Química: Redox, Enlace, Termoquímica, Equilibrio y Química Orgánica

Reacciones redox y método ion-electrón

Oxidante: es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que esta se reduce.
Reductor: es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que esta se oxida.

Ajuste por el método ion-electrón: se basa en la conservación de la masa y de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que se ganan en la reducción). Consiste en escribir las 2 semirreacciones y después igualar el nº de electrones para que, al sumarlas, estos desaparezcan.

Medio ácido: sumar tantas H₂O en un lado como O haya, y en el lugar original el doble de hidrógenos (H⁺).
Medio básico: sumar tantas H₂O en el mismo lado como O haya, y en el otro lado el doble de OH^- que H₂O.

Tipos de reacciones redox

Reacción espontánea: se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química. Ejemplo: pila voltaica.
Reacción no espontánea: se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada. Ejemplo: electrólisis.

Pila voltaica: si la oxidación y la reducción se producen en recipientes diferentes, los electrones circularán (corriente eléctrica). La pila voltaica es un dispositivo capaz de producir energía eléctrica a partir de una reacción redox espontánea.

Tipos de electrodos

Se llama así a la barra metálica sumergida en la disolución del mismo metal.
Ánodo: oxidación (−). Cátodo: reducción (+).

Pila Daniell: consta de 2 semiceldas: una con un electrodo de Cu en una disolución de CuSO₄, y otra con un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO₄. Están unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda. Entre los 2 electrodos se genera una diferencia de potencial que puede medirse con un voltímetro. Los electrones circulan de ánodo a cátodo.

Potencial de reducción: las pilas producen una diferencia de potencial entre los 2 electrodos, que puede medirse con un voltímetro. La diferencia de potencial máxima que puede dar una pila es la fem de la pila. El electrodo estándar es el de hidrógeno.

Tipos de electrodos:

• Electrodo metálico de metal activo: formado por una barra de metal introducida en una disolución de sus propios iones.
• Electrodo metálico de metal inerte: cuando la reducción u oxidación tiene lugar entre iones en disolución. Se necesita un conductor para permitir el paso de electrones, que suele ser platino.
• Electrodo de gas (hidrógeno).

Electrólisis

Electrólisis: es una reacción redox no espontánea que se produce gracias al aporte de electrones necesarios (energía eléctrica externa). Es el proceso contrario al que sucede en la celda electroquímica.

Diferencias entre electroquímica y electrolítica:

• Electroquímica: reacción espontánea; los 2 electrodos se encuentran en compartimentos separados; hay 2 electrolitos; cátodo (reducción) (+), ánodo (oxidación) (−). Las presiones y concentraciones suelen ser diferentes a los valores estándar.
• Electrolítica: reacción no espontánea; hay una fuente externa de energía; los 2 electrodos se encuentran en el mismo compartimento; hay 1 solo electrolito; cátodo (reducción) (−), ánodo (oxidación) (+). Los materiales que se usan son inertes; suelen ser procesos industriales.

Leyes de Faraday

La cantidad de sustancia depositada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha circulado:

Q = I × t    Q (C), I (A), t (s)

Con 1 mol de electrones es capaz de reducirse 1 mol de metal monovalente.

Aplicaciones de la electrólisis

Se utiliza en la industria para obtener metales a partir de sales o di óxidos metálicos mediante electricidad. Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una fina capa de otro metal.

Química orgánica

Tipos de compuestos

Hidrocarburos: alcanos (–ano), alquenos (–eno), alquinos (–ino).
Cicloalcanos, alcoholes (–ol), éteres (–o–), aldehídos (–al), cetonas (–ona).
Ácidos carboxílicos (–oico), ésteres (–ato de –ilo), aminas (–amina), amidas, nitrilos, nitroderivados.

Isomería: plana, geométrica (cis/trans), óptica (enantiómeros).

Grupos funcionales

• Alcanos: no tienen grupo funcional. Son hidrocarburos saturados (solo enlaces simples). Terminan en –ano. Ejemplo: metano (CH₄), etano (CH₃–CH₃).
• Alquenos: hidrocarburos con al menos un doble enlace (C=C). Terminan en –eno. Ejemplo: eteno (CH₂=CH₂).
• Alquinos: tienen un triple enlace (C≡C). Terminan en –ino. Ejemplo: etino (CH≡CH).
• Cicloalcanos, cicloalquenos, cicloalquinos: estructuras en forma de anillo. Se antepone «ciclo–». Ejemplo: ciclopentano, ciclohexeno.
• Alcoholes: grupo funcional –OH unido a un carbono saturado. Terminan en –ol. Ejemplo: etanol (CH₃–CH₂–OH).
• Fenoles: similares a los alcoholes, pero el grupo –OH está unido a un anillo bencénico. Ejemplo: fenol (C₆H₅OH).
• Éteres: oxígeno entre dos carbonos: –O–. Se nombran los radicales seguidos de la palabra «éter». Ejemplo: etil metil éter (CH₃–O–CH₂CH₃).
• Aldehídos: grupo funcional –CHO. Terminan en –al. Ejemplo: etanal (CH₃–CHO).
• Cetonas: grupo carbonilo (C=O) entre carbonos. Terminan en –ona. Ejemplo: propanona (CH₃–CO–CH₃).
• Ácidos carboxílicos: grupo funcional –COOH. Se antepone «ácido» y terminan en –oico. Ejemplo: ácido etanoico (CH₃–COOH).
• Ésteres: derivan de ácidos + alcoholes; grupo funcional –COO–. Terminan en –ato de –ilo. Ejemplo: etanoato de metilo (CH₃–COO–CH₃).
• Aminas: grupo funcional con nitrógeno (–NH₂, –NHR, –NR₂). Terminan en –amina o usan el prefijo amino–. Ejemplo: metilamina (CH₃–NH₂).
• Amidas: derivan de ácidos carboxílicos + aminas; grupo funcional –CONH₂. Terminan en –amida. Ejemplo: etanamida (CH₃–CONH₂).
• Nitrilos: grupo –C≡N. Terminan en –nitrilo. Ejemplo: propanonitrilo (CH₃CH₂–C≡N).
• Nitroderivados: grupo funcional –NO₂ unido a un carbono. Se antepone nitro–. Ejemplo: nitrometano (CH₃–NO₂).
• Halogenuros de alquilo: un halógeno (F, Cl, Br, I) sustituye a un hidrógeno. Se usa el prefijo del halógeno (cloro–, bromo–, etc.). Ejemplo: clorometano (CH₃Cl).

Enlace químico

Tipos de enlace

• Iónico: metal + no metal, electronegatividad > 1,7.
• Covalente: no metales, electronegatividad < 1,7. Puede ser polar o apolar.
• Metálico: nube de electrones deslocalizados.

Geometría molecular (VSEPR)

• 2 pares de e⁻ → lineal.
• 3 pares de e⁻ → trigonal plana.
• 4 pares de e⁻ → tetraédrica.

Los pares libres modifican los ángulos (ej.: H₂O = angular).

Hibridación

sp (lineal), sp² (trigonal), sp³ (tetraédrica).

Fuerzas intermoleculares

Puentes de hidrógeno > dipolo-dipolo > Van der Waals.

Termoquímica

• Ecuación termoquímica: incluye ΔH (entalpía).
• ΔH > 0 → endotérmica | ΔH < 0 → exotérmica.
• Entalpía de formación: de una sustancia a partir de sus elementos en estado estándar.
• Reacción de combustión: siempre exotérmica, produce CO₂ y H₂O.
• Ley de Hess: ΔH total = suma de las entalpías de las reacciones intermedias.
• Entalpía de enlace: ΔH = Σ(E enlaces rotos) − Σ(E enlaces formados).
• Primer principio de la termodinámica: ΔU = Q − W.
• Entropía (S): mide el desorden; ΔS > 0 = mayor desorden.
• Energía libre de Gibbs: ΔG = ΔH − T·ΔS. ΔG < 0 → espontánea; ΔG > 0 → no espontánea.

Cinética química

Velocidad de reacción: variación de concentración por unidad de tiempo. Está afectada por la concentración, la temperatura, la superficie de contacto y los catalizadores.

• Energía de activación (Ea): energía mínima para que ocurra la reacción.
• Catalizador: disminuye Ea, pero NO modifica ΔH.

Equilibrio químico

Constante de equilibrio: K = [productos]^coef / [reactivos]^coef (solo gases y especies acuosas).

Principio de Le Châtelier: el sistema se opone a los cambios.

• Aumento de T: favorece la reacción endotérmica.
• Aumento de presión: favorece el lado con menor nº de moles gaseosos.
• Aumento de concentración: favorece el lado opuesto.

Solubilidad y precipitación

Producto de solubilidad (Kps): [iones]^coef. Se compara con Q:

• Q > Kps → precipita.
• Q < Kps → se disuelve.

Ion común: disminuye la solubilidad.
pH y solubilidad: los ácidos aumentan la solubilidad de las bases.

Ácidos y bases

Teorías

• Arrhenius: H⁺ / OH⁻ en agua.
• Brønsted–Lowry: dador / aceptor de H⁺.
• Lewis: acepta / dona un par de e⁻.

Ácido/base fuerte: se disocia totalmente. Débil: se establece un equilibrio; se usan Ka o Kb.

Cálculo de pH

• Ácido fuerte: pH = −log[H⁺]
• Ácido débil: pH ≈ ½(pKa − log C)
• Base débil: pOH ≈ ½(pKb − log C)

Otros conceptos

• Hidrólisis: sales de ácidos o bases débiles → pH ≠ 7.
• Disoluciones tampón: ácido débil + sal de su base. pH ≈ pKa + log([base]/[ácido])
• Neutralización: ácido + base → sal + agua.
• Valoración ácido-base: punto de equivalencia (n₁·C₁·V₁ = n₂·C₂·V₂).

Redox: resumen

• Oxidación: pierde e⁻ (aumenta el nº de oxidación).
• Reducción: gana e⁻ (disminuye el nº de oxidación).
• Agente oxidante: se reduce.
• Agente reductor: se oxida.
• Pilas galvánicas: ánodo = oxidación (−), cátodo = reducción (+). Flujo de e⁻: ánodo → cátodo.
• Electrólisis: no espontánea (se aplica energía). Ley de Faraday: masa = (I·t·M)/(n·F)