1. Ácidos y Bases: Fundamentos y Teorías Químicas
Teoría de Arrhenius
Ácidos: Son electrolitos que contienen hidrógeno y que, disueltos en agua, producen iones H⁺ en mayor proporción que la existente en el agua pura. Ejemplo: HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻
Bases: Sustancia que, disuelta en agua, produce iones OH⁻ en exceso respecto a la proporción existente en el agua. Ejemplo: Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻
Teoría de Brønsted-Lowry
Sustancia ácida: Aquella que puede donar H⁺ al medio, igual que los ácidos de la definición de Arrhenius, pero sin necesidad de disolución acuosa. Ejemplo: H₂O → H⁺ + OH⁻
Base: Sustancia que puede aceptar iones H⁺ del medio. Ejemplo: Cl⁻ + H⁺ → HCl
Teoría de Lewis
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones.
Base: Sustancia que puede donar un par electrónico.
Nota: El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones sin compartir.
Conceptos Clave
Grado de Disociación
Fracción de moléculas disociadas o ionizadas respecto a las iniciales.
Concepto de pH
Inverso del logaritmo decimal de la molaridad de los iones H₃O⁺ en la disolución.
Hidrólisis de Sales
Hidrólisis: Proceso opuesto a la neutralización en el que una sal reacciona con agua para obtener un ácido y una base.
- Ácido fuerte + Base fuerte: pH neutro. Ejemplo: NaCl → Na⁺ + Cl⁻
- Ácido fuerte + Base débil: pH ácido. Ejemplo: NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl⁻
- Ácido débil + Base fuerte: pH básico. Ejemplo: NaCN → Na⁺ + CN⁻
- Ácido débil + Base débil: El pH depende de qué ion se hidrolice más. Ejemplo: NH₄CN → NH₄⁺ + CN⁻
Disolución Reguladora (o Tampón)
Disolución capaz de mantener el pH casi constante cuando se le añaden cantidades moderadas de un ácido o una base.
Neutralización
Reacción entre una base y un ácido. Cuando reaccionan un ácido fuerte y una base fuerte, se obtiene sal y agua. Son reacciones exotérmicas.
Punto de Equivalencia
Momento en que son iguales los equivalentes de la sustancia valorada y los de la sustancia valorante.
2. Oxidación y Reducción (Redox)
Reacciones Redox
Se producen cuando hay una transferencia de electrones de una sustancia a otra.
Oxidación
Proceso químico que implica la pérdida de electrones o el aumento del número de oxidación de una especie. Ejemplos de oxidantes: F₂, O₂, Br₂.
Reducción
Proceso químico que implica una ganancia de electrones o la disminución del número de oxidación de una especie. Ejemplos de reductores: Li, Na, Mg.
Conceptos de Carga
Número de Oxidación
Representa la carga que tendría un átomo considerando que los únicos enlaces que se forman en la especie química en la que interviene dicho elemento son iónicos.
Valencia
La capacidad que tiene un elemento para combinarse con otro.
Electroquímica
Celda Electroquímica
Dispositivo en el que se obtiene una corriente eléctrica a partir de una reacción redox espontánea.
Está formada por:
- Electrodos
- Hilo conductor externo
- Sistema que separa las dos zonas (tabique poroso o puente salino)
- Voltímetro
La diferencia de potencial electrónico entre el ánodo y el cátodo se mide experimentalmente con un voltímetro, donde la lectura en voltios es el potencial de la celda.
Serie Electroquímica
Escala relativa de los potenciales de reducción estándar.
Electrólisis
Proceso mediante el cual se producen reacciones químicas termodinámicamente no espontáneas en celdas electrolíticas, haciendo circular corriente eléctrica a través de especies cargadas capaces de moverse.
Leyes de Faraday
- Primera Ley: La masa de un elemento depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la disolución.
- Segunda Ley: Para una misma cantidad de electricidad que pasa por varias cubas conectadas en serie, las masas depositadas o liberadas en los electrodos son proporcionales a sus respectivos equivalentes químicos.
3. Química Orgánica: Isomería y Estructura
Isomería
Los isómeros son compuestos que, teniendo la misma fórmula molecular, presentan diferentes propiedades.
Isomería Plana o Estructural
Isomería de Cadena
Compuestos con la misma fórmula molecular que difieren en la disposición de los átomos de carbono de la molécula. Ejemplo: Pentano (n-pentano, 2-metilbutano, 2,2-dimetilpropano).
Isomería de Posición
Compuestos con la misma fórmula molecular que tienen el mismo esqueleto carbonado, pero difieren en la posición que ocupa el grupo funcional. Ejemplo: 1-Cloropropano, 2-Cloropropano, but-1-eno.
Isomería de Función
Compuestos de igual fórmula que tienen distintos grupos funcionales. Ejemplo: Etanol, acetona.
Isomería Espacial (Estereoisomería)
Estereoisómeros: Aquellos compuestos con igual estructura que difieren en la distribución espacial de sus átomos.
Isomería Geométrica (Cis-Trans)
Aparece cuando existe una unión que impide la rotación en torno a dos átomos de carbono, cada uno de los cuales está unido a dos grupos diferentes.
Isomería Óptica
Aquellos compuestos que se diferencian entre sí únicamente por una de sus propiedades físicas: el poder rotatorio frente a la luz polarizada.
Conceptos de Estereoquímica
Carbono Asimétrico (Quiral)
Se presenta cuando las cuatro valencias del carbono están saturadas por elementos o por radicales diferentes.
Enantiómeros
Isómeros que son la imagen especular el uno del otro y que, al superponerse, no coinciden. Esta propiedad se denomina quiralidad.
Diastereoisómeros
Moléculas que tienen más de un átomo de carbono asimétrico y que no son imágenes especulares entre sí.
Sistema Racémico
Mezcla equimolecular de dos antípodas ópticas (enantiómeros).
Estructura Molecular
Grupo Funcional
En fórmulas semidesarrolladas, es el grupo de átomos que presenta una disposición particular y constante, y que define el conjunto de propiedades de los compuestos.
Serie Homóloga
Conjunto de sustancias que se pueden ordenar de modo que a lo largo de la serie se manifieste una diferencia constante en su estructura.