Resumen de Fundamentos de Química General y Orgánica

## Introducción La **química física** estudia las leyes y modelos que explican cómo ocurren las transformaciones químicas: equilibrio químico, constantes de equilibrio y cinética de reacciones. Aquí veremos conceptos fundamentales de **equilibrio homogéneo y heterogéneo**, construcción de expresiones de equilibrio, tablas ICE y nociones básicas de cinética y mecanismos de reacción. > **Definición:** El equilibrio químico es un estado dinámico en el cual la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa; las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en un sistema cerrado. ## 1. Equilibrio químico: conceptos clave ### 1.1 Equilibrio homogéneo - Todos los reactivos y productos están en la **misma fase** (gas o solución). - Ejemplo: $$\ce{N2(g) + 3 H2(g) <=> 2 NH3(g)}$$ - La constante de equilibrio $K$ se expresa usando concentraciones molares $[\,]\,$ o presiones parciales $P$ según corresponda: $K_c$ o $K_p$. ### 1.2 Equilibrio heterogéneo - Reactivos y productos están en **distintas fases** (p. ej. sólido + gas, líquido + gas). - Importante: los **sólidos y líquidos puros no aparecen** en la expresión de la constante de equilibrio. > **Definición:** Un sólido o un líquido puro tiene actividad aproximada a 1 porque su concentración (densidad molar efectiva) no cambia apreciablemente durante la reacción. - Ejemplo: reacción de descomposición de un sólido: $$\ce{CaCO3(s) <=> CaO(s) + CO2(g)}$$ La expresión de equilibrio considera solo $P_{CO2}$: $$K_p = P_{CO2}$$ ## 2. Construcción de la expresión de equilibrio - Regla general para una reacción $$\ce{a A + b B <=> c C + d D}$$ La constante en términos de concentraciones es $$K_c = \dfrac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}$$ - Omite sólidos y líquidos puros (actividad = 1). - Para gases, puede usarse $K_p$ con presiones parciales: $$K_p = \dfrac{P_C^c P_D^d}{P_A^a P_B^b}$$ - Relación entre $K_p$ y $K_c$: $$K_p = K_c \left(RT\right)^{\Delta n}$$ donde $\Delta n = (c+d) - (a+b)$. ## 3. Uso de tablas ICE (Initial–Change–Equilibrium) - Estructura: 1. Inicial (I): concentraciones o presiones iniciales 2. Cambio (C): varían siguiendo la estequiometría (usar $x$ o $2x$, etc.) 3. Equilibrio (E): valores finales (I ± C) - Reglas: - Se resta en reactivos (se consumen) y se suma en productos (se forman). - El coeficiente estequiométrico determina el cambio (ej.: si aparece $2x$ para un producto con coeficiente 2). Ejemplo práctico: para $$\ce{H2(g) + I2(g) <=> 2 HI(g)}$$ Si inicialmente $[\mathrm{H2}]=0.50\,\mathrm{M}$, $[\mathrm{I2}]=0.50\,\mathrm{M}$, $[\mathrm{HI}]=0$, y en el equilibrio queda $[\mathrm{H2}]=0.20\,\mathrm{M}$, entonces el cambio en H2 es $-0.30\,\mathrm{M}$, por lo que $x=0.30\,\mathrm{M}$ y $[\mathrm{HI}]_{eq}=2x=0.60\,\mathrm{M}$. ## 4. Principio de Le Chatelier - Si un sistema en equilibrio sufre un cambio en concentración, presión, volumen o temperatura, el sistema reacciona para minimizar ese cambio. - Aplicaciones: - Aumentar la concentración de un reactivo desplaza el equilibrio hacia los productos. - Aumentar la presión (a volumen variable) favorece la dirección con menor número de moles gaseosos. - Cambiar la temperatura afecta a $K$: para reacciones exotérmicas un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia los reactivos. Did you know que el principio de Le Chatelier se puede aplicar también a equilibrios heterogéneos para predecir cómo variará la presión parcial de un gas sobre un sólido? ## 5. Tipos de constantes y significado de $K$ - $K$ es un número que indica la distribución entre reactivos y productos en equilibrio: - $K \gg 1$: productos favorecidos - $K \approx 1$: cantidades comparables - $K \ll 1$: reactivos favorecidos - Tipos comunes: $K_c$ (concentraciones), $K_p$ (presiones), $K_{sp}$ (producto de solubilidad), $K_a$, $K_b$ (se usan en ácido–base, materia cubierta en otra cátedra, no incluir detalles aquí). ## 6. Cinética química: fundamentos -