Conceptos Fundamentales de Química: Nomenclatura, Enlace, Propiedades y Termodinámica

Nomenclatura Química

• Bromuro de Potasio (KBr)
• Peróxido de Hidrógeno (H₂O₂)
• Pentacloruro de Fósforo (PCl₅)
• Nitruro de Boro (BN)
• Óxido de Plomo(IV) (PbO₂)
• Permanganato de Potasio (KMnO₄)
• Ácido Sulfúrico (H₂SO₄)
• Hidróxido de Aluminio (Al(OH)₃)
• Ácido Fosfórico (H₃PO₄)
• Nitrito de Amonio ((NH₄)NO₂)

Propiedades Periódicas

Elementos del Grupo 14

Carbono (C), Silicio (Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn), Plomo (Pb).

Energía de Ionización

La Energía de Ionización es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo en estado gaseoso.

Cuando recorremos la Tabla Periódica de izquierda a derecha, la energía de ionización generalmente se incrementa. Esto está asociado al aumento de la carga nuclear efectiva y al llenado de la capa de valencia. Por lo tanto, la energía de ionización de los elementos del Grupo 13 será generalmente menor que la del Grupo 14, y la del Grupo 15 será generalmente mayor que la del Grupo 14.

A lo largo de un grupo, la energía de ionización aumenta hacia arriba, ya que los electrones de valencia están más cerca del núcleo y experimentan una mayor atracción.

Radio Iónico

Comparación de especies (Nota: La comparación original parece contener errores o requiere contexto adicional):

F < Mg²⁺ < N³⁻ < O²⁻ < F⁻

(Según la tendencia general, el radio atómico crece cuanto más abajo y a la izquierda se encuentre en la tabla periódica, aunque esta lista incluye iones con diferentes cargas y configuraciones electrónicas).

Energías de Enlace y Fuerzas Intermoleculares

Energía Reticular

La Energía Reticular es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.

Depende principalmente de la carga y el tamaño de los iones.

La energía reticular es mayor cuanto mayores sean las cargas de los iones y cuanto menores sean sus tamaños. Para compuestos iónicos con la misma estequiometría y cargas iónicas (como SrO, CaO, MgO, donde los iones son M²⁺ y O²⁻), la energía reticular aumenta a medida que disminuye el tamaño del catión (Sr²⁺ > Ca²⁺ > Mg²⁺ en tamaño).

Por lo tanto, la energía reticular sigue el orden:

SrO < CaO < MgO

Polaridad Molecular

Razonamiento sobre la polaridad de las siguientes moléculas:

• NH₃ (Amoníaco): Es una molécula polar. El nitrógeno (N) tiene 5 electrones de valencia, se une a 3 átomos de hidrógeno (H) y posee un par de electrones no enlazantes. Su estructura es piramidal trigonal. La geometría y la presencia del par solitario generan un momento dipolar neto, haciendo la molécula polar.
• CCl₄ (Tetracloruro de Carbono): Es una molécula apolar. El carbono (C) se une a 4 átomos de cloro (Cl). Su estructura es tetraédrica. Aunque los enlaces C-Cl son polares, la simetría de la estructura tetraédrica hace que los momentos dipolares de enlace se cancelen mutuamente, resultando en un momento dipolar neto cero.
• SnCl₂ (Dicloruro de Estaño): Es una molécula polar. El estaño (Sn) tiene 2 enlaces con Cl y un par de electrones no enlazantes. Su estructura no es lineal, sino angular (o "doblada"). La geometría angular y la presencia del par solitario en el estaño hacen que los momentos dipolares de enlace no se cancelen, resultando en un momento dipolar neto. Por lo tanto, la molécula es polar.

Procesos Físicos y Químicos

Descripción de las fuerzas que deben romperse en los siguientes procesos:

• a) Disolver Cloruro de Sodio (NaCl) en agua: El NaCl es un compuesto iónico. Para disolver esta sal en agua, es necesario superar las fuertes fuerzas de atracción electrostática (el enlace iónico) que mantienen unidos a los iones Na⁺ y Cl⁻ en la red cristalina. Estas interacciones son reemplazadas por interacciones ion-dipolo entre los iones y las moléculas de agua.
• b) Sublimar CO₂ (sólido) a CO₂ (gas): El CO₂ es una molécula covalente. En estado sólido (hielo seco), las moléculas de CO₂ se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares débiles de Van der Waals (fuerzas de dispersión de London). La sublimación implica romper estas fuerzas intermoleculares para que las moléculas pasen al estado gaseoso. Los enlaces covalentes dentro de la molécula de CO₂ no se rompen.
• c) Fusión del hielo (agua sólida): El hielo es agua solidificada. Las moléculas de agua (H₂O) se unen entre sí en el estado sólido mediante puentes de hidrógeno, que son un tipo específico de fuerza intermolecular. La fusión del hielo requiere energía para romper una parte significativa de estos puentes de hidrógeno, permitiendo que las moléculas de agua se muevan más libremente en el estado líquido.
• d) Fusión del diamante: El diamante es una forma alotrópica del carbono en la que cada átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos de carbono mediante fuertes enlaces covalentes, formando una red tridimensional gigante. La fusión del diamante implicaría romper estos extensos y fuertes enlaces covalentes, lo que requiere una cantidad de energía extremadamente alta (el diamante no se funde bajo presión atmosférica normal, sino que sublima a temperaturas muy elevadas).

Leyes de los Gases

Ecuación del Gas Ideal

Partiendo de la ecuación del gas ideal, PV = nRT, donde P es la presión, V el volumen, n la cantidad de sustancia (moles), T la temperatura absoluta y R es la constante universal de los gases ideales.

De esta ecuación, se deduce que para una cantidad fija de gas (n constante), la relación PV/T es constante. Esto se puede expresar para dos estados (1 y 2) del mismo gas como:

P₁V₁ / n₁T₁ = P₂V₂ / n₂T₂ = R

Para una masa gaseosa (n constante), podemos afirmar que existe una constante tal que el producto de la presión y el volumen del gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta (PV ∝ T).

Termodinámica

Primer Principio de la Termodinámica

El Primer Principio de la Termodinámica establece que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.

La variación de la energía interna (ΔU) de un sistema es igual al calor (Q) intercambiado por el sistema más el trabajo (W) realizado sobre el sistema:

ΔU = Q + W

Según esta convención de signos (la más común en física):

• Si un sistema gana calor (Q > 0), su energía interna aumenta.
• Si un sistema realiza trabajo (W < 0, trabajo hecho por el sistema), su energía interna disminuye.
• Si se realiza trabajo sobre el sistema (W > 0), su energía interna aumenta.

En un proceso a volumen constante (isocórico), donde no se realiza trabajo (W=0), la variación de energía interna es igual al calor intercambiado:

ΔU = Qᵥ