Conceptos Fundamentales de Química: Enlace, Estructura y Reacciones Redox

Reacciones Redox

Balanceo en Medio Ácido

1. Semirreacciones.
2. Balancear en masa.
3. Balancear en carga (agregar e^-).
4. Sumar semirreacciones.
5. Verificar que esté balanceada.

Balanceo en Medio Básico

1. Balancear primero en medio ácido.
2. Neutralizar H⁺ agregando OH^- en ambos lados.

Conceptos Clave en Redox

Reducción: Gana electrones.

Oxidación: Pierde electrones.

Enlace Químico y Estructura Molecular

Tipos de Enlaces Covalentes

• Enlace simple
• Enlace doble
• Enlace triple

Definiciones de Enlace

Enlace iónico: Fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico, mediante la transferencia de un electrón de un átomo a otro. (Generalmente en disolventes polares).

Enlace covalente: Unión entre dos átomos los cuales comparten electrones. (Generalmente con poca disolubilidad en disolventes polares).

Enlace covalente no polar: Los electrones están compartidos de manera equitativa. Típico en enlaces entre dos átomos iguales.

Enlace covalente polar: Los electrones están compartidos de manera desigual, ya que son atraídos más por uno de los núcleos (el más electronegativo). Típico en enlaces entre dos átomos distintos con diferencia de electronegatividad.

Electronegatividad: Medida de la capacidad de un átomo (enlazado a otro) para atraer electrones compartidos. (Relevante en enlaces covalentes).

Afinidad electrónica: Capacidad de un átomo neutro para aceptar electrones adicionales y formar un anión. (Relevante en la formación de enlaces iónicos).

Polarizabilidad: Capacidad de la nube electrónica de un átomo o molécula para ser distorsionada por un campo eléctrico externo o por la proximidad de otra especie cargada. Se pueden generar cargas parciales o cargas formales.

Carga parcial: Pequeña cantidad de carga positiva (δ+) o negativa (δ-) que aparece en los átomos de un enlace covalente polar debido a la distribución desigual de electrones.

Carga formal: Carga hipotética asignada a un átomo en una molécula o ion, asumiendo que los electrones en los enlaces covalentes se comparten por igual entre los átomos. Ayuda a evaluar la plausibilidad de las estructuras de Lewis.

Estructuras de Lewis y Regla del Octeto

Regla del octeto: Establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para rodearse de ocho electrones de valencia, logrando una configuración electrónica estable similar a la de un gas noble. Implica ocho electrones de valencia para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica (con excepciones).

Estructuras de Lewis: Representación gráfica de la distribución de los electrones de valencia en una molécula o ion. Cada electrón de valencia se simboliza mediante un punto, y un par de electrones compartidos (enlace covalente) puede representarse mediante una línea.

Excepciones a la Regla del Octeto

• Hidrógeno: Cumple con 2 electrones de valencia (dupleto).
• Octeto incompleto: Algunos elementos (especialmente del Periodo 2 como B, Be) pueden ser estables con menos de ocho electrones de valencia.
• Octeto expandido: Elementos del Periodo 3 y posteriores pueden acomodar más de ocho electrones de valencia utilizando orbitales d.

Fuerzas Intermoleculares

Puente de hidrógeno: Tipo de fuerza intermolecular fuerte que se forma entre un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un átomo muy electronegativo (O, N, F) y un par de electrones no compartidos en otro átomo electronegativo (generalmente O, N, F) de una molécula vecina.

Molécula polar: Molécula que posee un momento dipolar neto, resultado de la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces individuales y la contribución de los pares de electrones no compartidos. Tiene un extremo parcialmente positivo y uno parcialmente negativo.

Momento dipolar: Medida cuantitativa de la polaridad de un enlace o una molécula. Si una molécula tiene polaridad neta, posee un momento dipolar distinto de cero.

Regla de Solubilidad: "Lo Semejante Disuelve a lo Semejante"

• Polar y polar: Generalmente se disuelven entre sí.
• No polar y no polar: Generalmente se disuelven entre sí.

Tipos de Interacciones

• Intermolecular: Entre moléculas distintas.
• Intramolecular: Dentro de la misma molécula (ej. enlaces covalentes).
• Extramolecular: Fuera de la molécula. (Nota: Este término no es estándar en química para describir interacciones).

Nota: La frase "Electrones formalmente negativos" podría referirse a átomos con carga formal negativa en estructuras de Lewis.

Fuerzas de Interacción (de más fuerte a más débil)

• Enlace químico (covalente, iónico, metálico - intramolecular)
• Puente de hidrógeno (intermolecular)
• Interacciones dipolo-dipolo (intermolecular)
• Fuerzas de dispersión de London (intermolecular, presentes en todas las sustancias)

Teorías de Enlace y Estructura

Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV): Predice la geometría tridimensional de las moléculas basándose en la repulsión electrostática entre los pares de electrones (enlazantes y no enlazantes) alrededor del átomo central. Ayuda a explicar la forma de las moléculas y sus ángulos de enlace.

Teoría del Orbital Molecular (TOM): Describe la formación de enlaces químicos en términos de la combinación lineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares deslocalizados sobre toda la molécula. Explica la distribución de electrones en los orbitales moleculares y propiedades como el paramagnetismo o diamagnetismo.

Enlace π (pi): Tipo de enlace covalente formado por el traslape lateral de dos orbitales p (o d) orientados perpendicularmente al eje internuclear. Se encuentra en enlaces dobles y triples, acompañando a un enlace σ.

Teoría de Enlace de Valencia (TEV): Describe la formación de enlaces químicos como el traslape de orbitales atómicos (puros o hibridados) localizados entre dos átomos. Explica la formación de enlaces simples (σ), dobles (σ + π) y triples (σ + 2π), así como la geometría molecular a través de la hibridación.

Geometría Molecular Comunes (según TRPECV)

• Lineal (180°)
• Trigonal plana (120°)
• Tetraédrica (109.5°)
• Piramidal trigonal
• Angular
• Bipiramidal trigonal
• Octaédrica