Conceptos Esenciales de Química: Equilibrio, Estructura y Enlace

Conceptos Fundamentales de Química

Estructura Atómica y Propiedades Periódicas

Números Cuánticos y Orbitales

• l=0: Orbital **s**
• l=1: Orbital **p**
• l=2: Orbital **d**
• l=3: Orbital **f**

Configuración Electrónica (Ejemplo)

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴

Tendencias Periódicas

• Arriba a la derecha (Elementos con alta **electronegatividad**, carácter **no metálico**, **menor tamaño** atómico, y **mayor energía de ionización** (Ei)).
• Abajo a la izquierda (Elementos con **mayor radio** atómico, carácter **metálico**, y **menor energía de ionización** (Ei)).

Iones: El **anión** es siempre más grande que el catión correspondiente.

Geometría Molecular y Polaridad

La polaridad se define por el momento dipolar total (Σμ). Una molécula es **polar** si Σμ ≠ 0.

Equilibrio Químico y Cinética

Constantes de Equilibrio

Para la reacción aA + bB ⇌ cC + dD:

• Constante de Concentración (Kc): $$K_c = \frac{[C]^c \cdot [D]^d}{[A]^a \cdot [B]^b}$$
• Constante de Presión (Kp): $$K_p = K_c (RT)^{\Delta n}$$ Donde $\Delta n = (c+d) - (a+b)$ (diferencia en moles de gas).
• Cociente de Reacción (Q): Se calcula de forma idéntica a $K_c$, pero utilizando las concentraciones iniciales.
  • Si $Q > K_c$: La reacción se desplaza hacia la **izquierda** (reactivos).
  • Si $Q < K_c$: La reacción se desplaza hacia la **derecha** (productos).
  • Si $Q = K_c$: El sistema está en **equilibrio**.

Termodinámica Química

Entalpía (ΔH)

La variación de entalpía de la reacción se calcula como la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactivos:

$$\Delta H_{reacción} = (c \cdot \Delta H_c + d \cdot \Delta H_d) - (a \cdot \Delta H_a + b \cdot \Delta H_b)$$

Entropía (ΔS)

• **ΔS positivo (+):** Aumento del **desorden** (ej. aumento de partículas gaseosas).
• **ΔS negativo (-):** Disminución del desorden.

Energía Libre de Gibbs (ΔG)

Relaciona la entalpía y la entropía con la temperatura:

$$\Delta G = \Delta H - T\Delta S$$

• Si **ΔG < 0**: Proceso **espontáneo**.
• Si **ΔG > 0**: Proceso **no espontáneo**.
• Si **ΔG = 0**: El sistema está en **equilibrio**.

Cinética Química

Velocidad de Reacción

La velocidad de reacción ($V_{reacción}$) depende de la constante de velocidad ($K$) y las concentraciones de los reactivos:

$$V_{reacción} = K \cdot [A]^\alpha \cdot [B]^\beta$$

Ácidos, Bases y Solubilidad

Equilibrio Ácido-Base

Relación entre las constantes de acidez ($K_a$) y basicidad ($K_b$) y el producto iónico del agua ($K_w$):

$$K_w = K_a \cdot K_b$$

Definición de Ácido (Según Brønsted-Lowry)

$$HA + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$$

Ácidos Fuertes: Se disocian completamente. Ejemplos clave: **HCl**, **HI**, **HClO₄**, **H₂SO₄**, **HNO₃**.

Definición de Base

$$BOH \rightleftharpoons B^+ + OH^-$$

Bases Fuertes: Hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos. Ejemplos: **LiOH**, **NaOH**, **KOH**, **RbOH**, **CsOH**, **Mg(OH)₂**, **Ca(OH)₂**, **Sr(OH)₂**, **Ba(OH)₂**.

Solubilidad

La solubilidad ($S$) se mide en **mol/L**.

Para un compuesto que se disocia como: $$AB \rightleftharpoons aA^+ + bB^-$$

Si la solubilidad es $S$, las concentraciones en equilibrio son $[A^+] = aS$ y $[B^-] = bS$.

Producto de Solubilidad (Kps):

$$K_{ps} = [A^+]^a \cdot [B^-]^b$$

Electroquímica y Reacciones Redox

Celdas Galvánicas (Pilas)

• La **Reducción** ocurre en el **Cátodo**.
• La **Oxidación** ocurre en el **Ánodo**.

Potencial de Pila (E°pila):

$$E_{pila} = E_{reducción} (Cátodo) - E_{oxidación} (Ánodo)$$

• Si $E_{pila} > 0$: Reacción **espontánea**.
• Si $E_{pila} < 0$: Reacción **no espontánea**.

Nota: En una pila, el ánodo es el electrodo que se oxida.

Conceptos Redox

• El **Agente Oxidante** es la especie que se **reduce** (gana electrones).
• El **Agente Reductor** es la especie que se **oxida** (pierde electrones).

Principio de Le Chatelier

Cuando un sistema en **equilibrio** experimenta una acción o una transformación, el sistema evoluciona en el sentido que tiende a **contrarrestar** o minimizar el efecto de la acción hasta alcanzar de nuevo el equilibrio.

Efecto de la Temperatura

• Si la temperatura **aumenta**, el equilibrio se desplaza hacia el proceso **endotérmico** (el que absorbe calor).
• Si la temperatura **disminuye**, el equilibrio se desplaza hacia el proceso **exotérmico** (el que libera calor).

Efecto de la Concentración

• Si la concentración de una sustancia **aumenta**, el sistema evoluciona en el sentido en el que se **consume** dicha sustancia.
• Si la concentración de una sustancia **disminuye**, el sistema evoluciona para **producir** dicha sustancia.

Efecto de la Presión (Solo afecta a gases)

• Si la presión **aumenta** (disminuyendo el volumen), el sistema evoluciona en el sentido en el que **disminuye el número de partículas gaseosas** (menor número de moles).
• Si la presión **disminuye**, el sistema evoluciona en el sentido en el que **aumenta el número de partículas gaseosas** (mayor número de moles).

Teorías de Enlace Químico

Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

La **Teoría del Enlace de Valencia** afirma que, para que se forme un enlace entre dos **átomos**, cada uno de ellos debe tener un orbital con un **electrón desapareado**. Las nubes de carga de los orbitales de los dos átomos se aproximan hasta una distancia adecuada, produciéndose una **superposición parcial** de ambas. En la zona común, tiene lugar el **apareamiento de los electrones**, lo que resulta en la formación de un enlace.

Para que la superposición sea efectiva, los orbitales deben tener un tamaño comparable y aproximarse con una **orientación adecuada**.

Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV o VSEPR)

Esta teoría afirma que todos los **pares electrónicos** de la capa de valencia de los átomos que forman los enlaces covalentes se sitúan lo más **alejado posible** unos de otros, de manera que las **repulsiones** entre ellos sean las mínimas. Este principio es fundamental para explicar la **geometría** de las sustancias covalentes.