Conceptos Clave de Química: Reacciones, Enlaces y Equilibrio

Conceptos Fundamentales de Química

Reacciones Redox y Electroquímica

Para la reacción A²⁺ + e^- → A⁺, la ecuación de Nernst de reducción es:

E = E⁰ + 2.303(RT/nF) * log(a_A²⁺/a_A⁺)

Donde:

• E: Potencial de reducción
• E⁰: Potencial estándar de reducción
• R: Constante de los gases ideales
• T: Temperatura en Kelvin
• n: Número de electrones transferidos
• F: Constante de Faraday
• a: Actividad de las especies

Relaciones importantes:

• ΔE_celda = E_red - E_ox
• ΔG_celda = -nFE_celda = -W_elec

Orbitales Moleculares (OM) y Teoría de Enlace de Valencia (TEV)

OM-CLOA (Combinación Lineal de Orbitales Atómicos):

• Para B, C, N: Primero se llenan los orbitales π, luego los σ.

Orden de enlace = 1/2 [(nº e^- enlace) - (nº e^- antienlace)]

Fuerzas Intermoleculares

1. Fuerzas de London (dispersión).
2. Fuerzas dipolo-dipolo.
3. Puente de hidrógeno: Se genera entre moléculas que tienen un átomo de H unido a un átomo pequeño y altamente electronegativo con pares de electrones libres (N, O, F).
4. Fuerzas ión-dipolo.
5. Enlace iónico: Se produce cuando átomos de elementos metálicos se enlazan con átomos no metálicos. Se forman iones positivos y negativos que se atraen por fuerzas intensas, formando compuestos iónicos con estructura de red.

Energía reticular (U):

U = (1070 * z⁺ * z^- * ν) / (r⁺ + r^-)

Geometría Molecular (Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia - TRPEV)

• AX₂: Lineal (2 grupos de electrones)
• AX₃: Trigonal plana (120º) --- AX₂E: Angular (3 grupos de electrones)
• AX₄: Tetraédrica (109.5º) --- AX₃E: Pirámide trigonal --- AX₂E₂: Angular (4 grupos de electrones)
• AX₅: Bipirámide trigonal (90º, 120º) --- AX₄E: Disfenoidal (balancín) --- AX₃E₂: Forma de T --- AX₂E₃: Lineal (5 grupos de electrones)
• AX₆: Octaédrica (90º) --- AX₅E: Pirámide cuadrada --- AX₄E₂: Cuadrada plana (6 grupos de electrones)

Equilibrio Químico

Relación entre las constantes de equilibrio:

K_p = K_c(RT)^Δn

Cociente de reacción (Q) y su relación con K_c:

• Q < K_c: La reacción se desplaza hacia los productos.
• Q > K_c: La reacción se desplaza hacia los reactivos.
• Q = K_c: El sistema está en equilibrio.

Radiactividad y Estabilidad Nuclear

Relación 1:1 entre protones y neutrones hasta Z = 20.

Tipos de desintegración:

• Beta menos (β^-): X → Y + _-1e + antineutrino + Q (Δm = M_padre - M_hijo)
• Beta más (β⁺): X → Y + ₊₁e + neutrino + Q (Δm = M_padre - M_hijo - 2m_e^-)
• Captura electrónica (CE): X + _-1e → Y + Q (Δm = M_padre - M_hijo)
• Alfa (α) (Z > 83): X → Y + ₂He⁴ + Q (Δm = M_padre - M_hijo - M_2He⁴)
• Gamma(γ):^mX → X + γ + Q

Criterio de desintegración espontánea: Δm > 0

Defecto de masa y energía de enlace:

Δm = m_teórica - m_experimental = (Σ(m_p⁺ + m_e^- + m_n⁰)) - (ΔE / 931.5 MeV)

ΔE = Δm * 931.5 MeV

Cinética de desintegración:

A = A₀e^-λt

λ = ln(2) / t_1/2

Definiciones:

• Isótopos: Mismo número de protones, diferente número de neutrones.
• Isótonos: Mismo número de neutrones, diferente número de protones.
• Isóbaros: Mismo número másico (A), diferente número de protones y neutrones.
• Isómeros: Núcleos con la misma composición (Z y A), pero diferente estado energético.

Ácidos, Bases y Disoluciones

Especies que se disocian en disolución acuosa:

• Ácidos fuertes: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄
• Bases fuertes: Hidróxidos del grupo 1 y de Ca, Sr, Ba.
• Sales: Todas excepto las de plomo y mercurio.

Especies que no se disocian en disolución acuosa:

• Óxidos
• Compuestos orgánicos
• Compuestos sólidos
• Gases

Ajuste de reacciones redox en medio ácido y básico:

• Medio ácido: 2H⁺ + O → H₂O; H → H⁺
• Medio básico: H₂O + O → 2OH^-; OH^- + H → H₂O

Cálculos en disoluciones:

• Molalidad (m) = n (moles de soluto) / masa de disolvente (kg)
• Fracción molar (X_a) = n_a / n_totales

Relaciones ácido-base:

• K_a * K_b = 1 * 10^-14
• pK_a + pK_b = 14
• pH = pK_a + log([A^-]/[HA]) (Ecuación de Henderson-Hasselbalch)
• α = ([H⁺]_eq / [HA]₀) * 100% (Grado de disociación)

Cinética Química

Ecuaciones de velocidad integradas:

• Orden cero: [A]_t = [A]₀ - kt; t_1/2 = [A]₀ / 2k
• Orden uno: ln[A]_t = ln[A]₀ - kt; t_1/2 = ln(2) / k
• Orden dos: 1/[A]_t = 1/[A]₀ + kt; t_1/2 = 1 / [A]₀k

Energía de activación en reacciones exotérmicas:

E_a(inv) = E_a(dir) + |ΔH|

Ecuación de velocidad:

V = k[A]^a[B]^b; Unidades de k: []^1-n t^-1

Ecuación de Arrhenius:

k = Ae^-E_a/RT

Si se tienen dos constantes de velocidad a diferentes temperaturas:

ln(k₁/k₂) = (E_a/R) * (1/T₂ - 1/T₁)

Termodinámica

Relaciones importantes:

• ΔG⁰ = -RT ln(K)
• ΔG = ΔH - TΔS

Criterios de espontaneidad:

• ΔG < 0: Proceso espontáneo.
• ΔG > 0: Proceso no espontáneo.
• ΔG = 0: Sistema en equilibrio.

Entropía (ΔS):

• ΔS < 0: El desorden disminuye.
• ΔS > 0: El desorden aumenta.
• ΔS = 0: El desorden se mantiene constante.