Compendio Esencial de Química General: Fórmulas, Conceptos y Principios Fundamentales

Fundamentos de Química General: Conceptos y Ecuaciones Esenciales

1. Ecuaciones y Conceptos Básicos de Gases y Disoluciones

• Ecuación de los Gases Ideales: PV = nRT
  • Donde R = 0.082 atm·L/(mol·K) es la constante de los gases ideales.
• Concentraciones de Disoluciones:
  • Porcentaje en peso (%): (gramos de soluto / gramos de disolución) x 100
  • Molalidad (m): moles de soluto / kg de disolvente
  • Fracción molar (X): moles de componente / moles totales de la disolución
• Variaciones de Propiedades Coligativas:
  • Elevación ebulloscópica: ΔTeb = Ke ⋅ m
  • Descenso crioscópico: ΔTf = Kf ⋅ m
• Presión Osmótica: π = i ⋅ nRT

2. Estructura Atómica y Propiedades Periódicas

2.1. Relación entre Ondas y Energía

• Velocidad de la luz: c = λ ⋅ ν (relación entre longitud de onda y frecuencia).
• Ecuaciones Importantes:
  • Energía de un fotón (Planck): E = h ⋅ ν
  • Energía de niveles electrónicos (Rydberg): E = -RH (1/n₁² - 1/n₂²)

2.2. Números Cuánticos

• n (Número cuántico principal): Determina el nivel energético y el tamaño del orbital.
• l (Número cuántico azimutal o secundario): Define el subnivel y la forma del orbital (s, p, d, f).
• m (Número cuántico magnético): Indica la orientación espacial del orbital.
• s (Número cuántico de espín): Describe el giro del electrón sobre su propio eje.

2.3. Propiedades Periódicas

• Energía de Ionización: Energía necesaria para remover un electrón. Aumenta con la carga nuclear efectiva, disminuye con mayor apantallamiento y tamaño atómico.
• Afinidad Electrónica: Energía liberada cuando un átomo neutro en estado gaseoso capta un electrón.
• Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer electrones compartidos en un enlace químico.
• Radio Atómico: Distancia promedio desde el núcleo hasta la capa de valencia. Aumenta con mayor número de capas electrónicas.

3. Enlaces Químicos y Fuerzas Intermoleculares

3.1. Tipos de Enlace Químico

• Iónico: Transferencia de electrones, generalmente entre metales y no metales (gran diferencia de electronegatividad).
• Covalente: Compartición de electrones, entre átomos con electronegatividades similares (generalmente no metales).
• Metálico: Red de átomos metálicos con electrones deslocalizados (mar de electrones).

3.2. Fuerzas Intermoleculares

• Fuerzas de Van der Waals:
  • Dipolo-dipolo: Interacción entre dipolos permanentes de moléculas polares.
  • Dispersión de London: Interacciones débiles entre dipolos temporales inducidos en moléculas no polares.
• Puentes de Hidrógeno: Interacción fuerte entre un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo (F, O, N) y un par de electrones no enlazantes de otro átomo electronegativo.

4. Termodinámica Química

• Entalpía (ΔH):
  • ΔH = ΣΔHproductos - ΣΔHreactivos
  • Reacciones exotérmicas: Liberan energía (ΔH < 0).
  • Reacciones endotérmicas: Absorben energía (ΔH > 0).
• Entropía (ΔS): Medida del desorden o aleatoriedad de un sistema.
  • ΔS = ΣSproductos - ΣSreactivos
• Energía Libre de Gibbs (ΔG): Determina la espontaneidad de una reacción.
  • ΔG = ΔH - TΔS

5. Cinética y Equilibrio Químico

• Equilibrio Químico:
  • Constantes de equilibrio: Kc (en términos de concentración), Kp (en términos de presión parcial).
  • Relación entre K_p y K_c: Kp = Kc(RT)Δn
• Velocidad de Reacción:
  • v = k[A]m[B]n, donde m+n es el orden global de la reacción.
• Ecuación de Arrhenius: Describe la dependencia de la constante de velocidad (k) con la temperatura.
  • k = Ae(-Ea/RT)

6. Reacciones Ácido-Base y Solubilidad

• Producto de Solubilidad (K_s):
  • Para un compuesto AxBy, Ks = [A+]x[B-]y
  • Efecto del Ion Común: Disminuye la solubilidad de un compuesto iónico poco soluble.
• Reacciones Ácido-Base:
  • Ácido (HA): HA ↔ H+ + A-
  • Base (BOH): BOH ↔ B+ + OH-
• Constantes y Relaciones Ácido-Base:
  • Producto iónico del agua: Kw = [H+][OH-] = 10-14 a 25°C.
  • Relación pH y pOH: pH + pOH = 14
• Neutralización:
  • Ecuación de titulación: NaVa = NbVb (Normalidad x Volumen).

7. Electroquímica: Oxidación y Reducción

• Definiciones Fundamentales:
  • Oxidación: Pérdida de electrones.
  • Reducción: Ganancia de electrones.
• Ley de Faraday:
  • Establece la relación cuantitativa entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una celda electrolítica y la cantidad de sustancia transformada en los electrodos.

8. Química Orgánica Básica

• Tipos de Compuestos Orgánicos (Hidrocarburos):
  • Alcanos: Contienen solo enlaces simples carbono-carbono.
  • Alquenos: Contienen al menos un doble enlace carbono-carbono.
  • Alquinos: Contienen al menos un triple enlace carbono-carbono.
• Grupos Funcionales Comunes:
  • Alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres, aminas, amidas, etc.
• Reacciones Orgánicas Comunes:
  • Sustitución, adición, eliminación, oxidación, reducción, condensación.