Resumen de Principios Químicos Esenciales

Propiedades Periódicas

• Radio Atómico: Distancia entre dos núcleos de átomos vecinos (aumenta hacia la izquierda y hacia abajo en la tabla periódica).
• Radio Iónico: Comparación del radio de un ion con su átomo neutro. R(catión) < R(neutro); R(anión) > R(neutro).
• Energía de Ionización: Energía necesaria para que un átomo de un elemento neutro en estado gaseoso y estado fundamental pierda un electrón y se transforme en catión.
• Afinidad Electrónica: Energía que se desprende o absorbe cuando un átomo neutro en estado gaseoso gana un electrón y se transforma en anión.
• Electronegatividad: Tendencia que tiene un átomo en atraer hacia sí el par o pares de electrones compartidos en un enlace covalente.

Termodinámica Química

Entalpía (ΔH) (kJ/mol)

Si ΔH > 0, el sistema absorbe calor, por lo que el proceso es endotérmico. Si ΔH < 0, el sistema desprende calor, por lo que el proceso es exotérmico.

• Variación de Entalpía: ΔHr = H_productos - H_reactivos
• Entalpía Estándar de Reacción: ΔHrº = Σa·ΔHfº(productos) - Σb·ΔHfº(reactivos) (siendo a y b los coeficientes estequiométricos).
• Entalpía Estándar de Enlace: ΔHeº = Σ(Energía de enlaces rotos) - Σ(Energía de enlaces formados).
• Entalpía de Formación (Ciclo de Born-Haber): ΔHf = ΔH_sub + Ei + ΔH_dis + AE + U_ret.

Entropía (ΔS) (J/K)

La entropía es una medida del desorden o aleatoriedad de un sistema.

• Si ΔS = 0, proceso reversible en equilibrio.
• Si ΔS > 0, proceso espontáneo (aumento del desorden).

Cuando un sistema recibe calor (por ejemplo, al aumentar la temperatura), aumenta el movimiento de sus moléculas y, con ello, su desorden y su entropía. Al extraer calor del sistema, su entropía disminuye.

• Variación de Entropía Estándar de Reacción: ΔSrº = Σa·Sº(productos) - Σb·Sº(reactivos).

Energía Libre de Gibbs (ΔG)

ΔG = ΔH - T·ΔS

• Si ΔG > 0, la reacción no es espontánea.
• Si ΔG < 0, la reacción es espontánea.
• Si ΔG = 0, la reacción está en equilibrio.

Un proceso es espontáneo si ΔG < 0. La espontaneidad depende de ΔH, ΔS y T.

Cinética Química

Factores que Afectan a la Velocidad de Reacción

1. Naturaleza de los Reactivos: Las reacciones que requieren ruptura de enlaces son más lentas.
2. Concentración: Al aumentar la concentración de los reactivos, la velocidad aumenta, porque a mayor concentración, mayor número de choques efectivos entre moléculas.
3. Estado Físico: Las reacciones entre gases o en disolución son más rápidas. En sólidos, cuanta mayor superficie de contacto, mayor velocidad de reacción. Las reacciones homogéneas son más rápidas; las heterogéneas son más lentas porque la interacción molecular se limita a la superficie de contacto entre fases.
4. Temperatura: Al aumentar la temperatura, aumenta la constante cinética (k), por lo que aumenta la velocidad de reacción. Ecuación de Arrhenius: k = A·e^-Ea/RT.
5. Catalizadores: Disminuyen la Energía de Activación (Ea), por lo que k aumenta y aumenta la velocidad. (Los inhibidores disminuyen la velocidad de reacción aumentando la Ea). Solo afectan a la velocidad de reacción, no a las variables termodinámicas (ΔH, ΔS, ΔG, etc.) ni al estado de equilibrio.

Tipos de Reacciones Químicas

• Reacciones de Formación/Síntesis: (Ejemplo: síntesis de amoníaco) N₂ + 3H₂ → 2NH₃
• Reacciones de Combustión: Combustible + O₂ → CO₂ + H₂O (+ Energía)

Equilibrio Químico

Principio de Le Chatelier

Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en la temperatura, la presión o la concentración de uno de los componentes, el sistema se desplazará en una dirección que tienda a contrarrestar dicha perturbación.

• Cambio en las Concentraciones: Al añadir más cantidad de una sustancia a un sistema en equilibrio, este se desplazará hacia donde no esté presente dicha sustancia con el objetivo de contrarrestar su adición. Al retirar una sustancia, el sistema se desplazará hacia el lado donde se encuentre dicha sustancia para compensar su retirada. Importante: La adición o retirada de sólidos o líquidos puros no altera el equilibrio si no modifican las concentraciones o presiones parciales de las especies gaseosas o en disolución.
• Cambios de Presión y Volumen: Al aumentar la presión (o disminuir el volumen) de un sistema en equilibrio, este se desplazará hacia el lado donde sea menor el número de moles gaseosos con el objetivo de contrarrestar dicha perturbación (ya que, a menor número de moles gaseosos, menor presión). Por el contrario, al disminuir la presión (o aumentar el volumen), se desplazará hacia el lado donde sea mayor el número de moles gaseosos para compensarlo (mayor presión). Si Δn (cambio en el número de moles gaseosos) = 0, el equilibrio no se verá alterado por cambios en la presión o el volumen.
• Cambios en la Temperatura: Si ΔH > 0 (Endotérmica), un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia los productos (favorece la reacción directa), aumentando Kp y Kc. Si ΔH < 0 (Exotérmica), un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia los reactivos (favorece la reacción inversa), disminuyendo Kp y Kc.
• Efecto de un Catalizador: La adición de un catalizador aumenta la velocidad de la reacción al disminuir la energía de activación. Sin embargo, no altera el estado de equilibrio ni el valor de las constantes de equilibrio (Kp, Kc), ya que acelera por igual la reacción directa e inversa. Tampoco altera las variables termodinámicas (ΔH, ΔG).
• Adición de un Gas Inerte: Si la adición de un gas inerte se realiza a volumen constante, la presión total del sistema aumenta, pero las presiones parciales (o concentraciones) de los reactivos y productos no cambian, por lo que el equilibrio no se modifica. Si la adición se realiza a presión constante, el volumen del sistema aumenta. En este caso, el equilibrio se desplazará hacia el lado con mayor número de moles gaseosos (si Δn > 0, hacia productos; si Δn < 0, hacia reactivos). Si Δn = 0, el equilibrio no se altera.

Equilibrio de Solubilidad

• Efecto del Ion Común: La adición de un ion común a un equilibrio de solubilidad desplaza el equilibrio hacia los reactivos (hacia la formación del sólido) según el Principio de Le Chatelier. Esto resulta en una disminución de la solubilidad de la sal.
• Efecto del pH: El pH es la medida del grado de acidez o basicidad de una disolución. Consideremos el equilibrio de solubilidad del Mg(OH)₂: Mg(OH)₂ (s) ⇄ Mg²⁺ (ac) + 2OH^- (ac)
  • Si añadimos una base (aumentamos el pH), aumentamos la concentración de iones OH^-. Esto produce un efecto de ion común, desplazando el equilibrio hacia los reactivos y disminuyendo la solubilidad.
  • Si añadimos un ácido (disminuimos el pH), los iones H⁺ reaccionan con los iones OH^- para formar agua (H₂O). Esto disminuye la concentración de OH^-, desplazando el equilibrio hacia los productos (hacia la disolución del sólido) y aumentando la solubilidad.
• Precipitación Fraccionada: Este proceso permite separar iones de una disolución mediante la adición de un reactivo precipitante. Precipitará primero el compuesto que alcance antes su producto de solubilidad (Kps), es decir, el que tenga el menor valor de Kps (bajo ciertas condiciones de concentración). Ejemplo: Para separar iones Cl^- y Br^- de una disolución, se pueden precipitar con iones Ag⁺. Dado que el Kps del AgBr es menor que el del AgCl, precipitará primero el AgBr. Una vez separado el sólido de AgBr, se puede añadir más Ag⁺ para precipitar el AgCl restante.

Enlace Químico

Enlace Iónico (Metal + No Metal)

• Sólidos y duros a temperatura ambiente.
• Frágiles.
• Altos puntos de fusión y ebullición.
• Solubles en disolventes polares (como el agua).
• Buenos conductores de la electricidad en estado fundido o en disolución acuosa (no en estado sólido).

Enlace Covalente (No Metal + No Metal)

Propiedades del Enlace Covalente: Longitud de enlace (distancia entre los núcleos de los átomos unidos), Ángulo de enlace (ángulo que forman los enlaces alrededor de un átomo central), Energía de enlace o disociación (energía necesaria para romper 1 mol de enlaces covalentes en estado gaseoso).

Compuestos Covalentes Moleculares

• Bajos puntos de fusión y ebullición debido a las débiles fuerzas intermoleculares. Suelen ser gases, líquidos o sólidos blandos a temperatura ambiente.
• Generalmente no conductores de la electricidad.
• Las sustancias polares se disuelven en disolventes polares ('similar disuelve a similar'). Las sustancias apolares se disuelven en disolventes apolares.

Sólidos Covalentes (Redes Atómicas)

Formados por átomos unidos por enlaces covalentes en una red tridimensional.

• Sólidos a temperatura ambiente.
• Muy altos puntos de fusión y ebullición.
• Muy duros, pero frágiles.
• Generalmente insolubles y malos conductores de la electricidad.
• Ejemplos: Carbono (diamante), Carbono (grafito), SiO₂ (sílice).

Enlace Metálico (Metal + Metal)

• Buenos conductores de la corriente eléctrica y del calor.
• Baja energía de ionización, por lo que ceden electrones fácilmente (formando una 'nube electrónica').
• Presencia de orbitales de valencia vacíos (p, d o f) que permiten a los electrones moverse con facilidad (electrones deslocalizados).
• A alta temperatura, la conductividad eléctrica disminuye (debido a mayores vibraciones atómicas), mientras que la conductividad térmica suele ser alta.
• Dúctiles (se pueden estirar en hilos) y maleables (se pueden laminar).
• Dureza variable (media a alta).
• Sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio, Hg). Puntos de fusión y ebullición moderados a altos, aunque varían considerablemente.
• Presentan brillo metálico.
• Generalmente insolubles en disolventes moleculares ordinarios.
• Pueden emitir electrones con facilidad al calentarse (efecto termoiónico).

Cuanto mayor es el número de electrones de valencia que contribuyen al enlace, mayor es la fuerza del enlace metálico y, generalmente, mayores son los puntos de fusión y ebullición.