Fundamentos Esenciales de Química: Gases, Estructura Molecular y Enlaces

Ecuación General de los Gases Ideales

La ecuación que describe el comportamiento de un gas ideal es:

P · V = n · R · T

Definiciones y Unidades

• Volumen (V): 1 L = 1000 mL = 1000 cm³
• Temperatura (T): Debe estar en Kelvin (K). K = °C + 273.
• Número de Moles (n): n = g / PM (masa en gramos / peso molecular).
• Constante Universal de los Gases (R): R = 0,082 L·atm / K·mol.

Condiciones Normales (CN)

Las Condiciones Normales (CN) se definen como:

• Presión (P): 1 atm
• Temperatura (T): 0 °C (273 K)

Para 1 mol de gas (n=1 mol) en CN, el volumen molar es: V = 22,4 L.

Fórmula derivada: V = (n · R · T) / P

Número de Avogadro

El Número de Avogadro (N_A) es 6,022 x 10²³ átomos o moléculas por mol.

Fórmulas de Concentración

La Molaridad (M) se define como moles de soluto por litro de disolución (M = n/V).

• M = (%MM · D · 10) / PM (Relación con densidad y porcentaje en masa)
• M = n / V (Moles / Volumen en Litros)

Relación entre Normalidad (N) y Molaridad (M)

La Normalidad (N) se relaciona con la Molaridad (M) mediante el factor de equivalencia (eq).

Ácidos

El factor de equivalencia es el número de hidrógenos (H) sustituibles. Ejemplo: HCl 1 M equivale a 1 N.

Bases o Hidróxidos

El factor de equivalencia es el número de grupos hidroxilo (OH). Ejemplo: Zn(OH)₂ 1 M equivale a 2 N.

Sales

El factor de equivalencia es el número total de la valencia del catión o anión. Ejemplo: NaCl 1 M equivale a 1 N.

Procesos de Transferencia de Electrones

• El Cl⁻ (anión cloruro) ha ganado electrones (Reducción).
• El Cl⁺ (catión cloro) ha perdido electrones (Oxidación).

Geometría Molecular y Ángulos de Enlace

La geometría molecular depende del átomo central y la disposición de sus pares de electrones.

Configuración Electrónica

Capacidad máxima de electrones por subnivel:

• Subnivel S: 1s² (máx. 2 e⁻)
• Subnivel P: 2p⁶ (máx. 6 e⁻)
• Subnivel D: 3d¹⁰ (máx. 10 e⁻)
• Subnivel F: 5f¹⁴ (máx. 14 e⁻)

Conceptos Fundamentales de Química

Enlace Iónico

Se produce cuando hay transferencia total de electrones, generalmente entre un metal y un no metal.

Enlace Covalente

Se produce por el compartimiento mutuo de electrones entre átomos (típicamente no metales).

Protón

Partícula subatómica que posee carga positiva (+1).

Electrón

Partícula subatómica que posee carga negativa (-1).

Fuerzas de Van der Waals

Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras.

Geometría Molecular

Es la disposición tridimensional de los átomos de una molécula.

Gases Nobles

Elementos que tienen baja reactividad química (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).

Energía de Enlace

Es la energía total promedio que se desprendería o se necesita para formar o romper un enlace químico.

Par No Compartido (Par Solitario)

Par de electrones de valencia que no se encuentran formando un enlace químico.

Interacciones Intramoleculares

Fuerzas que mantienen unidos a los átomos o iones que forman elementos y compuestos químicos de manera estable (ej. enlaces iónicos y covalentes).

Interacciones Intermoleculares

Fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las moléculas como producto de la polaridad que poseen (ej. Van der Waals, puentes de hidrógeno).

Halógenos

Elementos del Grupo 17 (anteriormente Grupo VIIA) de la tabla periódica: F, Cl, Br, I, At.

Resonancia

Sistema de enlace entre los átomos de una molécula que, debido a la compleja distribución de sus electrones, obtiene una mayor estabilidad que con un enlace simple. Esta distribución de electrones no fluctúa. Es común en compuestos aromáticos.

Metales de Transición

Elementos situados en la parte central de la tabla periódica (bloque d). Se caracterizan por tener su orbital d parcialmente lleno de electrones.