Conceptos Fundamentales de Química: De Redox a Equilibrio Ácido-Base

1. Reacciones de Oxidación-Reducción (REDOX)

• 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.
• Iones comunes: NO₃⁻ (nitrato), NO₂⁻ (nitrito), SO₄²⁻ (sulfato), SO₃²⁻ (sulfito), PO₄³⁻ (fosfato), CO₃²⁻ (carbonato), HCO₃⁻ (hidrogenocarbonato), OH⁻ (hidróxido), MnO₄⁻ (permanganato), Cr₂O₇²⁻ (dicromato), S₂O₃²⁻ (tiosulfato), CN⁻ (cianuro), SCN⁻ (tiocianato) y O₂²⁻ (peróxido).
• Oxácidos: Se nombran según el estado de oxidación: per-ico > -ico > -oso > hipo-oso.

3. Electroquímica

• Electrodos: El Cátodo tiene el E° más alto (donde ocurre la reducción) y el Ánodo tiene el E° más bajo (donde ocurre la oxidación).
• Potencial de celda: ΔE° = E°_cátodo − E°_ánodo. Si ΔE° > 0, la reacción es galvánica y espontánea.
• Energía Libre de Gibbs: ΔG° = −n · F · ΔE° (se divide entre 1000 para obtener el resultado en kJ).
• Constante de equilibrio: K = 10^{(n · ΔE° / 0,059)}.
• Ecuación de Nernst: ΔE = ΔE° − (0,059 / n) · log Q, donde Q = productos / reactivos (los sólidos, líquidos puros y gases a 1 atm valen 1).

4. Equilibrio Ácido-Base

• Fórmulas fundamentales: pH = −log[H⁺], pH + pOH = 14, pKa + pKb = 14, Ka = 10^(−pKa).
• 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 / V_total → pOH → pH. Si sobra ácido: [H⁺] = exceso / V_total → pH (V_total 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), m_l (−l a +l), m_s (±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.

7. Geometría y Polaridad Molecular

• Geometrías comunes: AB₂ (lineal), AB₂ + pares libres (angular), AB₃ (trigonal plana), AB₃ + par libre (piramidal), AB₄ (tetraédrica).
• 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.