Número de Oxidación (N.O.): Un elemento solo tiene N.O. = 0. El Oxígeno suele actuar con −2 y el Hidrógeno con +1. La suma de los números de oxidación debe ser igual a la carga total de la especie.
Procesos: Si el N.O. sube, el elemento se oxida y actúa como agente REDUCTOR. Si el N.O. baja, el elemento se reduce y actúa como agente OXIDANTE.
Ajuste de reacciones: Se deben separar las semirreacciones → ajustar el átomo principal → ajustar el Oxígeno añadiendo H2O → ajustar el Hidrógeno con protones H+ → ajustar las cargas con electrones (e⁻) → igualar el número de electrones mediante el Mínimo Común Múltiplo (MCM) → sumar ambas partes → cancelar los H+ y H2O repetidos.
2. Formulación Química
Regla del cruce: Las valencias bajan como subíndices y la carga total de la molécula debe ser 0.
Iones poliatómicos: Si hay 2 o más, se utilizan paréntesis, por ejemplo: Fe(NO3)3 o Mg(OH)2.
Ácido débil: Se calcula mediante [H⁺] = √(Ka · C) para hallar el pH.
Disolución Tampón: pH = pKa + log([sal] / [ácido]). Si las concentraciones son iguales, entonces pH = pKa.
Neutralización: n(ácido) = M · V → V(base) = n / M.
Cálculos tras mezcla: Se restan los moles de ácido y base para ver quién sobra. Si sobra base: [OH⁻] = exceso / Vtotal → pOH → pH. Si sobra ácido: [H⁺] = exceso / Vtotal → pH (Vtotal es la suma de volúmenes en litros).
5. Cinética Química
Ecuación de velocidad: v = k · [A]m · [B]n (donde m y n son órdenes parciales experimentales).
Determinación del orden: Comparando dos experimentos donde un reactivo es igual: v₂ / v₁ = ([A]₂ / [A]₁)m. (Si la velocidad se duplica al doblar la concentración, el orden es 1; si se cuadruplica, el orden es 2; si es la raíz, el orden es ½).
Constante de velocidad (k): k = v / ([A]m[B]n). Sus unidades son (mol/L)(1 − orden total) · s⁻¹.
Mecanismos: Los órdenes coinciden con los coeficientes si la reacción ocurre en una sola etapa; si no, ocurre en varias.
Velocidad de sustancia: v(sustancia) = v · coeficiente estequiométrico.
6. Configuración Electrónica
Orden de llenado: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s²... (Capacidades: s=2, p=6, d=10, f=14).
Nota: El orbital 4s se llena antes que el 3d, pero al escribir la configuración se recomienda ordenar por número de nivel.
Tabla Periódica: El Periodo es el n más alto. El Grupo p = 10 + (electrones s + p del último nivel). La capa externa corresponde al último nivel de energía.
Números Cuánticos: n (nivel), l (subnivel: s=0, p=1, d=2, f=3), ml (−l a +l), ms (±½). Según la Regla de Hund, los electrones se colocan solos en los orbitales antes de aparearse.
Iones: Un metal pierde electrones y un no metal los gana (normalmente hasta alcanzar la configuración de gas noble). El número de protones no cambia.
Enlace polar: Ocurre entre átomos distintos con diferente electronegatividad. Si los átomos son iguales, el enlace es apolar.
Polaridad de la molécula: Una molécula simétrica (lineal, trigonal o tetraédrica sin pares libres) es apolar. Una molécula asimétrica (angular, piramidal o con pares libres en el átomo central) es polar.
8. Estructuras de Lewis
Procedimiento: Sumar los electrones de valencia (según el grupo). El átomo central es el menos electronegativo. Se unen los átomos con pares de electrones y se completan los octetos (usando dobles o triples enlaces si faltan electrones). El Hidrógeno solo puede tener 2 electrones.
Ejemplos: CO₂ presenta la estructura O=C=O. En compuestos iónicos como el MgO, se representa como [Mg]²⁺[O]²⁻.
9. Basicidad
Fuerza de la base: Un pKb bajo indica una base más fuerte. Se relaciona con el ácido mediante pKb = 14 − pKa. Una base fuerte (como el NaOH) es siempre la más básica. Si tienen el mismo pKb, tienen la misma basicidad.
Ordenación: Para ordenar de menor a mayor basicidad, se colocan primero los de pKb alto y al final las bases fuertes.
