Equilibrio Químico, Ácido-Base, Cinética y Estructura Atómica: Conceptos Clave

Equilibrio Químico

Relaciones entre la constante de equilibrio (Kc) y el cociente de reacción (Qc):

• Si Kc = Qc: El sistema está en equilibrio.
• Si Kc > Qc: El sistema evoluciona hacia los productos (+ rendimiento).
• Si Kc < Qc: El sistema evoluciona hacia los reactivos (- rendimiento).

Para equilibrios con presiones:

• Kp: Constante de equilibrio en función de las presiones parciales (similar a Kc pero con presiones).
• Presión total.
• Kp = Kc(RT)^Δn

Grado de disociación (α):

α = (cantidad que reacciona) / (cantidad inicial), (valor entre 0 y 1).

Principio de Le Chatelier

El Principio de Le Chatelier establece cómo un sistema en equilibrio responde a perturbaciones externas:

• Concentración:
  • Al añadir una sustancia, el sistema se desplaza hacia donde no se encuentra esa sustancia para compensar.
  • Al retirar una sustancia, el sistema se desplaza hacia donde sí se encuentra esa sustancia.
  • *Excepción: No aplicable a sólidos y líquidos puros.
• Presión y Volumen:
  • Al aumentar la presión (↓ volumen), el sistema se desplaza hacia donde hay menor número de moles gaseosos.
  • Al disminuir la presión (↑ volumen), el sistema se desplaza hacia donde hay mayor número de moles gaseosos.
  • Si Δn = 0, el equilibrio no se ve afectado por cambios de presión/volumen.
• Temperatura:
  • En un proceso endotérmico (ΔH > 0):
    • Al aumentar la temperatura (Tª), el sistema favorece la reacción endotérmica (absorbe energía).
    • Al disminuir la temperatura (Tª), el sistema favorece la reacción exotérmica.
  • Kc y Kp solo cambian con la temperatura. Si la reacción es exotérmica, el comportamiento es el inverso.
• Catalizador:
  • Aumenta la velocidad de reacción y disminuye la energía de activación.
  • No altera ΔH ni ΔG, por lo tanto, no cambia el estado de equilibrio.

Solubilidad y Precipitación

• Se utiliza 'S' en lugar de 'x' para representar la solubilidad.
• Efecto del ion común: La reacción se desplaza hacia la izquierda (donde no está el ion común), disminuyendo la solubilidad y aumentando la precipitación.
• Disolución saturada al añadir agua: Disminuye la concentración de iones, la disolución se desplaza hacia la derecha (según Le Chatelier) y aumenta la solubilidad.
• Disolución saturada al variar el pH:
  • Al disminuir el pH (disolución más ácida): Aumenta la concentración de H₃O⁺ y disminuye la de OH^-, desplazando el equilibrio hacia la derecha y aumentando la solubilidad.
  • Al aumentar el pH (disolución más básica): Aumenta la concentración de OH^- y disminuye la de H₃O⁺, desplazando la reacción hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad y favoreciendo la precipitación.

Ácido/Base

Kw = Kb x Ka = [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-14

Según Arrhenius:

• Un ácido o base es fuerte cuando se disocia por completo (α ≈ 1). Son reacciones irreversibles donde se debe considerar la estequiometría.
• Ácidos fuertes: H₂SO₄, HClO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI.
• Bases fuertes: NaOH, KOH, Mg(OH)₂.
• Ácidos y bases débiles: En disolución acuosa no se disocian por completo (α << 1). Son reacciones reversibles y ejemplos de equilibrio químico.
• Ácidos débiles: CH₃COOH, HCOOH, HA.
• Bases débiles: NH₃, BOH.
• Para ácidos y bases débiles, se puede usar el grado de disociación (α): (cantidad disociada) / (cantidad inicial, C_o).

Neutralización:

• Reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte.
• Si no están en las mismas cantidades estequiométricas, habrá un reactivo en exceso.

Hidrólisis:

• Una sal en agua produce cationes y aniones, generando un exceso de H₃O⁺ o de OH^-, lo que modifica el pH.
• Si el ácido o la base son fuertes, no hay hidrólisis.
• Si el ácido o la base son débiles, sí hay reacción de hidrólisis y se modifica el pH.
• Ejemplos:
  • NaCl → Na⁺ + Cl^-
  • NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-
  • CH₃COONH₄ → NH₄⁺ + CH₃COO^-

Cinética Química

Ecuación de velocidad:

v = k [A]^m [B]ⁿ

• Orden parcial: m y n.
• Orden total: Suma de los órdenes parciales (m + n).

La velocidad de reacción es el cambio de concentración a lo largo del tiempo. Unidades: mol L^-1 s^-1 = mol / (L s) = M/s

El Átomo

• Z: Número atómico = número de protones = número de electrones (en átomos neutros).
• A: Número másico = Z + número de neutrones. Número de neutrones = A - Z.

Números Cuánticos

• n (número cuántico principal): 1, 2, 3, ..., 7.
• l (número cuántico azimutal o del momento angular): 0, 1, 2, ..., n-1.
• m_l (número cuántico magnético): -l, ..., 0, ..., +l.
• s (número cuántico de espín): +1/2, -1/2.

Orbitales

• s: 2 electrones (1 orbital).
• p: 6 electrones (3 orbitales).
• d: 10 electrones (5 orbitales).
• f: 14 electrones (7 orbitales).

Propiedades Periódicas

• Apantallamiento: Repulsión entre electrones, que disminuye la atracción del núcleo y condiciona el estado del electrón en el átomo.
• Radio atómico:
  • En un periodo: Al aumentar Z, aumenta la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo. Como el número de niveles ocupados no varía, aumenta la atracción entre el electrón y el núcleo, y disminuye el radio atómico.
  • En un grupo: Al aumentar Z, aumenta el número de niveles ocupados. La carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo es similar, por lo que aumenta el radio atómico.
  • Los cationes tienen menor radio que los átomos neutros, y los aniones tienen mayor radio. Ejemplo: K⁺ < K y Cl^- > Cl.
• Energía de ionización:
  • Al bajar en un grupo, aumenta el tamaño del átomo y la carga nuclear efectiva no cambia significativamente. El último electrón es retenido con menos fuerza, requiriendo menos energía para ser arrancado.
  • Al avanzar en un periodo, el tamaño del átomo disminuye y la carga nuclear efectiva aumenta. Los electrones son retenidos con más fuerza, requiriendo más energía para ser arrancados.