Fundamentos Esenciales de Química General: Conceptos Clave y Aplicaciones

Conceptos Fundamentales de Química

Ondas y Espectros

• Longitud de Onda (λ) y Frecuencia (ν):
  • ν = 1/T (Frecuencia en Hertz, Hz = s⁻¹)
  • λ = c·T o λ = c/ν (donde c es la velocidad de la luz en el vacío, c ≈ 3·10⁸ m/s)
• Espectro del Hidrógeno:
  • Fórmula de Rydberg para la energía de las transiciones electrónicas: E = R_H · (1/n₁² - 1/n₂²)
  • Donde R_H es la constante de Rydberg (aproximadamente 2.179·10⁻¹⁸ J para energía) y n₁ < n₂ son los números cuánticos principales de las órbitas.
  • Series espectrales: Lyman (n₁=1, UV), Balmer (n₁=2, Visible), Paschen (n₁=3, IR), Brackett (n₁=4, IR), Pfund (n₁=5, IR) y Humphreys (n₁=6, IR).

Mecánica Cuántica y Estructura Atómica

• Ecuación de Planck: E = h·ν (donde h es la constante de Planck, h ≈ 6.626·10⁻³⁴ J·s)
• Hipótesis de De Broglie: λ = h/(m·v) (Dualidad onda-partícula, donde m es la masa y v la velocidad de la partícula)
• Números Cuánticos:
  • Principal (n): Determina el nivel de energía y el tamaño del orbital (n = 1, 2, 3, ...).
  • Azimutal (l): Determina la forma del orbital (l = 0, 1, 2, ..., n-1; s, p, d, f).
  • Magnético (m_l): Determina la orientación del orbital en el espacio (m_l = -l, ..., 0, ..., +l).
  • De Spin (m_s): Describe el giro del electrón (m_s = +1/2 o -1/2).
• Modelo Atómico de Bohr:
  1. Los electrones (e⁻) solo pueden ocupar órbitas con radios y energías discretas y cuantizadas (n = 1, 2, 3, ...).
  2. Mientras el e⁻ permanece en una órbita permitida, su energía es constante y no emite ni absorbe radiación.
  3. El átomo emite o absorbe radiación cuando el e⁻ salta entre órbitas. La energía de la radiación (ΔE) es igual a la diferencia de energía entre las órbitas involucradas.

Propiedades Periódicas de los Elementos

• Radio Atómico: Distancia desde el núcleo hasta la capa electrónica más externa.
• Radio Iónico:
  • Cuando un átomo pierde e⁻ (formando un catión), su tamaño disminuye.
  • Cuando un no metal gana e⁻ (formando un anión), su tamaño aumenta.
• Energía de Ionización: Energía mínima necesaria para arrancar el e⁻ más externo de un átomo en estado gaseoso.
• Afinidad Electrónica: Cambio de energía que ocurre cuando un átomo en estado gaseoso incorpora un e⁻.
• Electronegatividad: Tendencia de un átomo a atraer e⁻ compartidos hacia su núcleo en un enlace químico.

Enlace Químico y Fuerzas Intermoleculares

Hibridación de Orbitales

La hibridación describe la mezcla de orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos, que permiten la formación de enlaces más estables y determinan la geometría molecular:

• Lineal: sp
• Trigonal Plana: sp²
• Tetraédrica: sp³
• Bipiramidal Trigonal: sp³d
• Octaédrica: sp³d²

Tipos de Enlace

• Covalente Apolar: Compartición equitativa de e⁻.
• Covalente Polar: Compartición desigual de e⁻ debido a diferencias de electronegatividad.
• Iónico: Transferencia de e⁻ entre átomos, formando iones y una atracción electrostática.

Fuerzas Intermoleculares

Interacciones entre moléculas que influyen en las propiedades físicas de las sustancias:

• Interacciones Dipolo-Dipolo: Ocurren entre moléculas polares.
• Fuerzas de Puente de Hidrógeno: Un tipo especial de interacción dipolo-dipolo fuerte, donde un átomo de hidrógeno (H) unido a un elemento muy electronegativo (F, O, N) interactúa con otro átomo electronegativo.
• Interacciones Dipolo-Dipolo Inducido: Se producen entre una molécula polar y una molécula apolar, donde la molécula polar induce un dipolo temporal en la apolar.
• Fuerzas de Dispersión de London: Interacciones débiles y temporales que surgen de dipolos instantáneos en moléculas apolares (presentes en todas las moléculas).

Ácidos y Bases

Teorías Ácido-Base

• Teoría de Arrhenius:
  • Ácido: Sustancia que libera iones H⁺ en disolución acuosa.
  • Base: Sustancia que libera iones OH⁻ en disolución acuosa.
  • Reacción de Neutralización: Ácido + Base → Sal + H₂O.
• Teoría de Brønsted-Lowry:
  • Ácido: Sustancia que cede protones (H⁺).
  • Base: Sustancia que capta protones (H⁺).
  • Pares Conjugados Ácido-Base: Un ácido y una base que difieren en un protón (H⁺).
• Teoría de Lewis:
  • Ácido: Sustancia que acepta un par de e⁻.
  • Base: Sustancia que cede un par de e⁻.

Conceptos Relacionados

• Sustancias Anfóteras: Pueden actuar como ácido o como base, dependiendo del medio.
• Ácidos Polipróticos: Ácidos que pueden ceder más de un protón (H⁺) por molécula.
• Producto Iónico del Agua (K_w): K_w = [H₃O⁺]·[OH⁻] = 1.0·10⁻¹⁴ mol²/L² (a 25°C).
• Indicador Ácido-Base: Sustancia que se añade en una valoración para visualizar el punto de equivalencia mediante un cambio de color.

Hidrólisis de Sales

Reacción de una sal con el agua, que puede alterar el pH de la disolución:

• Sal de ácido fuerte y base fuerte: No hidroliza, pH neutro (pH ≈ 7).
• Sal de ácido fuerte y base débil: Hidroliza, pH < 7 (ácido).
• Sal de ácido débil y base fuerte: Hidroliza, pH > 7 (básico).
• Sal de ácido débil y base débil: Hidroliza, el pH depende de las constantes de acidez (K_a) y basicidad (K_b) de los iones. La constante de hidrólisis (K_h) se calcula como K_h = K_w / (K_a·K_b).

Electroquímica: Leyes de Faraday

Las Leyes de Faraday describen las relaciones cuantitativas en los procesos de electrólisis:

1. La masa de una sustancia depositada o liberada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través de la disolución.
2. Las masas de diferentes sustancias depositadas o liberadas por la misma cantidad de carga eléctrica son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos.

Fórmula General:

m = (Masa Molar · I · t) / (n · F)

Donde:

• m: masa de la sustancia (g)
• Masa Molar: masa molar de la sustancia (g/mol)
• I: intensidad de corriente (A)
• t: tiempo (s)
• n: número de electrones transferidos por mol de sustancia (equivalente químico)
• F: Constante de Faraday (aproximadamente 96485 C/mol e⁻).

Nota: 1 Amperio (A) equivale a 1 Coulomb/segundo (C/s). La constante de Faraday representa la carga de 1 mol de electrones.