérmicas liberan energía. Considerando que A, B, C y D representen sustancias genéricas, el esquema general de una reacción exotérmica se puede escribir de la manera siguiente:
A + B → C + D + calor Ocurre principalmente en las reacciones de oxidación. Cuando éstas son intensas pueden generar fuego. Si dos átomos de hidrógenoreaccionan entre sí e integran una molécula, el proceso es exotérmico. H + H = H₂ ΔH = -104 kcal/mol Son cambios exotérmicos las transiciones de gas a líquido (condensación) y de líquido a sólido (solidificación).Un ejemplo de reacción exotérmica es la combustion

Reacción endotérmica:

Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía, con una variación de entalpía positiva, osea, que tiene un incremento de entalpía. Es decir, la energía que poseen los productos es mayor a la de los reactivos. Ejemplos de estas reacciones son:

• La fotosíntesis (en este enlace pueden ver mas acerca de la fotosíntesis neetescuela)

• Reacción entre el cloruro de cobalto y el cloruro de tionilo:                                                        El agua de la cristalización del Cloruro de Cobalto reacciona con el Cloruro de Tionilo y produce Ácido Clorhídrico y Dióxido de Azufre. La reacción ocurre espontáneamente dada la gran cantidad de productos generadores de gas y por lo tanto el desorden del sistema se incrementa.

Ley de la conservación de la materia

Ley de la conservación de la materia (Lavoisier)

La Ley de Lavoisier o de conservación de la materia establece que en una reacción química la masa inicial es igual a la masa final independientemente de los cambios que se produzcan, es decir que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.
De esta ley se deriva que en una reacción química debe conservarse el número y la clase de átomos, de modo que estos solo se re ordenan para formar nuevas sustancias.

Probablemente, la aportación más importante que hizo Antonie Laurent Lavoisier (1743-1794) a la Química fue la implantación de la medida precisa a todos los procesos en los que la materia sufre transformaciones y el enunciado de la famosa ley de conservación de la masa.

En 1770 Lavoisier realizó el experimento del calentamiento del agua utilizando un aparato que condensaba el vapor y lo devolvía al recipiente, sin perder un sólo gramo de agua. Pesó el agua y el recipiente antes y después de realizar el experimento. Demostró que el peso del matráz, del condensador y del agua seguía siendo el mismo antes y después de una prolongada ebullición. Sin embargo, un sedimento terroso seguía apareciendo. Extrajo y pesó el depósito formado, así como el matráz y comprobó que la suma de ambos era igual al peso del matraz antes de iniciar la experiencia. Es decir, el poso terroso provenía de una descomposición del vidrio provocada por el calor.

Posteriormente, se ocupó de las reacciones químicas y comprobó que la masa (cantidad de materia) es algo permanente e indestructible, algo que se conserva pese a todos los cambios. Newton defendió antes en la física la idea de una masa que permanecía constante a través de todos los movimientos, y Lavoisier la aplicó al mundo de la química.

En 1774 Lavoisier enunció su ley de conservación de la masa, de forma que: en toda transformación química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción.

Así, según Lavoisier, en la reacción del cobre con el azufre para originar sulfuro cúprico, mediante:

Cu + S ® CuS 

resulta que 4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S y producen 6,02 g de CuS.

Es decir, que: en una reacción química, la materia ni se crea ni se destruye, sólo se reorganiza.

Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones, la mayoría de las cuales consistían en someter a calentamiento diversos metales, siempre en recipientes cerrados y con una cantidad determinada de aire, pero, sobre todo, midiendo las masas de las sustancias antes y después de la reacción. Estos experimentos le llevaron, no sólo a comprobar que el oxígeno del aire se combina con los metales durante la reacción de oxidación, sino también a demostrar la conservación de la masa duranrte el proceso.

La ley de Lavoisier hizo posible la aprarición de la ecuación química. La cual se sustenta en dos pilares, uno es la ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos, cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos, entre los cuales también destaca Lavoisier.

Estados de agregación de la materia

La materia del universo se encuentra sometida bajo unas condiciones naturales. Según la temperatura, presión o volumen a la que se vea sometida podemos encontrar dicha materia en diversos estados de agregación. Toda materia está constituida a partir de átomos y moléculas. Estas partículas poseen energía por lo que se encuentran en movimiento continuo. Esa energía cinética la percibimos como temperatura. Mientras más energía posea la materia mayor será el movimiento molecular y a su vez mayor temperatura percibiremos.

Los cambios de estado se producen debido a la transformación energética. El primer estado de la materia es el sólido. Se forma cuando la fuerza de atracción de las moléculas es mayor que las de repulsión. Las moléculas se quedan fijas y el movimiento energético se queda limitado a vibración despreciable. A medida de que la temperatura aumente, la vibración será mayor.
El siguiente estado es el líquido. La materia se forma en este estado cuando la temperatura rompe la fijación de las moléculas en estado sólido. Aunque las moléculas pueden moverse se mantienen cerca cómo en la estructura sólida. Los líquidos poseen una forma indefinida ya que pueden adecuarse a su contenedor, pero tienen su volumen definido. Esto no ocurre con el tercer estado de agregación, el gaseoso. La materia en estado gaseoso podemos comprimirla modificando su densidad. El movimiento de las moléculas es mayor que el de atracción entre ellas, por lo que se mueven a cualquier dirección ocupando todo el espacio disponible.

Estos tres estados son los más básicos y los que normalmente podemos encontrar en nuestro planeta. Se conocen 2 estados más: el plasma y el condensado de Bose-Einstein. Los plasmas son unos gases ionizados de temperatura muy elevada. Debido a la alta temperatura dónde se forman los plasmas las moléculas se separan y únicamente existen átomos invididuales. A causa de la gran energía que poseen los plasmas los electrones exteriores se separan violentamente de los átomos formando un gas de iones altamente cargados. La mayor parte del universo visible se encuentra en estado de plasma. Algunos ejemplos de materia en estado de plasma son las estrellas (por ejemplo el Sol), el fuego, los tubos fluorescentes, la aurora boreal, ...