Fundamentos de Química General: Estructura, Termodinámica, Equilibrio y Cinética
Tabla Periódica: Grupos Principales
- Grupo 1 (Alcalinos): H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
- Grupo 2 (Alcalinotérreos): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
- Grupo 13 (Térreos): B, Al, Ga, In, Tl
- Grupo 14 (Carbonoideos): C, Si, Ge, Sn, Pb
- Grupo 15 (Nitrogenoideos): N, P, As, Sb, Bi
- Grupo 16 (Calcógenos): O, S, Se, Te, Po
- Grupo 17 (Halógenos): F, Cl, Br, I, At
- Grupo 18 (Gases Nobles): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Geometría Molecular (TRPECV) y Orden de Enlace
Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV):
- 4 pares de electrones: Tetraédrica (109,5º). Si tiene pares libres: Piramidal trigonal (107,3º), Angular (104,5º).
- 5 pares de electrones: Bipiramidal trigonal (90º y 120º). Si tiene pares solitarios: 1 par libre: Balancín; 2 pares libres: Forma de T; 3 pares libres: Lineal.
- 6 pares de electrones: Octaédrica (90º). Si tiene pares solitarios: 1 par libre: Piramidal cuadrangular; 2 pares libres: Plana cuadrada.
Orden de enlace (OE): OE = 1/2 · (e⁻ enlazantes - e⁻ no enlazantes)
Modelos de Enlace Metálico y Fuerzas Intermoleculares
Modelos de Enlace Metálico
- Modelo del mar de electrones: Cationes fijos rodeados de un mar de electrones deslocalizados por la red cristalina, cohesionados por fuerzas electrostáticas. Explica la conducción eléctrica (flujo de electrones de polo negativo a positivo), la conducción térmica (transferencia eficiente de energía cinética) y la ductilidad (desplazamiento de planos atómicos paralelos sin fractura).
- Teoría de bandas: La banda de valencia (inferior, orbitales enlazantes) no conduce corriente; la banda de conducción (superior) contiene electrones móviles capaces de transportar carga eléctrica.
Fuerzas Intermoleculares
- Ion-dipolo (moderada): Interacción típica en procesos de disolución de sales iónicas en disolventes polares.
- Fuerzas de Van der Waals:
- Dipolo-dipolo (débiles): Interacción entre moléculas polares; su intensidad aumenta con la polaridad molecular.
- Dispersión de London (débiles): Inducción dipolo instantáneo-dipolo inducido; su magnitud se incrementa con el número de electrones y la masa molar.
- Puentes de hidrógeno (moderada-fuerte): Atracción intermolecular producida cuando el hidrógeno se une a átomos pequeños y altamente electronegativos (F, O, N).
Estados de Agregación: Sólidos, Líquidos y Gases
Gases
Propiedades del gas ideal: movimiento continuo y aleatorio de las moléculas, volumen molecular despreciable frente a la distancia entre partículas, choques elásticos y energía cinética media proporcional a la temperatura absoluta (T).
Ecuación de estado de Van der Waals (gases reales): (P + an²/V²)(V - nb) = nRT
Líquidos
- Viscosidad: Resistencia interna a fluir debida a las fuerzas atractivas intermoleculares y a la geometría molecular; disminuye conforme aumenta la temperatura.
- Tensión superficial: Energía requerida para aumentar el área superficial de un líquido por unidad de área.
- Presión de vapor: Presión ejercida por el vapor en equilibrio dinámico con su líquido a una temperatura constante.
- Ecuación de Clausius-Clapeyron: ln(P₂ / P₁) = -(ΔH_eb / R) · (1/T₂ - 1/T₁)
Sólidos
- Moleculares: Átomos o moléculas con fuerzas intermoleculares débiles; blandos, bajo punto de fusión y malos conductores.
- Covalentes reticulares: Átomos unidos covalentemente; gran dureza, frágiles, insolubles y malos conductores térmicos y eléctricos.
- Iónicos: Redes de cationes y aniones; duros, frágiles, baja conductividad térmica en estado sólido y conductores al estar fundidos o en disolución.
- Metálicos: Átomos metálicos; dúctiles, maleables y óptimos conductores. Su dureza y punto de fusión varían ampliamente (alcalinos: blandos y baja temperatura de fusión; alcalinotérreos: dureza y punto de fusión moderados; metales de transición: alta dureza y elevado punto de fusión).
Disoluciones y Propiedades Coligativas
Ley de Henry: C = k · P
Presión de Vapor (Ley de Raoult)
- Soluto no volátil: P₁ = x₁ · P₁º ⇒ ΔP = P₁º - P₁ = x₂ · P₁º
- Soluto volátil: P₁ = x₁ · P₁º, P₂ = x₂ · P₂º ⇒ P_total = P₁ + P₂
Propiedades Coligativas y Aplicaciones
- Descenso crioscópico: ΔT_c = T_cº - T_c = K_c · m
- Aumento ebulloscópico: ΔT_b = T_b - T_bº = K_b · m
- Presión osmótica: Π = M · R · T
- Aplicaciones prácticas: Formulación de anticongelantes, desalinización de agua de mar por ósmosis inversa, destilación fraccionada y determinación experimental de masas moleculares.
Termodinámica Química
Primer principio: ΔE = E_productos - E_reactivos = q + w = q - PΔV
- A volumen constante (V cte): Q_v = ΔE = m · c_v · ΔT
- A presión constante (P cte): Q_p = ΔH = ΔE + PΔV = ΔE + Δn_gas · R · T
- Calorimetría: Calor ganado = eq_c · ΔT + m · c · ΔT
- Segundo principio: ΔS_universo = ΔS_sistema + ΔS_alrededores = ΔS_reacciónº - (ΔH_rº / T)
- Energía libre de Gibbs: ΔG = ΔH - TΔS; ΔG = ΔGº + RT·ln(Q) ⇒ En equilibrio: ΔGº = -RT·ln(K)
- Ecuación de Kirchhoff: ΔH_T = ΔHº + ∫ ΔC_p · dT (con C_p = a + bT + cT²)
Equilibrio Químico y Reacciones Ácido-Base
Relación de constantes de equilibrio: K_p = K_c · (RT)^(Δn)
Principio de Le Chatelier: Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en la concentración, presión o temperatura, evolucionará en el sentido que contrarreste dicha perturbación.
Resolución de Equilibrios Ácido-Base
- Autoionización del agua: K_w = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0 · 10⁻¹⁴ (a 25 ºC)
- Constantes de acidez y basicidad: K_a, K_b
- Balance de materia: C₀ = [HAc] + [Ac⁻]
- Balance de carga (electroneutralidad): ∑ [Cationes] = ∑ [Aniones]
Reglas de Solubilidad y Precipitación
- Solubles sin excepción: Sales de metales alcalinos (Li⁺, Na⁺, K⁺, etc.), sales de amonio (NH₄⁺), acetatos (CH₃COO⁻), cloratos (ClO₃⁻) y nitratos (NO₃⁻).
- Hidróxidos (OH⁻): Solubles con alcalinos, NH₄⁺, Sr²⁺, Ba²⁺ y Ca²⁺ (moderadamente); insolubles con el resto de cationes.
- Sulfatos (SO₄²⁻): Insolubles con Sr²⁺, Ba²⁺ y Pb²⁺; poco solubles con Ca²⁺ y Ag⁺; solubles con la mayoría de los demás cationes.
- Haluros (Cl⁻, Br⁻, I⁻): Insolubles con Ag⁺, Pb²⁺ y Hg₂²⁺; solubles con los demás.
- Sulfuros (S²⁻): Solubles con alcalinos y alcalinotérreos; insolubles con los demás cationes.
- Carbonatos (CO₃²⁻) y Fosfatos (PO₄³⁻): Solubles únicamente con alcalinos y NH₄⁺; insolubles con los demás.
Electroquímica, Celdas y Fenómenos de Corrosión
Celdas Galvánicas y Potenciales
- Ánodo (-): Ocurre la oxidación (aumento en el estado de oxidación).
- Cátodo (+): Ocurre la reducción (disminución en el estado de oxidación).
- Notación de celda: Zn(s) | Zn²⁺(ac) || Cu²⁺(ac) | Cu(s)
- Fuerza electromotriz: ΔE = E_cátodo - E_ánodo | Relación termodinámica: ΔG = -nFΔE
- Electrodo estándar de hidrógeno: H⁺ + e⁻ → 1/2 H₂ (Eº = 0,00 V)
- Ecuación de Nernst: E = Eº - (RT / nF) · ln(Q) ⇒ E = Eº - (0,0592 / n) · log(Q) (a 25 ºC)
Electrólisis
En las celdas electrolíticas se requiere energía externa: Cátodo (-) para la reducción y Ánodo (+) para la oxidación.
Mecanismos de Corrosión y Prevención
- Metales nobles: Au y Pt no se oxidan en condiciones ambientales normales.
- Metales pasivados: Al₂O₃, CuCO₃ y Ag₂S generan capas protectoras que frenan la corrosión.
- Corrosión del hierro:
- Ánodo: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
- Cátodo: O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O
- Producto final: Herrumbre hidratada (Fe₂O₃·nH₂O).
- Estrategias de prevención:
- Hierro estañado (Sn): Permanece protegido mientras la capa esté íntegra. Si se fractura, el Fe se corroe rápidamente dado que Eº_red(Sn) > Eº_red(Fe).
- Hierro galvanizado (Zn): El zinc funciona como ánodo de sacrificio incluso si se raya (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻).
- Protección catódica con magnesio: El Mg actúa como metal de sacrificio frente a la estructura ferrosa (Mg → Mg²⁺ + 2e⁻; O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O).
Cinética Química
Ecuación de velocidad: v = -d[A]/dt = k · [A]^m · [B]^n
Ecuaciones Integradas y Vida Media
- Orden 0: [A] = [A]₀ - kt | t_1/2 = [A]₀ / (2k) | Unidades de v: mol·L⁻¹·s⁻¹
- Orden 1: ln[A] = ln[A]₀ - kt | t_1/2 = ln(2) / k | Unidades de k: s⁻¹
- Orden 2: 1/[A] = 1/[A]₀ + kt | t_1/2 = 1 / (k · [A]₀)
Influencia de la Temperatura (Ecuación de Arrhenius)
k = A · e^(-E_a / RT) ⇒ ln(k) = ln(A) - E_a / (RT)