Compendio de Química: Principios, Enlaces y Cinética Química

Leyes de los Gases Ideales

Ley de Boyle

A temperatura constante (T=cte), el volumen (V) de una masa fija de gas es inversamente proporcional a su presión (P).

Ley de Gay-Lussac

A presión constante (P=cte), el volumen (V) de una masa fija de gas es directamente proporcional a su temperatura (T) (expresada en Kelvin).

Estructura Atómica y Clasificación de Elementos

Números Cuánticos Atómicos

• n: Número cuántico principal (energía y tamaño del orbital).
• l: Número cuántico azimutal o del momento angular (forma del orbital), valores: 0, 1, 2, ... (n-1).
• m_l: Número cuántico magnético (orientación del orbital en el espacio), valores: -l, ..., 0, ..., +l.
• s: Número cuántico de espín (giro del electrón), valores: +1/2 o -1/2.

Clasificación de Elementos

• Elementos de Transición: Son los elementos ubicados en el bloque d, en la parte central de la tabla periódica.
• Elementos Representativos: Son los elementos de los grupos principales (grupos 1, 2 y del 13 al 18) de la tabla periódica.

Radio Atómico

El radio atómico generalmente disminuye de izquierda a derecha en un periodo y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo de la tabla periódica.

Propiedades de las Sustancias y Enlaces Químicos

Sustancias Iónicas

• No existen como moléculas individuales; forman redes cristalinas.
• Las fuerzas que las sustentan son de naturaleza electrostática.
• Puntos de fusión y ebullición medios a altos.
• Son duros pero quebradizos.
• En estado sólido son aislantes eléctricos.
• Fundidos o disueltos en líquidos polares conducen la corriente eléctrica.
• Se disuelven en líquidos muy polares (como el agua).

Metales

• Tienden a ceder electrones (formando cationes).
• Poseen brillo característico.
• Son excelentes conductores de electricidad y calor.
• Presentan dureza media o baja y grandes propiedades mecánicas (maleabilidad, ductilidad).
• Puntos de fusión generalmente altos.
• Generalmente no se disuelven en disolventes comunes.

Sustancias Covalentes (Cristales Covalentes)

• Forman cristales covalentes (redes atómicas).
• No poseen electrones libres.
• Puntos de fusión muy altos.
• Los sólidos covalentes son muy rígidos.
• Son buenos aislantes eléctricos y malos conductores del calor.
• Generalmente son insolubles.

Geometría Molecular (Teoría VSEPR)

La geometría molecular se predice basándose en la repulsión de los pares de electrones de valencia:

• AB₂ (ej. BeCl₂): Lineal
• AB₃ (ej. BF₃): Plana trigonal
• AB₄ (ej. CH₄): Tetraédrica
• AB₅ (ej. PCl₅): Bipirámide trigonal
• AB₆ (ej. SF₆): Octaédrica

Concentración y Estequiometría de Disoluciones

Unidades de Concentración

• Porcentaje en volumen (%V): %V = (Vsoluto / Vdisolución) × 100
• Porcentaje en masa (%m): %m = (msoluto / mdisolución) × 100
• Molaridad (M): M = nsoluto / Vdisolución (L)
• Fracción Molar del Soluto (X_soluto): Xsoluto = nsoluto / (nsoluto + ndisolvente)
• Fracción Molar del Disolvente (X_disolvente): Xdisolvente = ndisolvente / (nsoluto + ndisolvente)

Relaciones de Masa y Volumen en Disoluciones

• Masa de la disolución: mdisolución = msoluto + mdisolvente
• Volumen de la disolución: Vdisolución = Vsoluto + Vdisolvente (aproximación para líquidos ideales)

Leyes de los Gases y Disoluciones

• Presión Parcial (P_i): Pi = ni × (RT/V) (Ley de Dalton de las presiones parciales, derivado de la Ley de los Gases Ideales)
• Masa Molar (M_m) a partir de Densidad: Mm = (d × R × T) / P

Termodinámica Química

Conceptos Fundamentales

• Trabajo (W): W = -PΔV (Trabajo de expansión/compresión a presión constante)
• Calor (q): q = m × c × ΔT (Calor específico)
• Entalpía (H): H = U + PV (Definición de entalpía)

Primera Ley de la Termodinámica

• Cambio en la Energía Interna (ΔU): ΔU = q + W
• Si el volumen no cambia (proceso isocórico): qv = ΔU
• A presión constante (proceso isobárico): qp = ΔH

Energía y Entalpía de Reacción

• Energía Interna de Reacción (ΔU_r): ΔUr = Uproductos - Ureactivos
• Entalpía de Reacción (ΔH_r): ΔHr = Hproductos - Hreactivos
  • Si ΔH_r > 0: Reacción endotérmica (absorbe calor).
  • Si ΔH_r < 0: Reacción exotérmica (libera calor).

Espontaneidad de Reacciones (Energía Libre de Gibbs)

• Energía Libre de Gibbs de Reacción (ΔG_r): ΔGr = Gproductos - Greactivos
• Entropía de Reacción (ΔS_r): ΔSr = Sproductos - Sreactivos
• Criterios de Espontaneidad (basados en ΔG = ΔH - TΔS):
  • Si ΔH < 0 y ΔS > 0: ΔG < 0 (Reacción espontánea a cualquier temperatura).
  • Si ΔH < 0 y ΔS < 0: ΔG < 0 (Reacción espontánea a bajas temperaturas); ΔG > 0 (No espontánea a altas temperaturas).
  • Si ΔH > 0 y ΔS > 0: ΔG < 0 (Reacción espontánea a altas temperaturas); ΔG > 0 (No espontánea a bajas temperaturas).
  • Si ΔH > 0 y ΔS < 0: ΔG > 0 (Reacción no espontánea a cualquier temperatura).

Equilibrio Químico y pH

Constantes de Equilibrio

• Constante de Equilibrio en función de las Concentraciones (K_c):

  Para una reacción aA + bB ⇌ cC + dD:

  Kc = ([C]c[D]d) / ([A]a[B]b)

  Donde [X] representa la concentración molar de la sustancia X en el equilibrio.

• Constante de Equilibrio en función de las Presiones Parciales (K_p):Kp = Kc(RT)Δn

  Donde Δn es la variación del número de moles de gases (moles de productos gaseosos - moles de reactivos gaseosos).

Cálculo de Moles a partir de Molaridad

Si se conoce la molaridad (M) y el volumen (V) de una disolución en litros, los moles (n) de soluto se calculan como: n = M × V.

pH

El pH es una medida de la acidez o basicidad de una disolución y se define como: pH = -log[H+], donde [H⁺] es la concentración molar de iones hidrógeno (o hidronio, H₃O⁺).

Cinética Química

Determinación de Órdenes de Reacción

Para determinar el orden de reacción respecto a un reactivo, se comparan experimentos donde solo la concentración de ese reactivo varía, manteniendo las demás constantes.

Por ejemplo, para una reacción A + B → Productos, si se comparan dos experimentos (2 y 3) donde solo varía [A]:

v2 / v3 = ([A]2α) / ([A]3α)

Donde α es el orden de reacción respecto a A.

Ecuación de Velocidad y Constante de Velocidad (k)

La ecuación de velocidad general para una reacción es: v = k[A]α[B]β...

La constante de velocidad (k) se puede despejar como: k = v / ([A]α[B]β...)

Ecuación de Arrhenius

La dependencia de la constante de velocidad (k) con la temperatura se describe por la ecuación de Arrhenius:

k = A · e-Ea/RT

Donde:

• A: Factor preexponencial o factor de frecuencia.
• Ea: Energía de Activación (energía mínima necesaria para que ocurra la reacción).
• R: Constante de los gases ideales.
• T: Temperatura absoluta (en Kelvin).

Ácidos y Bases

Iones Característicos

• H⁺_(ac): Ion hidrógeno (o hidronio, H₃O⁺), característico de los ácidos.
• OH^-_(base): Ion hidróxido, característico de las bases.

Ácidos y Bases Fuertes Comunes

• Ácidos Fuertes: HClO₄ (ácido perclórico), HI (ácido yodhídrico), HBr (ácido bromhídrico), HCl (ácido clorhídrico), H₂SO₄ (ácido sulfúrico), HNO₃ (ácido nítrico).
• Bases Fuertes: Hidróxidos de metales alcalinos (ej. NaOH, KOH) y algunos hidróxidos de metales alcalinotérreos (ej. Ca(OH)₂).
• Nota: Las bases conjugadas de ácidos fuertes (ClO₄^-, I^-, Br^-, Cl^-, HSO₄^-, NO₃^-) son bases muy débiles o neutras en solución acuosa, no bases fuertes.

Catalizadores e Inhibidores

• Catalizadores:
  • Sustancias que aumentan o disminuyen significativamente la velocidad de una reacción química.
  • Se recuperan al final del proceso sin sufrir un cambio químico neto.
  • No alteran las variables termodinámicas del proceso (ΔH, ΔS, ΔG) ni la posición del equilibrio.
  • Aceleran por igual la reacción directa e inversa.
  • Suelen ser muy específicos para una reacción o tipo de reacción.
• Inhibidores:
  • Sustancias que, incluso en pequeñas cantidades, disminuyen la velocidad de una reacción química.
  • No son reactivos ni productos y permanecen inalterados al final del proceso.