Química Esencial: Fórmulas, Cálculos y Reacciones Fundamentales

Conceptos Fundamentales y Cálculos Químicos

Conversiones Básicas

• Para convertir **moles a gramos**, se multiplica por el peso molecular.
• Para convertir **moles a átomos**, se multiplica por el número de Avogadro (N_A = 6.022 × 10²³).
• Para convertir a **atmósferas (atm)**, se divide la presión en mmHg entre 760 mmHg.

Ecuación de los Gases Ideales

La **ecuación de los gases ideales** es: P·V = n·R·T

• P: Presión (en atm)
• V: Volumen (en litros)
• n: Moles
• R: Constante de los gases ideales (0.082 L·atm/(mol·K))
• T: Temperatura en Kelvin (K = °C + 273.15)

Fórmulas Empírica y Molecular

Fórmula Empírica

Para determinar la **fórmula empírica**, se calculan los moles de cada elemento en el compuesto y luego se dividen todos los valores de moles por el menor de ellos, obteniendo así la proporción más simple de átomos.

Fórmula Molecular

Para la **fórmula molecular**, se utiliza la relación entre el peso molecular (PM) del compuesto y el peso de la fórmula empírica. El peso molecular se puede determinar experimentalmente (por ejemplo, usando la ecuación de los gases ideales modificada: PM = (d·R·T)/P, donde d es la densidad). La fórmula molecular es un múltiplo (n) de la fórmula empírica, donde n = PM_compuesto / PM_{fórmula_empírica}.

Concentraciones de Disoluciones

• **Molaridad (M)** = moles de soluto / volumen de disolución (en litros)
• **Molalidad (m)** = moles de soluto / masa de disolvente (en kilogramos)
• **Normalidad (N)** = número de equivalentes de soluto / volumen de disolución (en litros) o **Molaridad × valencia**
• **Fracción molar del soluto (X_s)** = moles de soluto / (moles de soluto + moles de disolvente)
• **Fracción molar del disolvente (X_d)** = moles de disolvente / (moles de soluto + moles de disolvente)
• La suma de las fracciones molares es igual a la unidad: **X_s + X_d = 1**
• **Porcentaje en masa (% masa)** = (masa de soluto (g) / (masa de soluto (g) + masa de disolvente (g))) × 100
• **Concentración en gramos por litro (g/L)** = masa de soluto (g) / volumen de disolución (L)

Densidad

La **densidad (ρ)** se define como la masa por unidad de volumen: ρ = masa / volumen.

Termodinámica Química

Entalpía

La **entalpía estándar de reacción** (ΔHº_rx) se calcula como la suma de las entalpías estándar de formación de los productos menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos: ΔHº_rx = ΣΔHº_f(productos) - ΣΔHº_f(reactivos).

Espontaneidad de Reacciones

Para que una reacción sea **espontánea**, la **energía libre de Gibbs** (ΔG) debe ser negativa. La relación es: ΔG = ΔH - T·ΔS Donde ΔH es la entalpía, T la temperatura absoluta (en Kelvin) y ΔS la entropía.

Un proceso es exotérmico si su cambio de entalpía (ΔH) es negativo.

Equilibrio Químico

Para el estudio del equilibrio químico, se suele utilizar un **cuadro ICE (Inicial, Cambio, Equilibrio)** que organiza la información de la siguiente manera:

• Moles iniciales
• Moles que reaccionan
• Moles que se forman
• Moles en el equilibrio
• Concentración en el equilibrio

La relación entre las constantes de equilibrio Kp y Kc es: Kp = Kc·(R·T)^Δn Donde Δn es la variación del número de moles de gas en la reacción.

El grado de disociación (α) se define como: α = moles disociados / moles iniciales.

Reacciones Redox (Oxido-Reducción)

Para balancear reacciones redox, es fundamental identificar si el medio es ácido o básico. Esto se determina por la presencia de ácidos (H⁺) o bases (OH^-) en la reacción.

Balanceo en Medio Básico

1. Identificar las especies que se oxidan y se reducen.
2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.
3. **Balancear átomos distintos de O y H:** Ajustar coeficientes estequiométricos.
4. **Balancear átomos de oxígeno (O):** Por cada oxígeno que falte en un lado, añadir dos iones hidroxilo (OH^-) en ese mismo lado y una molécula de agua (H₂O) en el lado opuesto.
5. **Balancear átomos de hidrógeno (H):** Los hidrógenos se balancean automáticamente al balancear los oxígenos con OH^- y H₂O.
6. **Balancear cargas:** Añadir electrones (e^-) al lado más positivo para igualar las cargas en ambos lados de cada semirreacción.
7. **Igualar el número de electrones:** Multiplicar cada semirreacción por un factor adecuado para que el número de electrones transferidos sea el mismo en ambas.
8. **Sumar las semirreacciones:** Combinar las dos semirreacciones y cancelar especies idénticas en ambos lados (electrones, OH^-, H₂O).
9. **Verificar:** Asegurarse de que los átomos y las cargas estén balanceados en la ecuación global.

Balanceo en Medio Ácido

1. Identificar las especies que se oxidan y se reducen.
2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.
3. **Balancear átomos distintos de O y H:** Ajustar coeficientes estequiométricos.
4. **Balancear átomos de oxígeno (O):** Por cada oxígeno que falte en un lado, añadir una molécula de agua (H₂O) en ese mismo lado.
5. **Balancear átomos de hidrógeno (H):** Por cada hidrógeno que falte en un lado, añadir un ion hidrógeno (H⁺) en ese mismo lado.
6. **Balancear cargas:** Añadir electrones (e^-) al lado más positivo para igualar las cargas en ambos lados de cada semirreacción.
7. **Igualar el número de electrones:** Multiplicar cada semirreacción por un factor adecuado para que el número de electrones transferidos sea el mismo en ambas.
8. **Sumar las semirreacciones:** Combinar las dos semirreacciones y cancelar especies idénticas en ambos lados (electrones, H⁺, H₂O).
9. **Verificar:** Asegurarse de que los átomos y las cargas estén balanceados en la ecuación global.