Apuntes · Física y QuímicaES · Selectividad

Clasificación de las reacciones químicas

Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos) mediante la ruptura y formación de enlaces. Este apunte ordena las reacciones según criterios químicos claros —ácido-base, precipitación, oxidación-reducción, combustión y síntesis/descomposición— y conecta cada tipo con retos reales como la contaminación atmosférica, la lluvia ácida, el efecto invernadero y el desarrollo de fármacos. Pertenece al saber básico B (Reacciones químicas) del currículo de 1.º de Bachillerato y, en la Selectividad/PAU de Física y Química, se evalúa sobre todo a través del ajuste de ecuaciones, la identificación del tipo de reacción y el análisis crítico de su impacto ambiental.

4seccionesca. 21min de lectura3competenciasNivelBásico 1 · Estándar 2 · Profundización 1Revisado · 06/2026

T·0666 / 11

Perfil de examen

CE1 · 1.3 · Resolver problemas y situaciones aplicando las leyes y teorías científicas adecuadas, identificando situaciones problemáticas y buscando soluciones sostenibles tras analizar críticamente el impacto de los procesos químicos.CE5 · 5.3 · Trabajar de forma colaborativa prediciendo las consecuencias de los avances científicos sobre la salud y la sostenibilidad, y debatir de forma informada sobre cuestiones medioambientales, sociales y éticas asociadas a las reacciones químicas.CE6 · 6.2 · Participar en la construcción colectiva del conocimiento científico detectando necesidades de la sociedad —en especial los retos ambientales— a las que la química puede dar respuesta.

Operadores:clasificaidentificaajustaexplicajustificarelacionaanalizacalcularazonainterpretaargumenta

nivel básico

Para la fase de acceso (obligatoria) basta con saber identificar a qué tipo pertenece una reacción dada, ajustar la ecuación y nombrar los productos: es contenido exigible y común a toda la materia de Física y Química.

nivel avanzado

En la profundización de modalidad se espera además razonar el impacto ambiental y sanitario (lluvia ácida, gases de efecto invernadero, química verde, desarrollo de fármacos) y argumentar soluciones sostenibles, conectando la química con los criterios CE5 y CE6.

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Inhalt · 4 secciones

Clasificación de las reacciones químicas

Criterios para clasificar las reacciones químicas#

BasisBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico B (Reacciones químicas) — tipos de reacciones químicas

Una reacción química es todo proceso en el que una o varias sustancias, los reactivos, se transforman en otras distintas, los productos, conservándose la masa y el número de átomos de cada elemento (ley de Lavoisier, repaso). En el plano microscópico, reaccionar significa romper algunos enlaces de los reactivos y formar enlaces nuevos en los productos; la energía neta de ese balance determina si el proceso desprende energía (exotérmico) o la absorbe (endotérmico). Antes de clasificar conviene tener claro este punto de partida: clasificar no cambia la química, solo nos da un lenguaje para reconocer patrones y anticipar productos.

Existen varios criterios complementarios, y una misma reacción puede pertenecer a varias categorías a la vez. Según qué se transfiere distinguimos las reacciones ácido-base (transferencia de protones H⁺) y las de oxidación-reducción o redox (transferencia de electrones). Según cómo se reorganiza la materia hablamos de síntesis o combinación (varios reactivos forman un único producto), descomposición (un compuesto se rompe en otros más sencillos), desplazamiento o sustitución (un elemento ocupa el lugar de otro) y doble desplazamiento o metátesis (intercambio de iones entre dos compuestos), donde se sitúan muchas reacciones de precipitación. La combustión es un caso particular de oxidación rápida con oxígeno que libera energía.

Según el intercambio de energía con el entorno, una reacción es exotérmica si libera calor (ΔH < 0, por ejemplo toda combustión) o endotérmica si lo absorbe (ΔH > 0, como muchas descomposiciones por calentamiento). Y según el estado de las fases implicadas, una reacción es homogénea si reactivos y productos están en la misma fase (todo en disolución acuosa o todo gas) o heterogénea si coexisten varias fases (un sólido que reacciona con un gas, por ejemplo). El mapa conceptual de la figura principal (Fig. 1) reúne estos criterios y permite ubicar de un vistazo cualquier reacción concreta.

Mapa conceptual de los tipos de reacción química

El requisito previo a cualquier análisis es el ajuste de la ecuación química: ningún átomo se crea ni se destruye, de modo que el número de átomos de cada elemento debe ser idéntico a ambos lados de la flecha. Ajustar correctamente es lo que después permite leer relaciones estequiométricas, identificar qué se oxida y qué se reduce, o calcular cuánto CO₂ emite una combustión. Por eso, antes de etiquetar el tipo de reacción, comprobaremos siempre que la ecuación esté bien escrita y ajustada con los coeficientes enteros más pequeños posibles.

\text{reactivos} \longrightarrow \text{productos}

Esquema general de una reacción

La flecha indica la transformación; la masa total y el número de atomos de cada elemento se conservan de izquierda a derecha.

\ce{2 H2(g) + O2(g) -> 2 H2O(l)}

Ecuación ajustada (síntesis del agua)

Ejemplo de ecuacion ajustada: 4 atomos de H y 2 de O a cada lado. Es a la vez una sintesis y una reaccion redox exotermica.

Ejemplo resuelto

Identificar y ajustar tres reacciones

Clasifica y ajusta: (a) Fe + O₂ → Fe₂O₃; (b) KClO₃ → KCl + O₂; (c) Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu.

Reacción (a)
Varios reactivos forman un único producto: es una reacción de síntesis (combinación). También es redox: el hierro se oxida (de 0 a +3) y el oxígeno se reduce (de 0 a −2).
Reacción (b)
Un compuesto se rompe en sustancias más sencillas: es una descomposición (en este caso térmica). El cloro pasa de +5 a −1 y el oxígeno de −2 a 0, así que también es redox.
Reacción (c)
El cinc desplaza al cobre de su sal: es una reacción de desplazamiento (sustitución simple) y redox: el Zn se oxida (0 → +2) y el Cu²⁺ se reduce (+2 → 0).
Comprobación
En cada ecuación el número de átomos de cada elemento coincide a ambos lados; en (a) hay 4 Fe y 6 O, en (b) 2 K, 2 Cl y 6 O, y en (c) 1 Zn, 1 Cu, 1 S y 4 O.

Resultado: (a) síntesis/redox: 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃; (b) descomposición/redox: 2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂; (c) desplazamiento/redox: Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu.

Errores frecuentes

Confundir «clasificar» con «ajustar»: muchos estudiantes nombran el tipo de reacción pero entregan la ecuación sin ajustar, lo que invalida cualquier cálculo posterior.
Creer que una reacción pertenece a una sola categoría; en realidad una combustión es a la vez redox y exotérmica, y muchas precipitaciones son a la vez de doble desplazamiento.

Repaso activo

Clasifica cada una de estas reacciones según el criterio más adecuado y ajústalas: (a) la reacción del cinc metálico con ácido clorhídrico que desprende hidrógeno; (b) la combustión del metano; (c) la descomposición térmica del carbonato de calcio. Indica en cada caso si es exotérmica o endotérmica de forma razonada.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Reacciones ácido-base y de precipitación#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico B (Reacciones químicas) — reacciones ácido-base y de precipitación

Las reacciones ácido-base son aquellas en las que se transfieren protones (iones H⁺) de una especie a otra. Según la teoría de Arrhenius (repaso de 1.º), un ácido es una sustancia que en disolución acuosa libera iones H⁺ (como el HCl) y una base es la que libera iones OH⁻ (como el NaOH). La teoría de Brønsted-Lowry, más general, define el ácido como dador de protones y la base como aceptor de protones, lo que permite explicar el comportamiento ácido-base incluso fuera del agua. La reacción característica entre un ácido y una base es la neutralización, que en disolución acuosa produce una sal y agua.

En toda neutralización, el ion H⁺ del ácido y el ion OH⁻ de la base se combinan para formar agua, mientras los iones restantes forman la sal. La ecuación iónica neta de cualquier neutralización fuerte se reduce siempre a la misma transferencia de protón: H⁺ + OH⁻ → H₂O. El esquema de la figura principal (Fig. 2) representa esta transferencia. Estas reacciones son la base de la valoración ácido-base de laboratorio y explican fenómenos cotidianos como el efecto de un antiácido (una base suave) sobre el exceso de ácido del estómago.

Transferencia de protón en una reacción ácido-base

Las reacciones de precipitación se producen cuando, al mezclar dos disoluciones de compuestos iónicos solubles, se forma un producto insoluble —el precipitado— que se separa de la disolución como sólido. Son reacciones de doble desplazamiento (metátesis): los iones intercambian sus parejas y, si una de las combinaciones resultantes es insoluble, precipita. Un ejemplo clásico es la mezcla de nitrato de plata y cloruro de sodio, que forma cloruro de plata, un sólido blanco insoluble. Las reglas de solubilidad permiten predecir si habrá precipitado: por ejemplo, casi todos los nitratos son solubles, mientras que la mayoría de los haluros de plata, plomo o mercurio son insolubles.

La ecuación iónica neta de una precipitación recoge solo los iones que realmente se combinan, omitiendo los iones espectadores que permanecen disueltos sin cambiar. Saber escribir la ecuación molecular, la iónica completa y la iónica neta es una destreza muy valorada porque revela qué ocurre de verdad en el vaso. Las reacciones de precipitación tienen gran interés analítico (identificación de iones), industrial (tratamiento de aguas para eliminar metales pesados) y medioambiental, ya que permiten retirar contaminantes disueltos precipitándolos como sólidos fáciles de separar.

\ce{HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)}

Neutralización (forma molecular)

El acido aporta H+ y la base OH-; se forman la sal (cloruro de sodio) y agua.

\ce{H+(aq) + OH^-(aq) -> H2O(l)}

Ecuación iónica neta de una neutralización fuerte

Eliminados los iones espectadores Na+ y Cl-, toda neutralizacion fuerte se reduce a esta transferencia de proton.

\ce{Ag+(aq) + Cl^-(aq) -> AgCl(v)}

Ecuación iónica neta de una precipitación

Al mezclar AgNO3 y NaCl precipita AgCl solido (insoluble); los iones Na+ y NO3- son espectadores.

Ejemplo resuelto

Neutralización con estequiometría ácido-base

Calcula el volumen de disolución de hidróxido de sodio 0,200 M necesario para neutralizar completamente 25,0 mL de ácido clorhídrico 0,150 M. Escribe la ecuación e indica la sal formada.

Ecuación ajustada
La neutralización entre HCl y NaOH es 1:1; se forman cloruro de sodio (la sal) y agua.
Moles de ácido
Multiplicamos la concentración por el volumen en litros: n(HCl) = 0.150 mol/L × 0.0250 L.
Relación estequiométrica
Como la proporción HCl:NaOH es 1:1, se necesitan los mismos moles de NaOH que de HCl.
Volumen de base
Despejamos el volumen de la base a partir de su concentración: V = n / c = 3.75e-3 / 0.200.

Resultado: Se necesitan 18,8 mL de NaOH 0,200 M; la sal formada es el cloruro de sodio (NaCl).

Errores frecuentes

Olvidar que el agua es siempre uno de los productos de una neutralización ácido-base y escribir solo la sal.
Incluir los iones espectadores en la ecuación iónica neta de una precipitación, cuando precisamente esos iones deben eliminarse por aparecer sin cambio a ambos lados.

Repaso activo

Se hacen reaccionar 25,0 mL de ácido sulfúrico con hidróxido de potasio. (a) Escribe y ajusta la ecuación de neutralización e indica la sal formada. (b) Aparte, predice razonadamente si al mezclar disoluciones de cloruro de bario y sulfato de sodio se forma un precipitado y escribe su ecuación iónica neta.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Reacciones de oxidación-reducción y de combustión#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico B (Reacciones químicas) — reacciones de oxidación-reducción y de combustión; número de oxidación

Las reacciones de oxidación-reducción, o redox, son aquellas en las que se transfieren electrones de una especie a otra, lo que se traduce en variaciones del número de oxidación de los átomos implicados. Se oxida la especie que pierde electrones (su número de oxidación aumenta) y se reduce la que los gana (su número de oxidación disminuye). Ambos procesos ocurren simultáneamente y de forma acoplada: no puede haber oxidación sin reducción, porque los electrones que pierde una especie son exactamente los que gana la otra. Por eso hablamos de pares: el agente reductor es el que se oxida (cede electrones) y el agente oxidante es el que se reduce (capta electrones).

El número de oxidación es una herramienta contable que asigna a cada átomo la carga que tendría si todos sus enlaces fueran iónicos. Reglas básicas (repaso): los elementos en estado libre tienen número de oxidación 0; el oxígeno suele ser −2 (salvo en peróxidos, −1) y el hidrógeno +1 (salvo en hidruros metálicos, −1); la suma de los números de oxidación es 0 en un compuesto neutro e igual a la carga en un ion. Comparar el número de oxidación de un elemento antes y después de la reacción es el método estándar para identificar qué se oxida y qué se reduce, como muestra el esquema de la figura principal (Fig. 3).

Transferencia de electrones en una reacción redox

La combustión es un caso particular y muy importante de reacción redox: una sustancia llamada combustible reacciona rápidamente con un comburente —habitualmente el oxígeno del aire— desprendiendo gran cantidad de energía en forma de calor y luz. En la combustión completa de un compuesto orgánico (que contiene C, H y, a veces, O) los productos son siempre dióxido de carbono y agua. El carbono del combustible se oxida hasta su máximo estado (+4 en el CO₂) y el oxígeno molecular se reduce (de 0 a −2), de modo que toda combustión es exotérmica y redox a la vez.

Cuando el oxígeno disponible es insuficiente, se produce una combustión incompleta, que genera monóxido de carbono (CO), un gas tóxico, e incluso carbono en forma de hollín. Esta distinción es clave tanto en seguridad (el CO es responsable de intoxicaciones domésticas porque es inodoro) como en medioambiente. Saber escribir y ajustar la combustión de hidrocarburos sencillos —como el metano del gas natural, el propano o el butano de las bombonas, o el octano de la gasolina— es una destreza recurrente que conecta directamente con el siguiente apartado sobre impacto ambiental.

\ce{CH4(g) + 2 O2(g) -> CO2(g) + 2 H2O(g)}

Combustión completa del metano

El carbono pasa de -4 (en CH4) a +4 (en CO2) y el oxigeno de 0 a -2: es una redox exotermica.

\ce{C3H8(g) + 5 O2(g) -> 3 CO2(g) + 4 H2O(g)}

Combustión completa del propano

3 atomos de C dan 3 CO2 y 8 atomos de H dan 4 H2O; el balance de O exige 5 O2.

\Delta n_{ox} = +(\text{electrones perdidos}) ; \quad \Delta n_{red} = -(\text{electrones ganados})

Criterio del número de oxidación

El elemento que se oxida aumenta su numero de oxidacion; el que se reduce lo disminuye. Los electrones cedidos igualan a los captados.

Ejemplo resuelto

Combustión del butano y balance redox

El butano (C₄H₁₀) de una bombona se quema completamente. (a) Escribe y ajusta la ecuación de combustión. (b) Calcula los moles de O₂ necesarios y los de CO₂ producidos al quemar 1,5 mol de butano. (c) Indica el cambio de número de oxidación del carbono y del oxígeno.

Productos de la combustión completa
Todo hidrocarburo en combustión completa da CO₂ y H₂O. Cada C → 1 CO₂ (4 CO₂) y cada 2 H → 1 H₂O (5 H₂O).
Ajuste del oxígeno
El lado derecho tiene 4·2 + 5·1 = 13 átomos de O, es decir 13/2 = 6,5 moléculas de O₂. Multiplicamos toda la ecuación por 2 para tener coeficientes enteros.
Estequiometría con 1,5 mol de butano
Las proporciones son C₄H₁₀:O₂ = 2:13 y C₄H₁₀:CO₂ = 2:8 = 1:4. Para 1,5 mol de butano: O₂ = 1,5·(13/2) y CO₂ = 1,5·4.
Moles de CO₂
Aplicamos la proporción 1:4 entre butano y dióxido de carbono.
Balance redox
El carbono pasa de un número de oxidación medio de −2,5 en el C₄H₁₀ a +4 en el CO₂ (se oxida); el oxígeno pasa de 0 en O₂ a −2 en CO₂ y H₂O (se reduce). El butano es el reductor y el O₂ el oxidante.

Resultado: 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O. Para 1,5 mol de butano se consumen 9,75 mol de O₂ y se producen 6,0 mol de CO₂. El C se oxida y el O se reduce.

Errores frecuentes

Intercambiar agente oxidante y reductor: el que se oxida es el reductor y el que se reduce es el oxidante, justo al revés de lo que sugiere la intuición del nombre.
Ajustar mal la combustión olvidando que cada átomo de C del combustible da una molécula de CO₂ y cada dos átomos de H dan una de H₂O, lo que descuadra el balance de oxígeno.

Repaso activo

Para la combustión completa del propano (C₃H₈): (a) escribe y ajusta la ecuación; (b) calcula cuántos moles de oxígeno se consumen y cuántos de CO₂ se producen al quemar 2,0 mol de propano; (c) identifica qué se oxida y qué se reduce indicando los números de oxidación del carbono y del oxígeno.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Reacciones, medioambiente y desarrollo de fármacos#

VertiefungBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico B (Reacciones químicas) — reacciones de interés industrial, biológico y medioambiental; química y desarrollo de fármacos; procesos de combustión y su impacto ambiental

Las reacciones químicas no son solo un contenido académico: están en el centro de los grandes retos ambientales y sanitarios de nuestra sociedad, lo que conecta este apartado con las competencias CE5 y CE6. Las combustiones masivas de combustibles fósiles —carbón, petróleo y gas natural— son la principal fuente de energía mundial, pero liberan a la atmósfera enormes cantidades de dióxido de carbono y otros gases que alteran el equilibrio del planeta. Analizar críticamente este impacto y proponer alternativas sostenibles forma parte explícita de lo que el currículo espera del alumnado.

El dióxido de carbono (CO₂) producido en toda combustión es el principal gas de efecto invernadero de origen humano: atrapa parte de la radiación infrarroja que la Tierra emite, contribuyendo al calentamiento global. Además, la combustión de combustibles que contienen azufre genera óxidos de azufre (SO₂, SO₃) y, a las altas temperaturas de los motores, el nitrógeno del aire forma óxidos de nitrógeno (NOₓ). Estos óxidos reaccionan con el agua atmosférica y forman ácido sulfúrico y ácido nítrico, que caen como lluvia ácida, dañando bosques, lagos, suelos y edificaciones de piedra caliza. La infografía de la figura principal (Fig. 4) resume esta cadena de procesos.

Del combustible a la lluvia ácida y el efecto invernadero

Frente a estos problemas, la química verde propone doce principios para diseñar procesos más limpios: prevenir residuos en origen, maximizar la economía atómica (que la mayor parte de los átomos de los reactivos acaben en el producto útil), emplear disolventes y materias primas renovables y menos tóxicas, y usar catalizadores que reduzcan el gasto energético. Las reacciones de precipitación y las redox controladas se aprovechan para depurar aguas, retirar metales pesados y neutralizar vertidos. Detectar estas necesidades de la sociedad y aplicar el conocimiento químico para resolverlas es justamente la competencia CE6 que este tema desarrolla.

En el ámbito de la salud, la química es la base del desarrollo de fármacos: un medicamento es una molécula —con frecuencia orgánica— diseñada y sintetizada mediante reacciones químicas para interaccionar de forma selectiva con una diana biológica. Desde la síntesis del ácido acetilsalicílico (la aspirina) hasta los antibióticos y los antivirales, todo principio activo se obtiene a través de reacciones controladas, y su producción industrial busca cada vez más rutas sostenibles. Comprender la clasificación de las reacciones permite seguir, al menos cualitativamente, cómo se construye una molécula útil para la medicina, y debatir de forma informada sobre los beneficios y riesgos de los avances químicos, tal como exige la competencia CE5.

\ce{SO2(g) + 1/2 O2(g) -> SO3(g)}

Oxidación del dióxido de azufre

El SO2 de la combustion de azufre se oxida en la atmosfera a SO3 (reaccion redox).

\ce{SO3(g) + H2O(l) -> H2SO4(aq)}

Formación de ácido sulfúrico (lluvia ácida)

El SO3 reacciona con el agua de lluvia y forma acido sulfurico, principal responsable de la lluvia acida.

\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)}

Combustión del carbono → gas de efecto invernadero

Toda combustion de un combustible con carbono libera CO2, el principal gas de efecto invernadero de origen humano.

Ejemplo resuelto

Huella de CO₂ de una combustión y argumentación sostenible

Una caldera quema completamente 16 kg de metano (CH₄) al día. (a) Calcula la masa de CO₂ emitida diariamente a la atmósfera. (b) Razona por qué este CO₂ contribuye al efecto invernadero y propón una medida de química verde para reducir la huella. Datos: M(CH₄) = 16 g/mol; M(CO₂) = 44 g/mol.

Ecuación ajustada
La combustión completa del metano produce CO₂ y H₂O en proporción 1 mol de CH₄ → 1 mol de CO₂.
Moles de metano
Convertimos los 16 kg a gramos y dividimos por la masa molar: n = 16000 g / 16 g/mol.
Moles de CO₂
Por la proporción 1:1 se produce el mismo número de moles de CO₂ que de metano quemado.
Masa de CO₂
Multiplicamos los moles de CO₂ por su masa molar: m = 1000 mol × 44 g/mol.
Argumentación
El CO₂ absorbe radiación infrarroja terrestre y retiene calor, intensificando el efecto invernadero. Una medida de química verde es sustituir parte del combustible fósil por una fuente renovable (biogás, energía solar térmica) o mejorar el rendimiento de la caldera para quemar menos metano por la misma energía útil; ambas reducen la economía atómica desperdiciada y las emisiones.

Resultado: Se emiten 44 kg de CO₂ al día. Este gas intensifica el efecto invernadero; reducirlo pasa por mejorar el rendimiento de la combustión o sustituir el combustible fósil por una fuente renovable.

Errores frecuentes

Confundir el efecto invernadero (provocado sobre todo por el CO₂) con la lluvia ácida (provocada por óxidos de azufre y de nitrógeno): son problemas distintos con causas químicas distintas.
Tratar este apartado de forma puramente memorística sin escribir las reacciones implicadas; en la PAU se valora justificar el impacto con ecuaciones químicas, no solo enumerar consecuencias.

Repaso activo

El dióxido de azufre emitido por la combustión de un carbón con azufre se oxida en la atmósfera a trióxido de azufre y este reacciona con el agua de lluvia. (a) Escribe las reacciones que conducen a la formación del ácido responsable de la lluvia ácida. (b) Explica, con un argumento basado en la química verde, dos medidas para reducir este problema y debate brevemente su viabilidad.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)) · Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

Clasificación de las reacciones químicas

Puntos clave

Identificar y ajustar tres reacciones

Puntos clave

Neutralización con estequiometría ácido-base

Puntos clave

Combustión del butano y balance redox

Puntos clave

Huella de CO₂ de una combustión y argumentación sostenible

Fuentes

Clasificación de las reacciones químicas

Puntos clave

Identificar y ajustar tres reacciones

Puntos clave

Neutralización con estequiometría ácido-base

Puntos clave

Combustión del butano y balance redox

Puntos clave

Huella de CO₂ de una combustión y argumentación sostenible

Fuentes