Conceptos Fundamentales de Química: Entalpía, Equilibrio, Ácidos y Bases, y Estructura Atómica

Ley de Hess

La Ley de Hess establece que: “Si una reacción química puede producirse en varias etapas, reales o teóricas, su variación de entalpía es igual a la suma de las entalpías de las reacciones intermedias”.

El carácter de función de estado de la entalpía hace que la variación de entalpía para un sistema que evoluciona desde un estado inicial a un estado final sea independiente de la trayectoria seguida. Esto quiere decir que si una reacción puede llevarse a cabo de modo directo o a través de varias reacciones intermedias, la variación de entalpía tiene el mismo valor en ambos casos.

Cálculo de la Entalpía

Hay dos formas principales de calcular la entalpía de una reacción:

• Ley de Hess Directa: Podemos calcular la entalpía de la reacción a partir de las entalpías de formación de sus elementos (la entalpía de un elemento es igual a 0). La fórmula es:

ƩnΔHf (productos) - ƩnΔHf (reactivos)

• Entalpía de Enlace: Se calcula utilizando la siguiente fórmula:

Ʃn (Entalpías de enlace reactivos) – Ʃn (Entalpía de enlace productos)

Nota: Multiplicar primero los enlaces de la molécula.

Principio de Le Chatelier

El Principio de Le Chatelier establece que: “Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que intervienen en él, el sistema evolucionará de forma que se desplaza en el sentido que tiende a contrarrestar dicha variación”.

Factores que afectan el equilibrio

1. Aumento de concentración: El equilibrio se desplaza en sentido contrario.
2. Disminución de concentración: El equilibrio se desplaza hacia donde hay menos concentración.
3. Aumento de presión (P) o disminución de volumen (V): El equilibrio se desplaza hacia donde haya menos moles gaseosos.
4. Disminución de presión (P) o aumento de volumen (V): El equilibrio se desplaza hacia donde haya más moles gaseosos.
5. Aumento de presión (P) por gas inerte (V constante): No cambia el equilibrio.
6. Aumento de temperatura (T): El equilibrio se desplaza hacia el proceso endotérmico.
7. Disminución de temperatura (T): El equilibrio se desplaza hacia el proceso exotérmico.

Teoría de Ácido-Base de Bronsted-Lowry

Según Bronsted-Lowry: “Las reacciones ácido-base consisten en la transferencia de un protón desde un ácido a una base y pueden describirse en términos de pares de ácido-base conjugados”.

Configuración Electrónica

La configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo, de acuerdo con el modelo de capas electrónicas. La secuencia de llenado de orbitales es:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

Números Cuánticos

Los números cuánticos son los números mediante los cuales se indican el nivel y subnivel de energía, el orbital y la posición en la que se encuentra un electrón.

Estructura Molecular

La geometría molecular se puede predecir utilizando la notación AX_nE_m, donde A es el átomo central, X representa los átomos unidos a A, y E representa los pares de electrones no enlazantes. Algunos ejemplos son:

• AX, AX₂: Lineal
• AX₃: Triangular plana
• AX₄: Tetraédrica
• AX₃E: Piramidal trigonal
• AX₂E₂: Angular

Hibridación

La hibridación es un concepto que permite explicar la geometría de las moléculas de una forma más avanzada. Se basa en la combinación de orbitales atómicos s y p para formar orbitales híbridos. Existen tres tipos principales de hibridación:

• sp³: La hibridación de un orbital s y tres orbitales p produce cuatro orbitales híbridos sp³. Los orbitales están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro.

• sp²: Se combinan un orbital s con dos orbitales p, dando lugar a tres orbitales híbridos sp². Los orbitales están dirigidos hacia los vértices de un triángulo. El orbital p_z queda sin hibridar, dando lugar al doble enlace.

• sp: La hibridación de un orbital s y un orbital p da lugar a dos orbitales híbridos sp. Los orbitales son lineales. Se mantienen los orbitales p_y y p_z sin hibridar, dando lugar al triple enlace.