A-Level Química

Todo está hecho de átomos 原子. Un átomo es en su mayoría espacio vacío. En su centro hay un pequeño y pesado núcleo 原子核. El núcleo contiene dos tipos de partículas: protones 质子和 neutrones 中子. Alrededor del núcleo, en el espacio vacío, se mueven los electrones 电子. Los electrones permanecen en capas electrónicas 壳层 — capas a distancias fijas del núcleo.

El núcleo es muy pequeño pero contiene casi toda la masa. Los electrones ocupan casi todo el espacio pero tienen casi ninguna masa.

Carga relativa y masa relativa

Comparamos las tres partículas utilizando la carga relativa 相对电荷 y la masa relativa 相对质量. Estos son números simples, no unidades reales.

Un protón y un neutrón tienen casi la misma masa. Un electrón es aproximadamente 1836 veces más ligero. El protón es positivo, el electrón es negativo y el neutrón no tiene carga; es neutro 中性.

Número atómico y número másico

Dos números describen el núcleo:

• el número atómico 质子数 (también llamado número atómico 原子序数), símbolo $Z$ — el número de protones.
• el número másico 核子数 (también llamado número másico 质量数), símbolo $A$ — el número total de protones y neutrones. Tanto los protones como los neutrones son nucleones 核子.

Por lo tanto, el número de neutrones es $A - Z$.

Contar partículas en un átomo o ion

Para un átomo neutro, el número de electrones es igual al número de protones, que es igual a $Z$.

Un ion 离子 es un átomo que ha perdido o ganado electrones, por lo que tiene una carga:

• un ion positivo tiene menos electrones que protones.
• un ion negativo tiene más electrones que protones.

Ejemplo: $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ tiene $13$ protones, $27 - 13 = 14$ neutrones, y $13 - 3 = 10$ electrones (perdió 3 electrones para convertirse en $3+$).

Cómo se distribuyen la masa y la carga

Casi toda la masa se encuentra en el núcleo, porque los protones y neutrones son pesados y los electrones son muy ligeros. Toda la carga positiva está en el núcleo (los protones). La carga negativa se distribuye en las capas electrónicas (los electrones).

Haz de partículas en un campo eléctrico

Imagina haces de protones, neutrones y electrones moviéndose a la misma velocidad hacia un campo eléctrico 电场 entre dos placas cargadas:

• el haz de protones se desvía hacia la placa negativa (los protones son positivos).
• el haz de electrones se desvía en dirección opuesta, hacia la placa positiva. Se desvía mucho más, porque el electrón es mucho más ligero — la misma fuerza produce una mayor desviación 偏转 en una masa menor.
• el haz de neutrones pasa recto. No tiene carga, así que el campo no ejerce fuerza sobre él.

Radio atómico e iónico

El radio atómico 原子半径 es el tamaño de un átomo. El radio iónico 离子半径 es el tamaño de un ion.

A lo largo de un período 周期 (de izquierda a derecha), el radio atómico se hace más pequeño. La carga nuclear 核电荷 (la atracción de los protones) aumenta, pero los electrones entran en la misma capa externa, por lo que el efecto pantalla 屏蔽 por las capas internas permanece aproximadamente igual. La atracción más fuerte atrae la capa externa hacia adentro.

Hacia abajo en un grupo 族 (de arriba hacia abajo), el radio atómico se hace más grande. Cada paso hacia abajo añade una nueva capa, por lo que los electrones externos están más alejados y sienten más efecto pantalla del núcleo.

Para iones:

• un ion positivo (catión 阳离子) es más pequeño que su átomo. Ha perdido su capa externa, y los electrones restantes sienten una atracción más fuerte cada uno.
• un ion negativo (anión 阴离子) es más grande que su átomo. Ha ganado electrones, por lo que hay más repulsión 排斥 entre los electrones.
• entre iones que tienen el mismo número de electrones, el que tiene más protones es más pequeño.

Los isótopos 同位素 son átomos del mismo elemento con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. Por lo tanto, los isótopos tienen el mismo número atómico $Z$ pero diferente número másico $A$.

Escribimos un isótopo como $^{A}_{Z}\text{X}$: el número másico $A$ arriba, el número atómico $Z$ abajo. Por ejemplo, el cloro tiene dos isótopos principales, $^{35}_{17}\text{Cl}$ y $^{37}_{17}\text{Cl}$.

Mismas propiedades químicas

Las propiedades químicas 化学性质 dependen de los electrones, especialmente los electrones externos. Los isótopos de un mismo elemento tienen el mismo número de electrones dispuestos de la misma manera. Por lo tanto, reaccionan exactamente de la misma manera — tienen las mismas propiedades químicas.

Diferentes propiedades físicas

Algunas propiedades físicas 物理性质 dependen de la masa, por lo que difieren entre isótopos. Un isótopo más pesado tiene más neutrones, por lo tanto más masa, y por consiguiente una mayor densidad 密度. (El programa de estudios limita esta diferencia a la masa y la densidad.)

Los electrones están dispuestos en capas electrónicas, subcapas y orbitales.

Capas electrónicas y número cuántico principal

Cada capa está etiquetada por el número cuántico principal 主量子数 $n = 1, 2, 3, \dots$ Un $n$ mayor significa una capa más lejos del núcleo y con mayor energía.

Subcapas y orbitales

Cada capa se divide en subcapas 亚层, nombradas s, p y d. Cada subcapa está construida a partir de orbitales 轨道. Un orbital es una pequeña región que puede contener hasta dos electrones.

Por lo tanto, una subcapa s contiene 2 electrones, una subcapa p contiene 6, y una subcapa d contiene 10.

Orden de energía creciente

Los electrones llenan primero la subcapa de menor energía. Para las primeras tres capas, más 4s y 4p, el orden de energía creciente es:

Nota la sorpresa: 4s tiene ligeramente menos energía que 3d, por lo que 4s se llena primero.

Configuración electrónica

La configuración electrónica 电子排布 enumera cuántos electrones hay en cada subcapa. La disposición de menor energía es el estado fundamental 基态.

Para el hierro (Fe, $Z = 26$):

Puedes escribir una abreviatura usando el gas noble 稀有气体 más cercano entre corchetes:

Aquí $[\text{Ar}]$ representa la configuración completa del argón.

Para iones, añades o quitas electrones. Una regla clave: cuando un metal de transición forma un ion positivo, pierde sus electrones 4s antes que sus electrones 3d. Así que $\text{Fe}^{3+}$ es $[\text{Ar}]\,3\text{d}^5$.

Electrones en cajas

La notación de electrones en cajas 电子在盒子里 dibuja cada orbital como una caja y cada electrón como una flecha. Dos electrones en el mismo orbital deben apuntar en direcciones opuestas, porque cada electrón tiene una propiedad llamada spin 自旋, y un orbital compartido necesita spins opuestos.

Dentro de una subcapa, los electrones llenan orbitales vacíos uno a la vez, con flechas paralelas, antes de que cualquier orbital reciba un segundo electrón. Dispersarse de esta manera mantiene a los electrones separados y reduce la repulsión entre ellos.

Por qué la configuración tiene esta forma

Los electrones se llenan de baja energía a alta energía porque eso da el átomo más estable (de menor energía). Dentro de una subcapa, se dispersan individualmente primero para reducir la repulsión entre los electrones negativos.

Formas de orbitales s y p

• un orbital s es una esfera 球形 centrada en el núcleo.
• un orbital p tiene dos lóbulos, como una mancuerna, apuntando a lo largo de un eje. Los tres orbitales p apuntan en tres direcciones perpendiculares (los ejes $x$, $y$ y $z$).

Radicales libres

Un radical libre 自由基 es una especie con uno o más electrones desapareados 未成对电子. Los radicales libres son muy reactivos.

Primera energía de ionización

La primera energía de ionización 第一电离能 (IE) es la energía necesaria para extraer un electrón de cada átomo en un mol de átomos gaseosos, formando un mol de iones gaseosos $+1$.

Usamos átomos gaseosos para que no haya fuerzas entre las partículas. La unidad es $\text{kJ mol}^{-1}$. Como ecuación, para un elemento X:

El $(\text{g})$ indica que la especie es un gas.

Energías de ionización sucesivas

Después de extraer un electrón, puedes extraer otro. La segunda energía de ionización extrae un electrón de cada ion $+1$:

Puedes seguir así. Estas son las energías de ionización sucesivas 逐级电离能. Cada una es mayor que la anterior, porque cada electrón es arrancado de un ion más positivo.

De qué depende la energía de ionización

La energía de ionización proviene de la atracción entre el núcleo positivo y el electrón externo. Tres factores principales determinan qué tan fuerte es esa atracción:

• carga nuclear: más protones atraen los electrones con más fuerza, por lo que la energía de ionización es mayor.
• radio atómico: cuanto más lejos esté el electrón externo del núcleo, más débil es la atracción, por lo que la energía de ionización es menor.
• efecto pantalla: las capas internas bloquean parte de la atracción sobre el electrón externo. Más capas internas significan más efecto pantalla y una energía de ionización menor.

También existe un efecto menor — repulsión por apareamiento de spin 自旋成对排斥. Cuando dos electrones comparten un orbital, se empujan ligeramente entre sí, por lo que uno es más fácil de extraer.

Tendencias en la primera energía de ionización

A lo largo de un período, la primera energía de ionización generalmente aumenta. La carga nuclear crece mientras el efecto pantalla permanece aproximadamente igual, por lo que los electrones externos están retenidos con más firmeza.

Hacia abajo en un grupo, la primera energía de ionización disminuye. Los elementos inferiores tienen más capas, por lo que hay más efecto pantalla y un radio mayor, y el electrón externo es más fácil de extraer.

Las caídas son evidencia de las subcapas

El aumento a lo largo de un período no es suave. Aparecen dos pequeñas caídas, y debes ser capaz de explicar ambas:

• Grupo 2 al Grupo 13 (por ejemplo Mg a Al): el electrón extraído del Al proviene de una subcapa 3p, que tiene más energía que la subcapa 3s completa en Mg. Un electrón 3p es más fácil de extraer, por lo que el valor cae.
• Grupo 15 al Grupo 16 (por ejemplo P a S): en S, un orbital 3p ahora contiene un par de electrones. La repulsión por apareamiento de spin hace que uno de ellos sea más fácil de extraer, por lo que el valor cae.

Estas caídas son evidencia de que existen las subcapas.

Las energías de ionización sucesivas son evidencia de las capas electrónicas

Si graficas las energías de ionización sucesivas de un mismo elemento, los valores aumentan, con saltos grandes en ciertos puntos. Un salto grande ocurre cuando el siguiente electrón debe provenir de una capa más cercana al núcleo.

Cuenta cuántos electrones salen fácilmente antes del primer salto grande — ese es el número de electrones en la capa externa, lo cual te dice el grupo al que pertenece el elemento. También puedes usar el patrón para determinar la configuración electrónica y la posición del elemento en la Tabla Periódica.

Ejemplo resuelto. Las primeras cinco energías de ionización sucesivas de un elemento son $590$, $1150$, $4940$, $6480$ y $8120\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. ¿A qué grupo pertenece? Busca el salto grande, no el número más grande. Del 1º al 2º el valor se duplica aproximadamente, lo cual es un aumento normal. Del 2º ($1150$) al 3º ($4940$) se cuadruplica más que eso: ese es el salto. Por lo tanto, dos electrones salen fácilmente antes de él, la capa externa contiene 2 electrones, y el elemento pertenece al Grupo 2. Cuenta los electrones extraídos antes del salto, y explica el salto adecuadamente: el siguiente electrón está siendo arrancado de una capa más cerca del núcleo, no de un elemento diferente.

• Define isótopos completamente: átomos del mismo elemento con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones — el esquema de corrección requiere ambas partes.
• 4s se llena antes que 3d, pero los electrones se extraen de 4s primero al formar iones, por lo que $\text{Fe}^{3+}$ es $[\text{Ar}]3\text{d}^5$ (no $[\text{Ar}]3\text{d}^3 4\text{s}^2$).
• En las energías de ionización sucesivas, un salto grande marca el inicio de una nueva (interna) capa — usa los saltos para colocar el elemento en su grupo.
• Explica cada tendencia de energía de ionización con los mismos tres factores: carga nuclear, distancia y efecto pantalla, más los efectos de subcapa para las pequeñas caídas.
• Aprende la razón exacta por la cual la primera energía de ionización del oxígeno está por debajo de la del nitrógeno: los electrones apareados 2p del oxígeno se repelen, por lo que uno es más fácil de extraer.

Los átomos 原子 son demasiado ligeros para pesar en gramos, así que comparamos cada masa con una estándar. La estándar es la unidad de masa atómica unificada 统一原子质量单位 (símbolo u), definida como exactamente una doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12.

Usando esta unidad, expresamos las masas como números simples:

• la masa atómica relativa $A_r$ de un elemento es la masa promedio de sus átomos comparada con $\tfrac{1}{12}$ de un átomo de carbono-12. Es un promedio de todos los isótopos, ponderado por la frecuencia de cada uno.
• la masa isotópica relativa es la masa de un átomo de un isótopo individual, comparada con $\tfrac{1}{12}$ de un átomo de carbono-12.
• la masa molecular relativa $M_r$ de una molécula es la suma de las masas atómicas relativas de todos sus átomos.
• la masa fórmula relativa es el mismo concepto para una sustancia que no está compuesta por moléculas (como un compuesto iónico). Sumar las masas atómicas relativas indicadas en la fórmula.

Para encontrar $A_r$ a partir de datos de isótopos, multiplique cada masa isotópica por su porcentaje, sume estos valores y divida por 100.

Worked example. Chlorine is $75\%$ ${}^{35}\text{Cl}$ y $25\%$ ${}^{37}\text{Cl}$. Find its relative atomic mass.

Ejemplo resuelto. Un espectrómetro de masas muestra que el cobre es $69.2\%$ ${}^{63}\text{Cu}$ y $30.8\%$ ${}^{65}\text{Cu}$. Encuentre su masa atómica relativa.

Los químicos cuentan partículas en grupos llamados moles, igual que contamos huevos en docenas.

Un mol 摩尔 (símbolo mol) es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas que átomos hay en exactamente 12 g de carbono-12. Ese número es la constante de Avogadro 阿伏伽德罗常量:

Así que un mol de cualquier cosa contiene $6.02 \times 10^{23}$ partículas. Las partículas pueden ser átomos, moléculas o iones — siempre diga cuáles.

La masa de un mol en gramos es igual a la masa relativa ($A_r$ o $M_r$). Esta es la masa molar 摩尔质量, con unidades $\text{g mol}^{-1}$. La ecuación clave es:

donde $n$ es la cantidad en moles, $m$ es la masa en gramos, y $M$ es la masa molar.

Worked example. How many moles are in $8.0\ \text{g}$ of methane, $\text{CH}_4$? ($A_r$: C $= 12$, H $= 1$.)

The molar mass is $M = 12 + 4(1) = 16\ \text{g mol}^{-1}$, so

Un compuesto es una sustancia hecha de dos o más elementos químicamente unidos.

Charges and formulas of ionic compounds

En un compuesto iónico 离子化合物 la carga positiva total equilibra la carga negativa total, por lo que el compuesto es neutro en general.

Puedes predecir la carga de muchos iones a partir de la posición del elemento en la Tabla Periódica:

El hidrógeno forma $\text{H}^+$, y los gases nobles del Grupo 18 normalmente no forman iones.

Algunos iones que debe conocer por nombre y fórmula:

Para un metal que puede tener más de una carga, un numeral romano muestra el número de oxidación 氧化数. Por ejemplo, hierro(II) es $\text{Fe}^{2+}$ y hierro(III) es $\text{Fe}^{3+}$. Para escribir una fórmula, equilibrar las cargas: el óxido de hierro(III) es $\text{Fe}_2\text{O}_3$, porque dos $\text{Fe}^{3+}$ equilibran tres $\text{O}^{2-}$.

Equations and state symbols

Una ecuación química debe estar balanceada — el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados. Añada símbolos de estado para mostrar el estado de cada especie: (s) sólido, (l) líquido, (g) gas, y (aq) acuoso (disuelto en agua).

Una ecuación iónica 离子方程式 muestra solo los iones y moléculas que realmente cambian. Los iones que no cambian son iones espectadores 旁观离子, y los omites. Por ejemplo, la reacción que forma cloruro de plata es:

Fórmulas empírica y molecular

La fórmula empírica 实验式 es la relación simple de números enteros de los átomos de cada elemento en un compuesto. La fórmula molecular 分子式 muestra el número real de átomos de cada elemento en una molécula.

Por ejemplo, el etano tiene fórmula empírica $\text{CH}_3$ pero fórmula molecular $\text{C}_2\text{H}_6$.

Hydrated and anhydrous solids

Algunos sólidos retienen agua dentro de sus cristales. Esta agua es el agua de cristalización 结晶水. Un sólido que la contiene es hidratado 水合的; el mismo sólido sin el agua es anhidro 无水的.

Por ejemplo, el sulfato de cobre(II) hidratado es $\text{CuSO}_4 \cdot 5\text{H}_2\text{O}$. Calentarlo elimina el agua para dejar anhidro $\text{CuSO}_4$.

Calculating empirical and molecular formulas

Para encontrar la fórmula empírica a partir de masas (o porcentajes en masa):

1. divida la masa de cada elemento por su $A_r$ para obtener los moles.
2. divida todos los valores de moles por el más pequeño.
3. redondee a los números enteros más cercanos — esa proporción es la fórmula empírica.

Para obtener la fórmula molecular, también necesitas $M_r$. Encuentra cuántas veces cabe la masa de la fórmula empírica en $M_r$, luego multiplica la fórmula por ese número.

Ejemplo resuelto. Un compuesto es $40.0\%$ carbono, $6.7\%$ hidrógeno y $53.3\%$ oxígeno en masa. Encuentre su fórmula empírica. ($A_r$: C $= 12$, H $= 1$, O $= 16$.)

Toma $100\ \text{g}$ y divide cada masa por su $A_r$ para obtener moles: C $= 40.0/12 = 3.33$, H $= 6.7/1 = 6.7$, O $= 53.3/16 = 3.33$. Dividiendo todo por el más pequeño ($3.33$) da una relación C : H : O $= 1 : 2 : 1$, por lo que la fórmula empírica es $\text{CH}_2\text{O}$.

Reacting masses and percentage yield

Los números delante de cada especie en una ecuación balanceada dan la relación molar — esto es la estequiometría 化学计量. Para encontrar una masa reaccionante: cambia la masa conocida a moles, usa la relación molar para encontrar los moles que deseas, luego vuelve a cambiar a masa.

Ejemplo resuelto. ¿Qué masa de óxido de magnesio se forma cuando $4.8\ \text{g}$ de magnesio se quema completamente? $2\text{Mg} + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{MgO}$. ($A_r$: Mg $= 24$, O $= 16$.)

Moles de Mg $= 4.8/24 = 0.20\ \text{mol}$. La relación Mg : MgO es $1 : 1$, así que se forman $0.20\ \text{mol}$ de MgO. Su masa molar es $24 + 16 = 40\ \text{g mol}^{-1}$, por lo tanto

En reacciones reales usualmente obtienes menos producto que el máximo. El rendimiento porcentual 产率 compara la cantidad que realmente hiciste con la máxima que podrías haber hecho:

Limiting and excess reagent

Cuando se mezclan dos reactivos, uno usualmente se agota primero. El reactivo limitante 限量试剂 es el que se agota — decide cuánto producto se forma. El otro es el reactivo en exceso 过量试剂, porque hay más de lo necesario. Siempre basa el cálculo en el reactivo limitante.

Para encontrarlo: calcula los moles de cada reactivo, divide cada uno por su número en la ecuación, y el resultado más pequeño es el reactivo limitante.

Volumes of gases

A la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de cualquier gas contienen números iguales de moléculas. A temperatura y presión ambiente (r.t.p.), un mol de cualquier gas ocupa $24.0\ \text{dm}^3$, por lo tanto:

Esto se utiliza al quemar hidrocarburos (compuestos de solo carbono e hidrógeno), donde compara volúmenes de gas.

Volumes and concentrations of solutions

La concentración de una solución es la cantidad de soluto en cada decímetro cúbico de solución, medida en $\text{mol dm}^{-3}$:

donde $c$ es la concentración y $V$ es el volumen en $\text{dm}^3$. Recuerda que $1000\ \text{cm}^3 = 1\ \text{dm}^3$.

Ejemplo resuelto. En una titulación, $25.0\ \text{cm}^3$ de solución de hidróxido de sodio es exactamente neutralizado por $20.0\ \text{cm}^3$ de ácido clorhídrico $0.100\ \text{mol dm}^{-3}$: $\text{NaOH} + \text{HCl} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$. Encuentre la concentración del hidróxido de sodio.

Moles de HCl $= cV = 0.100 \times \dfrac{20.0}{1000} = 2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$. La relación es $1 : 1$, así que hay $2.00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ de NaOH en $25.0\ \text{cm}^3$:

Esta es la base de una titulación 滴定, donde encuentras una concentración desconocida reaccionándola con una solución cuya concentración ya conoces.

Significant figures

Da tu respuesta a un número sensato de cifras significativas 有效数字 — usualmente coincide con los datos en la pregunta. No escribas más dígitos de los que apoyan los datos, y no redondees tan temprano que pierdas precisión.

• Convierta volúmenes a $\text{dm}^3$ antes de usar la concentración ($25.0\ \text{cm}^3 = 0.0250\ \text{dm}^3$); el faltante $\div 1000$ es el error de titulación más común.
• Utilizar los números de balanceo como la relación molar entre especies, nunca los valores $M_r$.
• Fórmula empírica: divida cada masa/porcentaje por $A_r$, luego por el más pequeño, luego escale a números enteros; use $M_r$ para llegar a la fórmula molecular.
• Para gases a r.t.p. use $\text{volume} = \text{moles} \times 24\ \text{dm}^3$; cite la ecuación que use cada vez.
• Dar la respuesta con el mismo número de cifras significativas que los datos (usualmente 3) e incluir siempre las unidades.

La electronegatividad 电负性 es la capacidad de un átomo para atraer los electrones 电子 en un enlace hacia sí mismo.

Tres factores determinan qué tan electronegativo es un átomo:

• carga nuclear 核电荷: más protones atraen con mayor fuerza a los electrones de enlace.
• radio atómico 原子半径: cuanto más cerca esté el enlace del núcleo, más fuerte será la atracción.
• apantallamiento 屏蔽 por capas y subcapas internas: más electrones internos debilitan la atracción sobre los electrones de enlace.

Por lo tanto, la electronegatividad aumenta a través de un período (mayor carga nuclear, menor radio) y disminuye hacia abajo en un grupo (mayor radio, mayor apantallamiento). El flúor es el elemento más electronegativo.

Puede utilizar la diferencia en los valores de electronegatividad de Pauling 鲍林电负性 para predecir el tipo de enlace. Una gran diferencia da lugar a un enlace iónico; una pequeña diferencia da lugar a un enlace covalente.

El enlace iónico 离子键 es la atracción electrostática 静电引力 entre iones 离子 cargados opuestamente — cationes 阳 positivos y aniones 阴 negativos.

Se forma cuando un metal cede electrones a un no metal. Buenos ejemplos son el cloruro de sodio ($\text{NaCl}$), el óxido de magnesio ($\text{MgO}$) y el fluoruro de calcio ($\text{CaF}_2$). Los iones se empaquetan en una red gigante regular (lattice 晶格), mantenidos juntos por la atracción en todas las direcciones.

El enlace metálico 金属键 es la atracción electrostática entre iones metálicos positivos y un "mar" de electrones deslocalizados 离域电子.

Los electrones externos están libres de moverse a través de todo el metal. Esto explica por qué los metales conducen electricidad y son fuertes.

El enlace covalente 共价键 es la atracción electrostática entre los núcleos de dos átomos y un par de electrones compartido.

Las moléculas simples con enlaces covalentes incluyen $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ y $\text{C}_2\text{H}_4$. Un doble enlace comparte dos pares; un triple enlace (como en $\text{N}_2$) comparte tres pares.

Los átomos del Período 3 y hacia abajo pueden expandir el octeto 扩展八隅体 — mantener más de ocho electrones en su capa externa. Ejemplos son $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ y $\text{SF}_6$.

Un enlace coordinado 配位键 (también llamado enlace covalente dativo) es un enlace covalente donde ambos electrones compartidos provienen del mismo átomo. Por ejemplo, cuando los gases amoníaco y cloruro de hidrógeno se encuentran, el par libre del nitrógeno forma un enlace coordinado con $\text{H}^+$, dando lugar al ion amonio $\text{NH}_4^+$. Los enlaces coordinados también unen las dos mitades de la molécula $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.

Enlaces sigma y pi

Los enlaces covalentes se forman cuando se superponen los orbitales 轨道:

• un enlace sigma σ键 se forma mediante la superposición directa, frontal, de orbitales entre los dos átomos.
• un enlace pi π键 se forma mediante la superposición lateral de dos orbitales p, arriba y debajo del enlace sigma.

Un enlace simple es un enlace sigma. Un doble enlace (como en $\text{C}_2\text{H}_4$) es un enlace sigma más un enlace pi. Un triple enlace (como en $\text{N}_2$ y $\text{HCN}$) es un enlace sigma más dos enlaces pi.

Híbridación

La hibridación 杂化 mezcla orbitales en la misma capa para formar nuevos orbitales iguales para el enlace:

• $\text{sp}$: dos orbitales iguales, usados en una molécula lineal.
• $\text{sp}^2$: tres orbitales iguales, usados en una molécula plana como $\text{C}_2\text{H}_4$.
• $\text{sp}^3$: cuatro orbitales iguales, usados en $\text{CH}_4$.

Energía y longitud de enlace

• La energía de enlace 键能 es la energía necesaria para romper un mol de un enlace covalente específico en estado gaseoso.
• La longitud de enlace 键长 es la distancia entre los centros de los dos átomos unidos.

Un enlace más corto suele ser más fuerte (mayor energía de enlace). Los triples enlaces son más cortos y fuertes que los dobles enlaces, que son más cortos y fuertes que los enlaces simples. Los enlaces más fuertes hacen que sea más difícil que la molécula reaccione.

Para determinar una forma, utilice la teoría VSEPR 价层电子对互斥理论: los pares de electrones alrededor del átomo central se empujan lo más lejos posible, debido a que las cargas similares se repelen.

Un par solitario 孤对电子 (no enlazado) ejerce una repulsión más fuerte que un par de enlace 成键电子对. Cada par solitario comprime el ángulo de enlace 键角 aproximadamente $2.5°$.

$\text{NH}_3$ tiene un par solitario y $\text{H}_2\text{O}$ tiene dos, por lo que sus ángulos disminuyen por debajo del $109.5°$ de $\text{CH}_4$. Puedes predecir las formas de moléculas e iones similares de la misma manera.

Ejercicio resuelto. Predice la forma y el ángulo de enlace de $\text{NH}_3$ y de $\text{H}_2\text{O}$. El nitrógeno tiene 5 electrones externos y forma 3 enlaces, dejando 3 pares de enlace y 1 par solitario: cuatro pares en total, por lo que parten de la geometría tetraédrica $109.5°$. El par solitario repele con mayor fuerza y comprime el ángulo en unos $2.5°$, dando una forma piramidal de aproximadamente $107°$. El oxígeno forma 2 enlaces y conserva 2 pares solitarios: siguen siendo cuatro pares, pero ahora hay dos compresiones, así que la forma es angular a unos $104.5°$. Cuenta todos los pares para fijar la geometría básica, resta $2.5°$ por cada par solitario, y nombra la forma según los átomos: $\text{NH}_3$ tiene cuatro pares pero es piramidal, no tetraédrica.

Las fuerzas intermoleculares 分子间作用力 son las fuerzas entre moléculas 分子. Son mucho más débiles que el enlace iónico, covalente y metálico dentro de las sustancias.

Polaridad del enlace y dipolos

Cuando dos átomos con diferente electronegatividad comparten un enlace, los electrones se sitúan más cerca del átomo más electronegativo. El enlace adquiere entonces una polaridad 极性: un extremo es ligeramente negativo ($\delta-$) y el otro ligeramente positivo ($\delta+$). Esta separación de cargas constituye un dipolo 偶极.

Si los dipolos de una molécula no se cancelan, la molécula entera posee un momento dipolar 偶极矩 y es polar. Si se cancelan por simetría (como en $\text{CO}_2$), la molécula es no polar.

Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals 范德华力 es el nombre general para todas las fuerzas intermoleculares. Hay dos tipos principales.

El primer tipo es la fuerza de dipolo instantáneo-dipolo inducido, también llamada fuerza de dispersión de London 伦敦色散力. Los electrones en movimiento generan un breve dipolo instantáneo 瞬时偶极, que a su vez crea un dipolo inducido 诱导偶极 coincidente en una molécula cercana. Estas fuerzas actúan entre todas las moléculas y se intensifican cuando hay más electrones.

El segundo tipo es la fuerza de dipolo permanente-dipolo permanente. Actúa entre moléculas que siempre son polares, porque cada una posee un dipolo permanente 永久偶极.

Enlace de hidrógeno

El enlace de hidrógeno 氢键 es un caso especial y fuerte de las fuerzas de dipolo permanente. Se forma cuando el hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo — nitrógeno, oxígeno o flúor — y es atraído hacia un par solitario en un átomo de N, O o F de una molécula vecina. Busca grupos N–H y O–H, como en el amoníaco y el agua.

El enlace de hidrógeno explica el comportamiento peculiar del agua:

• su alto punto de fusión y punto de ebullición 沸点, porque deben romperse muchos enlaces de hidrógeno.
• su alta tensión superficial 表面张力.
• el hielo es menos denso que el agua líquida, porque los enlaces de hidrógeno mantienen a las moléculas en una estructura abierta y extendida, por lo que el hielo flota.

Un diagrama de puntos y cruces 点叉图 muestra los electrones externos de cada átomo, usando puntos para un átomo y cruces para el otro. Esto aclara de dónde proviene cada electrón de enlace. Puedes dibujarlos para enlaces iónicos, covalentes y coordinados, incluyendo moléculas con octeto expandido o número impar de electrones.

• Para formas, cuenta los pares de enlace y los pares libres, nombra la forma y proporciona el ángulo de enlace exacto (ej. $\text{NH}_3$: piramidal, $107^\circ$) — cada par libre reduce el ángulo en aproximadamente $2.5^\circ$.
• Un enlace dativo (coordinado) tiene ambos electrones de un solo átomo (ej. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); dibuja la flecha desde el par libre.
• Nombra la fuerza intermolecular con precisión: el enlace de hidrógeno requiere H unido a N, O o F; de lo contrario, es dipolo-permanente o dipolo-inducido (van der Waals). Nunca llames fuerzas de van der Waals "enlaces".
• Explica una propiedad física indicando qué fuerzas se rompen, no simplemente "enlaces fuertes".

Origen de la presión del gas

Las moléculas de gas se mueven rápidamente en todas las direcciones. Continúan chocando contra las paredes de su contenedor. Cada impacto ejerce una pequeña fuerza sobre la pared. La presión 压强 del gas es el resultado global de estas múltiples colisiones sobre las paredes.

Gases ideales

Un gas ideal 理想气体 es un modelo simple. Asumimos dos cosas:

• las propias partículas ocupan volumen cero.
• no hay fuerzas intermoleculares 分子间作用力 de atracción entre las partículas.

Un gas real 实际气体 sigue este modelo de cerca a baja presión y alta temperatura. Se comporta menos como un gas ideal a alta presión y baja temperatura, cuando las partículas están apretujadas juntas y las fuerzas entre ellas empiezan a ser significativas.

La ecuación del gas ideal

La ecuación del gas ideal 理想气体方程 relaciona la presión, el volumen, la cantidad y la temperatura:

donde $p$ es la presión en Pa, $V$ es el volumen en $\text{m}^3$, $n$ es la cantidad en moles, $T$ es la temperatura en kelvin 开尔文 (K), y $R$ es la constante de los gases 气体常量 ($8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$).

Siempre cambia las unidades primero: °C a K (suma 273), y $\text{cm}^3$ o $\text{dm}^3$ a $\text{m}^3$.

Ejemplo resuelto. Encuentra el volumen de $0.50\ \text{mol}$ de un gas ideal a $27\ ^{\circ}\text{C}$ y $100\ \text{kPa}$. ($R = 8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$.)

Convierte primero: $T = 300\ \text{K}$, $p = 1.00 \times 10^{5}\ \text{Pa}$. Entonces

También puedes usar la ecuación para encontrar una masa molar 摩尔质量. Dado que $n = m/M$:

Esto te permite calcular $M_r$ a partir de la masa (o la densidad) de un gas.

Ejemplo resuelto. Un matraz contiene $0.96\ \text{g}$ de un gas en $600\ \text{cm}^3$ a $100\ \text{kPa}$ y $27\ ^{\circ}\text{C}$. Encuentra la masa molar del gas. ($R = 8.31\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$.)

Convierte: $V = 6.00 \times 10^{-4}\ \text{m}^3$, $T = 300\ \text{K}$. Entonces

Cómo se comporta una sustancia depende de cómo están unidos sus partículas. Hay cuatro estructuras principales de un sólido cristalino 晶体.

Iónico gigante

Una estructura iónica gigante 离子晶体 es una enorme red regular de iones 离子 positivos y negativos, unidos por una fuerte atracción en todas las direcciones. Ejemplos son el cloruro de sodio y el óxido de magnesio.

Molecular simple

Una estructura molecular simple 分子晶体 está formada por pequeñas moléculas 分子. Los enlaces dentro de cada molécula son fuertes, pero las fuerzas intermoleculares entre las moléculas son débiles. Ejemplos son el yodo ($\text{I}_2$), las fullerenas 富勒eno ($\text{C}_{60}$) y el hielo.

Molecular gigante

Una estructura molecular gigante 原子晶体 (también llamada covalente gigante) es una inmensa red de átomos unidos por fuertes enlaces covalentes 共价键. Ejemplos son el óxido de silicio(IV) 二氧化硅, el grafito 石墨 y el diamante 金刚石.

Metálico gigante

Una estructura metálica gigante 金属晶体 es una red de iones metálicos positivos en un "mar" de electrones deslocalizados 离域电子. Un ejemplo es el cobre.

Propiedades físicas

La estructura determina las propiedades físicas:

• El punto de fusión 熔点 y el punto de ebullición 沸点 son altos cuando deben romperse fuerzas fuertes (iónicas, covalentes o metálicas), y bajos cuando solo se rompen fuerzas intermoleculares débiles.
• La conductividad eléctrica 导电性 requiere partículas cargadas que puedan moverse — iones que estén libres (cuando están fundidos o disueltos) o electrones deslocalizados. El grafito conduce porque algunos de sus electrones están deslocalizados.
• La solubilidad 溶解度 en agua suele ser alta para sólidos iónicos y baja para sólidos moleculares y covalentes gigantes.

También puedes hacer lo inverso: a partir del punto de fusión, la conductividad y la solubilidad de una sustancia desconocida, deducir el tipo de estructura y enlace que posee.

• Usa unidades SI en $pV = nRT$: presión en Pa, volumen en $\text{m}^3$ ($\text{cm}^3 \times 10^{-6}$), temperatura en K ($^\circ\text{C} + 273$).
• Establece las suposiciones del gas ideal (volumen molecular despreciable, sin fuerzas intermoleculares) y cuándo los gases reales se desvían (alta presión, baja temperatura).
• Vincula cada propiedad a la estructura: iónico gigante (alto p.f., conduce fundido), covalente gigante (p.f. muy alto), molecular simple (p.f. bajo), metálico gigante (conduce, maleable).
• El grafito conduce porque cada carbono tiene un electrón deslocalizado; el diamante no — una comparación favorita.

Toda reacción química absorbe o libera energía. Este cambio energético, medido a presión constante, se denomina cambio de entalpía (焓变), con símbolo $\Delta H$.

• En una reacción exotérmica (放热), el sistema libera calor; por tanto, los productos tienen menos energía que los reactivos y $\Delta H$ es negativo.
• En una reacción endotérmica (吸热), el sistema absorbe calor; por tanto, los productos tienen más energía que los reactivos y $\Delta H$ es positivo.

Diagramas de la trayectoria de la reacción

Un diagrama de la trayectoria de la reacción (反应路径图) muestra la energía de los reactivos y los productos, así como la "colina" energética entre ellos. La altura de esta colina representa la energía de activación (活化能): la mínima energía que necesitan las partículas para poder reaccionar.

• Exotérmica: los productos se sitúan más abajo que los reactivos ($\Delta H < 0$).
• Endotérmica: los productos se sitúan más arriba que los reactivos ($\Delta H > 0$).

Condiciones estándar y tipos de cambio de entalpía

Los valores energéticos se comparan bajo condiciones estándar (标准条件): $298\ \text{K}$ y $101\ \text{kPa}$, indicadas mediante el símbolo $^{\ominus}$. Cada sustancia se encuentra en su estado físico normal a dichas condiciones.

Energía de ruptura y formación de enlaces

Durante una reacción, se rompen enlaces antiguos y se forman nuevos. Romper un enlace requiere energía (endotérmico); formar un enlace libera energía (exotérmico). El cambio de entalpía de la reacción es la diferencia entre ambos:

La energía de enlace (键能) es la energía necesaria para romper un mol de un tipo específico de enlace en estado gaseoso, por lo que siempre es positiva. Algunas energías de enlace son exactas (para una molécula específica); otras son promedios tomados sobre muchas moléculas diferentes, por lo que los cálculos que las utilizan son solo aproximados.

Ejemplo resuelto. Utilice las energías de enlace para hallar $\Delta H$ para $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$. Energías de enlace (kJ mol⁻¹): H–H $= 436$, Cl–Cl $= 242$, H–Cl $= 431$.

Medición del cambio de entalpía en el laboratorio

Cuando una reacción calienta (o enfría) una masa conocida de agua o disolución, el calor transferido es:

donde $m$ es la masa, $c$ es la capacidad calorífica específica (比热容) (cuánta energía se necesita para elevar 1 g en 1 K), y $\Delta T$ es el cambio de temperatura. A continuación, el cambio de entalpía por mol viene dado por:

El signo negativo hace que $\Delta H$ sea negativo cuando la temperatura sube (una reacción exotérmica).

Ejemplo resuelto. Al quemar $0.50\ \text{g}$ de metanol ($M_r = 32$), la temperatura de $100\ \text{g}$ de agua aumenta $18\ ^{\circ}\text{C}$. Calcule el cambio de entalpía de combustión por mol. ($c = 4.18\ \text{J g}^{-1}\,\text{K}^{-1}$.)

El calor liberado es $q = mc\Delta T = 100 \times 4.18 \times 18 = 7520\ \text{J}$. La cantidad quemada es $n = 0.50/32 = 0.0156\ \text{mol}$, por lo tanto:

La ley de Hess (盖斯定律) establece que el cambio total de entalpía para una reacción es el mismo, independientemente de la ruta seguida desde los reactivos hasta los productos. Esto se debe a que la energía se conserva.

Esto permite dibujar un ciclo energético (能量循环): vincular los reactivos y los productos mediante un paso directo y una ruta indirecta, y luego sumar los pasos para que ambas rutas den el mismo total.

La ley de Hess resulta útil de dos formas:

• Permite determinar un cambio de entalpía que no se puede medir directamente (por ejemplo, la formación de un compuesto que se forma lentamente o con reacciones secundarias).
• Permite calcular $\Delta H_r$ a partir de datos de energía de enlace, o de datos de formación o combustión proporcionados en el enunciado.

• Defina cada cambio de entalpía especificando sus condiciones estándar exactas (p. ej., combustión = un mol quemado completamente en exceso de oxígeno).
• Utilice $\Delta H = \sum(\text{bonds broken}) - \sum(\text{bonds made})$; la ruptura es endotérmica ($+$), la formación es exotérmica ($-$): invertir los signos es el error clásico.
• En $q = mc\Delta T$, utilice la masa del agua/disolución, divida después por los moles y añada el signo negativo para una reacción exotérmica.
• Dibuje ciclos de Hess con flechas orientadas correctamente, siga la ruta alternativa y asigne siempre un signo y unidades ($\Delta H$) a $\text{kJ mol}^{-1}$.

El número de oxidación (también llamado estado de oxidación) indica cuántos electrones un átomo ha perdido o ganado en comparación con el elemento libre. Se calcula siguiendo reglas simples:

• Un elemento no combinado tiene un número de oxidación de $0$.
• Un ion simple tiene un número de oxidación igual a su carga (por ejemplo, $\text{Mg}^{2+}$ es $+2$).
• El Grupo 1 siempre es $+1$, el Grupo 2 siempre es $+2$.
• El hidrógeno es $+1$ (pero $-1$ en los hidruros metálicos).
• El oxígeno es $-2$ (pero $-1$ en los peróxidos).
• El flúor es siempre $-1$.
• Los números de oxidación en un compuesto neutro suman $0$; en un ion, suman la carga.

Un numeral romano indica la magnitud del número de oxidación de un elemento; por ejemplo, hierro(II) significa $+2$ y manganeso(VII) en $\text{KMnO}_4$ significa $+7$.

Ejemplo resuelto. Encuentre el número de oxidación del azufre en el ion sulfato, $\text{SO}_4^{2-}$.

Cada oxígeno es $-2$, por lo que los cuatro oxígenos contribuyen con $4 \times (-2) = -8$. En un ion, los números suman la carga, aquí $-2$. Si el azufre es $x$:

Ejemplo resuelto. Encuentre el número de oxidación del nitrógeno en el ion nitrato, $\text{NO}_3^-$.

Una reacción redox es aquella en la que los electrones se mueven de una especie a otra.

• La oxidación es la pérdida de electrones. El número de oxidación sube.
• La reducción es la ganancia de electrones. El número de oxidación baja.

Un truco mnemotécnico útil es OIL RIG: Oxidation Is Loss (Pérdida), Reduction Is Gain (Ganancia).

La oxidación y la reducción siempre ocurren juntas, porque los electrones perdidos por una especie son ganados por otra. Esta transferencia de electrones es por lo que llamamos reacción redox.

Los cambios en el número de oxidación le ayudan a balancear una ecuación redox:

1. encuentre el elemento cuyo número de oxidación sube (se oxida) y el cuyo número baja (se reduce).
2. el aumento total debe ser igual a la disminución total, porque cada electrón perdido es ganado en algún lugar.
3. elija la proporción de las dos especies para que el aumento y la disminución coincidan, luego balancee el resto de la ecuación.

Ejemplo resuelto. Balancee la reacción del manganato(VII) con hierro(II) en medio ácido: $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O}$.

El manganeso baja de $+7$ a $+2$ (una disminución de $5$); el hierro sube de $+2$ a $+3$ (un aumento de $1$). Para que la disminución total sea igual al aumento total, tome $5$ iones de hierro por cada $1$ ion de manganato. Luego balancee el oxígeno con agua ($4\,\text{H}_2\text{O}$) y el hidrógeno con $\text{H}^+$ ($8\,\text{H}^+$):

La disproportionación es una reacción redox especial en la cual el mismo elemento es oxidado y reducido simultáneamente. Por ejemplo, cuando el cloro reacciona con agua fría, algunos átomos de cloro se reducen (a $\text{Cl}^-$) y otros se oxidan (a $\text{ClO}^-$).

• Un agente oxidante extrae electrones de otra especie. Al hacerlo, se reduce él mismo.
• Un agente reductor cede electrones a otra especie. Al hacerlo, se oxida él mismo.

Por lo tanto, en cualquier reacción redox, el agente oxidante causa la oxidación de la otra especie, mientras que el agente reductor causa la reducción.

• Aplique las reglas del número de oxidación en orden: O es $-2$ excepto en peróxidos ($-1$); H es $+1$ excepto en hidruros metálicos ($-1$).
• En una ecuación redox, el aumento total es igual a la disminución total del número de oxidación — use esto para fijar la proporción, luego balancee O con $\text{H}_2\text{O}$ y H con $\text{H}^+$.
• Un agente oxidante se reduce él mismo; nombre tanto lo que se oxida/reduce como al agente para obtener la puntuación completa.
• La disproportionación es el mismo elemento oxidado y reducido — muestre ambos cambios en el número de oxidación.

Una reacción reversible 可逆反应 puede ir en ambos sentidos. La reacción directa 正反应 produce productos; la reacción inversa 逆反应 convierte los productos nuevamente en reactivos. Esto se representa con el símbolo $\rightleftharpoons$.

En un sistema cerrado 封闭系统 (donde nada entra ni sale), la reacción alcanza un equilibrio dinámico 动态平衡 cuando:

• la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa.
• las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes.

Se denomina dinámico porque ambas reacciones continúan ocurriendo, pero se cancelan mutuamente. Se necesita un sistema cerrado, ya que si los productos escaparan, nunca se alcanzaría el equilibrio.

El principio de Le Chatelier 勒夏特列原理 establece que: si se modifica un sistema en equilibrio, la posición del equilibrio 平衡 se desplaza para oponerse (reducir) dicho cambio.

Un catalizador permite alcanzar el equilibrio más rápido, pero no modifica la posición del equilibrio.

Para una reacción en equilibrio, la constante de equilibrio 平衡常数 relaciona las cantidades de productos y reactivos. Para la reacción $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$:

donde los corchetes indican concentración en $\text{mol dm}^{-3}$.

Ejemplo resuelto. En el equilibrio, la mezcla $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ contiene $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ y $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Calcule $K_c$.

(sin unidades aquí, porque los exponentes de concentración se cancelan arriba y abajo).

Ejemplo resuelto (tabla ICE). $1.00\ \text{mol}$ de cada uno de $\text{H}_2$ y $\text{I}_2$ se sellan en un matraz de $1.00\ \text{dm}^3$; en el equilibrio queda $0.20\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$. Plantee una tabla ICE (Initial, Change, Equilibrium / Inicial, Cambio, Equilibrio):

$0.80\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ reaccionó, por lo tanto se formó $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI. Dado que en el matraz de $1.00\ \text{dm}^3$ las concentraciones son iguales a los moles, entonces $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

Para reacciones de gases, utilizamos presión parcial 分压 en lugar de concentración. La presión parcial de un gas es la fracción de la presión total que aporta. Se calcula a partir de la fracción molar 摩尔分数 (la fracción de todos los moles que corresponde a ese gas):

La constante escrita con presiones parciales es $K_p$.

Ejemplo resuelto. Una mezcla de gases contiene $2.0\ \text{mol}$ de $\text{N}_2$ y $6.0\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ a una presión total de $200\ \text{kPa}$. Calcule la presión parcial de cada gas.

Hay un total de $8.0\ \text{mol}$, por lo tanto

Ejemplo resuelto (un ejemplo numérico $K_p$). Para $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ las presiones parciales en el equilibrio son $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ y $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Entonces

Solo la temperatura cambia el valor de $K_c$ o $K_p$. Cambiar la concentración o la presión desplaza la posición del equilibrio pero deja la constante sin cambios; añadir un catalizador no cambia ni la constante ni la posición — solo hace que se alcance el equilibrio más rápido.

Estos dos procesos industriales se seleccionan equilibrando rendimiento, velocidad y costo utilizando el principio de Le Chatelier.

• el proceso Haber 哈伯法 produce amoníaco: $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (exotérmico). Utiliza aproximadamente $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ y un catalizador de hierro. Una temperatura baja produciría más amoníaco, pero demasiado lentamente, por lo que una temperatura moderada es un compromiso.
• el proceso Contact 接触法 produce trióxido de azufre: $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (exotérmico). Utiliza aproximadamente $450\,°\text{C}$, cerca de $1$–$2\ \text{atm}$ y un catalizador de óxido de vanadio(V).

Un protón 质子 es simplemente un ion $\text{H}^+$. La teoría de Brønsted–Lowry define ácidos y bases según lo que hacen con los protones:

• un ácido 酸 es un donador de protones 质子供体 (cede $\text{H}^+$).
• una base 碱 es un aceptor de protones 质子受体 (recibe $\text{H}^+$). Una base que se disuelve en agua se llama alcali.

Ácidos comunes que debes conocer: ácido clorhídrico ($\text{HCl}$), ácido sulfúrico ($\text{H}_2\text{SO}_4$), ácido nítrico ($\text{HNO}_3$) y ácido etanoico ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Bases comunes: hidróxido de sodio ($\text{NaOH}$), hidróxido de potasio ($\text{KOH}$) y amoníaco ($\text{NH}_3$).

Esto se refiere a qué tan completamente un ácido o una base se separan en agua, no a su concentración.

• Un ácido fuerte 强酸 o una base fuerte 强碱 está completamente disociado 解离 en agua (casi todas las moléculas se dividen en iones).
• Un ácido débil 弱酸 o una base débil 弱碱 solo está parcialmente disociado (la mayoría de las moléculas permanecen enteras).

La escala de pH mide la acidez de una solución: el agua pura tiene pH 7, los ácidos tienen menos de 7, y las bases tienen más de 7. Un ácido fuerte tiene un pH menor que un ácido débil de la misma concentración.

Puedes distinguir entre ácidos fuertes y débiles por:

• reacción con un metal reactivo: un ácido fuerte efervesce más rápido.
• pH: medido con un potenciómetro de pH o indicador universal 通用指示剂.
• conductividad eléctrica: un ácido fuerte conduce mejor, porque tiene más iones.

La neutralización 中和 ocurre cuando los iones de hidrógeno de un ácido reaccionan con los iones de hidróxido de una base:

También se forma una sal 盐, proveniente del resto del ácido y la base.

En una titulación 滴定 agregas una solución a otra y sigues el pH. La curva de titulación 滴定曲线 tiene un salto pronunciado, casi vertical, cerca del punto final. La forma exacta depende de si cada reactante es fuerte o débil.

Para elegir un indicador 指示剂, selecciona uno cuyo cambio de color caiga dentro de ese salto pronunciado. Para un ácido fuerte con una base fuerte, la mayoría de los indicadores funcionan; para un ácido débil con una base fuerte necesitas uno que cambie en el rango de pH más alto.

• Define equilibrio dinámico con los tres puntos: tasas directa e inversa iguales, concentraciones constantes, sistema cerrado.
• Responde preguntas sobre Le Chatelier indicando el cambio, la dirección del desplazamiento y la razón; un catalizador no desplaza la posición (acelera ambas tasas).
• Escribe $K_c$ como productos sobre reactivos, elevados a sus coeficientes estequiométricos; incluye estados físicos para decidir qué aparece.
• Justifica las condiciones del proceso Haber/Contact como un compromiso entre rendimiento, velocidad y costo — no simplemente cítalas.
• Brønsted: ácido = donador de protones, base = aceptora de protones; los pares conjugados difieren en un $\text{H}^+$.

La tasa de reacción 反应速率 es la velocidad con la que los reactivos se convierten en productos. Se mide como el cambio en la concentración (o cantidad) por cada unidad de tiempo.

Para que ocurra una reacción, las partículas deben chocar 碰撞. La frecuencia de colisiones 碰撞频率 es la frecuencia con la que las partículas impactan entre sí. Sin embargo, no toda colisión conduce a una reacción:

• una colisión efectiva 有效碰撞 tiene suficiente energía y la dirección correcta, por lo que ocurre una reacción.
• una colisión inefectiva 无效碰撞 no tiene suficiente energía, o las partículas chocan en un ángulo incorrecto, por lo que nada sucede.

Por lo tanto, la tasa depende de la frecuencia de colisiones efectivas — cuántas colisiones útiles ocurren por segundo.

Concentración y presión

Si aumenta la concentración de una solución (o la presión de un gas), las partículas están más juntas. Chocan con mayor frecuencia, por lo que hay más colisiones efectivas por segundo y la tasa aumenta.

Puede calcular una tasa a partir de datos experimentales — por ejemplo, el volumen de gas producido dividido por el tiempo transcurrido.

Ejemplo resuelto. Una reacción libera dióxido de carbono. En los primeros $30\ \text{s}$, se recogen $48\ \text{cm}^3$ de gas. Encuentre la tasa promedio de reacción durante este intervalo.

La tasa es más rápida al inicio (la gráfica es más empinada allí) porque los reactivos tienen mayor concentración, luego disminuye a medida que se consumen.

La energía de activación 活化能 ((\langle\text{$E_A$}\rangle)) es la energía mínima que necesita una colisión para ser efectiva.

La distribución de Boltzmann 玻尔兹曼分布 es una gráfica que muestra cómo se distribuyen las energías de las moléculas a una temperatura dada. La curva comienza en el origen, asciende hasta un pico y luego desciende en una cola larga. El área total bajo la curva representa el número total de moléculas. Solo las moléculas a la derecha de (\langle\text{$E_A$}\rangle) tienen suficiente energía para reaccionar.

Cuando aumenta la temperatura:

• la curva se aplanan y se expanden hacia la derecha, por lo que una fracción mucho mayor de moléculas ahora tiene energía superior a (\langle\text{$E_A$}\rangle).
• las moléculas también se mueven más rápido y chocan con mayor frecuencia.

El primer efecto es el más grande. Por eso un pequeño aumento de temperatura produce un gran aumento en la tasa.

Un catalizador 催化剂 acelera una reacción pero no se consume. Catalisis 催化作用 es el nombre de esta acción.

Un catalizador funciona proporcionando a la reacción un mecanismo de reacción 反应机理 diferente — una nueva ruta con una menor energía de activación. En la distribución de Boltzmann, reducir (\langle\text{$E_A$}\rangle) desplaza la línea hacia la izquierda, por lo que más moléculas ahora tienen suficiente energía. Esto significa más colisiones efectivas por segundo y una tasa más rápida.

En un diagrama de ruta de reacción 反应路径图, la ruta catalizada tiene una "colina" de energía más baja. El cambio de entalpía de la reacción, (\langle\text{$\Delta H$}\rangle), no es alterado por el catalizador.

Existen dos tipos:

• un catalizador homogéneo 均相催化剂 está en el mismo estado físico que los reactivos — por ejemplo, un catalizador ácido disuelto en una solución líquida.
• un catalizador heterogéneo 多相催化剂 está en un estado diferente al de los reactivos — por ejemplo, hierro sólido acelerando la reacción de gases en el proceso Haber.

• Explique los cambios en la tasa usando la teoría de colisiones — colisiones efectivas más frecuentes y/o con mayor energía.
• En una distribución de Boltzmann, marque (\langle\text{$E_A$}\rangle), sombree a su derecha y muestre cómo la curva se aplana y se desplaza a la derecha a mayor temperatura; comienza en el origen y nunca toca el eje.
• Un catalizador proporciona una ruta alternativa con menor (\langle\text{$E_A$}\rangle) y no cambia (\langle\text{$\Delta H$}\rangle).
• Explique por qué un pequeño aumento de temperatura produce un gran aumento en la tasa: una proporción mucho mayor de moléculas ahora supera (\langle\text{$E_A$}\rangle) (el efecto principal).

Periodicidad 周期性 significa que las propiedades se repiten en un patrón regular a medida que avanzamos a lo largo de cada período 周期 de la Tabla Periódica. El Período 3 (Na a Ar) es el ejemplo estándar.

El punto de fusión y la conductividad se derivan de la estructura y el enlace:

• Na, Mg, Al son metálicos gigantes 金属晶体. Los puntos de fusión aumentan (Na → Al) porque cada átomo proporciona más electrones deslocalizados y los iones se hacen más pequeños, por lo que el enlace es más fuerte. Conducen bien la electricidad.
• Si es molecular gigante 原子晶体 (covalente gigante). Tiene el punto de fusión más alto, porque deben romperse fuertes enlaces covalentes. Apenas conduce electricidad.
• P, S, Cl, Ar son moléculas simples 分子晶体 (o átomos individuales). Sus puntos de fusión son bajos, porque las únicas fuerzas que se vencen son las débiles fuerzas de van der Waals 范德华力 entre las moléculas - los fuertes enlaces covalentes dentro de cada molécula nunca se rompen. No conducen electricidad.

Nombra las fuerzas de van der Waals cuando expliques esa caída: es el punto clave para la calificación, y "los enlaces covalentes son débiles" es el error que lo pierde. La fusión $\text{S}_8$ separa moléculas enteras entre sí; no toca ningún enlace individual $\text{S–S}$. Sus tamaños aún siguen a la molécula: $\text{S}_8$ funde a una temperatura más alta que $\text{P}_4$ porque es más grande, tiene más electrones y, por tanto, fuerzas de van der Waals más fuertes, mientras que $\text{Ar}$ (un átomo único) es el más bajo de todos.

Reacciones con oxígeno, cloro y agua

Con oxígeno:

Con cloro:

Con agua (solo Na y Mg reaccionan):

El sodio reacciona rápidamente; el magnesio reacciona solo muy lentamente con agua fría.

Número de oxidación de los óxidos y cloruros

El número de oxidación 氧化数 del elemento del Período 3 en su óxido o cloruro aumenta a lo largo del período, porque es igual al número de electrones 电子 externos (capa de valencia 价层) que el átomo utiliza para formar enlaces:

Los cloruros $\text{NaCl}$, $\text{MgCl}_2$, $\text{AlCl}_3$, $\text{SiCl}_4$, $\text{PCl}_5$ muestran números de oxidación $+1$ a $+5$ de la misma manera.

Óxidos con agua y comportamiento ácido-base

A lo largo del período, los óxidos 氧化物 cambian de básicos a ácidos:

Los óxidos metálicos (izquierda) son básicos; los óxidos de no metales (derecha) son ácidos. $\text{Al}_2\text{O}_3$ y su hidróxido 氢氧化物 $\text{Al(OH)}_3$ son anfotéricos — reaccionan con tanto ácidos como bases:

Cloruros con agua

• $\text{NaCl}$ y $\text{MgCl}_2$ son iónicos. Simplemente se disuelven, dando una solución casi neutra.
• $\text{SiCl}_4$ y $\text{PCl}_5$ son covalentes. Sufren hidrólisis 水解 (reaccionan con el agua) para formar soluciones ácidas y humos de $\text{HCl}$:

Explicando las tendencias

Estas tendencias se derivan del cambio en el enlace y la electronegatividad. A la izquierda, los elementos son metales con baja electronegatividad, por lo que sus óxidos y cloruros son iónicos y básicos (o neutrales). A la derecha, los elementos son no metales con alta electronegatividad, por lo que sus óxidos y cloruros son covalentes y ácidos. Se pueden utilizar las propiedades de un cloruro u óxido (punto de fusión, conductividad, efecto sobre el agua) para sugerir si su enlace es iónico o covalente.

Ejemplo resuelto. Prediga el pH cuando $\text{Na}_2\text{O}$, $\text{Al}_2\text{O}_3$ y $\text{SO}_3$ se añaden cada uno al agua. El carácter ácido-base sigue el cambio de metal a no metal a través del Período 3. $\text{Na}_2\text{O}$ es iónico y básico: se disuelve para formar $\text{NaOH}$, por lo que el pH es aproximadamente 13. $\text{SO}_3$ es covalente y ácido: reacciona para formar $\text{H}_2\text{SO}_4$, por lo que el pH es aproximadamente 1. $\text{Al}_2\text{O}_3$ se encuentra en el punto de transición; es anfotérico y esencialmente insoluble en el agua, por lo que el pH permanece alrededor de 7. La trampa está en este último: anfotérico no significa neutro, significa que el óxido reacciona tanto con ácidos como con álcalis; simplemente no reacciona con el agua.

La misma idea funciona para cualquier grupo. Si conoce el patrón hacia abajo en un grupo y a través de un período, puede:

• predecir las propiedades de un elemento a partir de su posición (por ejemplo, un elemento del Grupo 1 será un metal reactivo que forma un ion $+1$).
• deducir la posición probable e identidad de un elemento desconocido a partir de sus propiedades físicas y químicas.

• Empareje siempre la tendencia con su razón: el radio atómico disminuye a través del Período 3 (carga nuclear creciente, apantallamiento similar).
• Explique el patrón de puntos de fusión según la estructura: metálica gigante (Na→Al), covalente gigante (Si, más alto), luego molecular simple ($\text{P}_4$, $\text{S}_8$, $\text{Cl}_2$) y monatómica (Ar).
• Los óxidos van de básicos → anfotéricos ($\text{Al}_2\text{O}_3$) → ácidos a través del período; vincule esto con el enlace iónico-covalente.
• Para las reacciones de óxidos/cloruros con el agua, indique los productos y el pH resultante.

El Grupo 族 2 contiene los metales magnesio, calcio, estroncio y bario. Todos tienen dos electrones en su capa externa, que pierden para formar $2+$ iones. Al bajar por el grupo, los átomos se hacen más grandes y los electrones externos son más fáciles de perder, por lo que los metales se vuelven más reactivos — su reactividad 反应活性 aumenta al descender por el grupo.

Reacciones de los elementos

Con oxígeno, se queman formando un óxido:

Con agua, forman un hidróxido e hidrógeno. La reacción se acelera al bajar por el grupo:

El magnesio es lento con agua fría pero reacciona rápidamente con vapor de agua, dando $\text{MgO}$ y $\text{H}_2$.

Con ácido clorhídrico o sulfúrico diluido, forman una sal e hidrógeno:

Con ácido sulfúrico, la reacción disminuye al bajar por el grupo, porque las sulfatos 硫酸盐 formados (como $\text{BaSO}_4$) son insolubles y recubren el metal.

Reacciones de los compuestos

Los óxidos 氧化物 y los hidróxidos 氢氧化物 son básicos. Reaccionan con agua y con ácidos diluidos:

Los carbonatos 碳酸盐 reaccionan con ácidos diluidos para dar una sal, agua y dióxido de carbono:

Descomposición térmica

La descomposición térmica 热分解 significa descomponer un compuesto calentándolo.

• los carbonatos se descomponen en el óxido y dióxido de carbono:

• los nitratos 硝酸盐 se descomponen en el óxido, gas dióxido de nitrógeno marrón y oxígeno:

La estabilidad térmica 热稳定性 de los carbonatos y de los nitratos aumenta al descender por el grupo. Un ion metálico más grande ejerce menos atracción sobre el ion carbonato o nitrato, por lo que el compuesto es más difícil de descomponer — necesita una temperatura más alta. Así, el carbonato de magnesio se descompone con mayor facilidad, mientras que el carbonato de bario es el más difícil de descomponer.

Tendencias en la solubilidad

A partir de estas tendencias se pueden predecir las propiedades del siguiente elemento hacia abajo, el radio, y sus compuestos.

Ejemplo resuelto. $\text{MgCO}_3$ se descompone a unos $540\ °\text{C}$ y $\text{BaCO}_3$ a unos $1360\ °\text{C}$. Explique la tendencia y prediga dónde se sitúa $\text{CaCO}_3$. Al ir hacia abajo en el Grupo 2, el catión se hace más grande, por lo que su carga se distribuye sobre una superficie mayor y su poder polarizante disminuye. Un catión menos polarizante distorsiona menos al ion carbonato, por lo que el enlace $\text{C-O}$ se debilita menos y se necesita más calor para romperlo. Por tanto, la estabilidad térmica aumenta al descender por el grupo, y $\text{CaCO}_3$, situado entre Mg y Ba, se descompone a una temperatura intermedia de aproximadamente $900\ °\text{C}$. Argumente toda la cadena —tamaño del catión, luego poder polarizante, luego distorsión del anión—; "es más reactivo" no explica nada aquí.

• La reactividad aumenta hacia abajo en el Grupo 2: la energía de ionización disminuye a medida que los átomos crecen, por lo que los electrones se pierden con mayor facilidad.
• Las reacciones con el agua se vuelven más vigorosas al descender por el grupo; el Mg reacciona lentamente con agua fría pero rápidamente con vapor (→ MgO).
• Los hidróxidos se vuelven más solubles al descender por el grupo; los sulfatos se vuelven menos solubles ($\text{BaSO}_4$ insoluble — base de la prueba de sulfatos).
• Escriba ecuaciones con el ion correcto $+2$ y mencione las observaciones (efervescencia, disolución).

Los halógenos son los elementos del Grupo 17. Existen como moléculas diatómicas ($\text{Cl}_2$, $\text{Br}_2$, $\text{I}_2$). Al descender por el grupo:

La volatilidad (la facilidad con la que una sustancia se convierte en vapor) disminuye al descender por el grupo: el cloro es un gas, pero el yodo es un sólido. Esto ocurre porque las moléculas se hacen más grandes y tienen más electrones, por lo que las fuerzas entre ellas de dipolo instantáneo y dipolo inducido se vuelven más fuertes. Las fuerzas más fuertes son más difíciles de romper, por lo que aumenta el punto de ebullición y disminuye la volatilidad.

La energía de enlace (fuerza del enlace) de las moléculas $\text{X}\text{–}\text{X}$ generalmente disminuye desde $\text{Cl}_2$ hasta $\text{I}_2$, porque los electrones compartidos están más lejos de los núcleos en los átomos más grandes.

Los halógenos como agentes oxidantes

Cada halógeno reacciona ganando un electrón para formar un ion $1-$, actuando así como un agente oxidante. Este poder disminuye al descender por el grupo, porque los átomos más grandes atraen un electrón extra con menos fuerza. Un halógeno más reactivo puede desplazar a uno menos reactivo de su sal:

Reacciones con el hidrógeno

Cada halógeno reacciona con el hidrógeno para formar un haluro de hidrógeno:

La reacción se vuelve menos vigorosa al descender por el grupo: el cloro reacciona explosivamente a la luz, el bromo necesita calor, y el yodo reacciona lentamente y solo parcialmente.

Estabilidad térmica de los haluros de hidrógeno

La estabilidad térmica de los haluros de hidrógeno disminuye al descender por el grupo. El enlace H–X se debilita a medida que el átomo de halógeno se hace más grande, por lo que el HI se descompone con un ligero calentamiento mientras que el HCl es muy estable.

Iones haluro como agentes reductores

Un ion haluro (como $\text{Cl}^-$) puede ceder un electrón, actuando como un agente reductor. Este poder aumenta al descender por el grupo, porque un ion más grande mantiene su electrón externo con menos firmeza.

Reacción con iones plateados acuosos

Añada nitrato de plata acuoso, seguido de amoníaco acuoso, para identificar el haluro según el color del precipitado de haluro de plata:

Reacción con ácido sulfúrico concentrado

Todos los haluros producen primero el haluro de hidrógeno. Los haluros inferiores son luego oxidados por el ácido, ya que son agentes reductores más fuertes:

• El cloruro produce solo $\text{HCl}$ (sin redox).
• El bromuro también produce algo de $\text{Br}_2$ marrón y $\text{SO}_2$.
• El yoduro produce $\text{I}_2$ y gases malolientes como $\text{H}_2\text{S}$ y $\text{SO}_2$, porque $\text{I}^-$ es el agente reductor más fuerte.

Con hidróxido de sodio

Con hidróxido de sodio frío y diluido, el cloro reacciona para formar cloruro y hipoclorito(I):

Con hidróxido de sodio caliente y concentrado, forma cloruro y clorato(V):

En ambos casos, el número de oxidación del cloro sube y baja (desde $0$), por lo que ambas son reacciones de disproporción.

Cloro en la purificación del agua

Se añade un poco de cloro al agua para la purificación del agua. Reacciona con el agua:

La especie activa $\text{HOCl}$ y $\text{ClO}^-$ matan las bacterias, haciendo que el agua sea segura para beber.

Ejercicio resuelto. Se calienta ligeramente sólido $\text{NaCl}$, $\text{NaBr}$ y $\text{NaI}$ por separado con $\text{H}_2\text{SO}_4$ concentrado. Prediga los productos. El poder reductor aumenta al descender por el grupo, por lo que el grado en que cada haluro reduce al ácido sulfúrico varía. El $\text{Cl}^{-}$ es demasiado débil para reducirlo, por lo que solo obtiene $\text{HCl}$ vaporoso —una reacción ácido-base. El $\text{Br}^{-}$ lo reduce un poco: $\text{HBr}$ más $\text{Br}_2$ marrón y $\text{SO}_2$. El $\text{I}^{-}$ es el agente reductor más fuerte: $\text{HI}$ más $\text{I}_2$, y empuja todo el azufre hasta el $\text{H}_2\text{S}$, con su olor a huevo podrido. Todo haluro produce primero el haluro de hidrógeno; los productos adicionales aparecen solo donde el haluro es un agente reductor lo suficientemente fuerte como para atacar al azufre.

• Los halógenos se vuelven menos reactivos al descender por el grupo (más difícil ganar un electrón); disminuye el poder oxidante.
• Desplazamiento: un halógeno más reactivo desplaza a un haluro menos reactivo —indique el cambio de color.
• Pruebe los iones haluro con $\text{AgNO}_3$: blanco ($\text{Cl}^-$), crema ($\text{Br}^-$), amarillo ($\text{I}^-$), y luego confirme con amoníaco diluido/concentrado.
• La reacción del cloro con agua y con $\text{NaOH}$ frío son de disproporción —muestre los cambios en los números de oxidación.

El gas nitrógeno, $\text{N}_2$, constituye la mayor parte del aire pero reacciona con muy pocas sustancias. Hay dos razones:

• los dos átomos de nitrógeno están unidos por un enlace triple 三键, que tiene una energía de enlace 键能 muy alta. Se necesita mucha energía para romperlo.
• la molécula no tiene polaridad 极性 — es perfectamente simétrica, por lo que nada atrae otras moléculas hacia ella.

Basicidad del amoníaco

La basicidad 碱性 del amoníaco (su capacidad para actuar como base) proviene del par libre 孤对电子 de electrones en el átomo de nitrógeno. Según la teoría de Brønsted–Lowry, el amoníaco es una base porque este par libre puede aceptar un protón 质子 ($\text{H}^+$):

El ion amonio

Cuando el par libre forma un enlace con $\text{H}^+$, se forma el ion amonio 铵离子, $\text{NH}_4^+$. Como ambos electrones compartidos provenían del nitrógeno, este nuevo enlace es un enlace coordinado 配位键. El ion tiene cuatro enlaces N–H idénticos y una forma tetraédrica.

Desplazamiento del amoníaco de sus sales

Si calienta una sal de amonio con una base (como hidróxido de sodio), se libera gas amoníaco. Esto es una desplazamiento ácido-base 置换:

El olor penetrante del amoníaco y el papel tornasol rojo húmedo que se torna azul son pruebas de una sal de amonio.

De dónde provienen

Los óxidos de nitrógeno ($\text{NO}$ y $\text{NO}_2$, llamados juntos $\text{NO}_x$) provienen de dos fuentes:

• natural: los rayos proporcionan suficiente energía para que el nitrógeno y el oxígeno del aire se combinen.
• artificial: la alta temperatura dentro de un motor de combustión interna 内燃 hace que el nitrógeno y el oxígeno reaccionen:

Eliminación de ellos en los gases de escape

Un catalizador 催化转化器 limpia los gases de escape 尾气. Permite que los gases nocivos reaccionen entre sí para formar otros inocuos:

Smog fotoquímico

A la luz del sol, $\text{NO}$ y $\text{NO}_2$ reaccionan con hidrocarburos no quemados para formar peroxiacetilnitrato (PAN). El PAN es una parte dañina del smog fotoquímico 光化学烟雾, la bruma marrón que se observa sobre las ciudades transitadas.

Lluvia ácida

Los óxidos de nitrógeno también contribuyen a la formación de lluvia ácida 酸雨 de dos formas:

• directamente: $\text{NO}_2$ se disuelve en la lluvia para formar ácido nítrico.
• como catalizador: $\text{NO}_2$ acelera la oxidación del dióxido de azufre atmosférico 二氧化硫 ($\text{SO}_2$) hacia $\text{SO}_3$, que luego forma ácido sulfúrico en la lluvia.

Ejemplo resuelto. Un sólido blanco se calienta con $\text{NaOH}$ acuoso, y se desprende un gas que vuelve azul el papel tornasol rojo húmedo. Identifique el gas y el ion en el sólido, y explique la reacción. El único gas común que vuelve azul el papel tornasol rojo húmedo es el amoníaco, $\text{NH}_3$, por lo tanto el sólido contiene el ion amonio, $\text{NH}_4^{+}$. El ion hidróxido es una base más fuerte, por lo que recupera el protón del ion amonio:

Esta es la prueba estándar para $\text{NH}_4^{+}$. Indique siempre que el papel tornasol está húmedo: el amoníaco debe disolverse en el agua antes de poder mostrar su carácter básico, por lo que el papel tornasol seco no provocaría ningún cambio de color.

• $\text{N}_2$ es poco reactivo debido a su enlace triple fuerte (muy alta energía de enlace): enuncie esto exactamente así.
• El amoníaco es una base y un ligando debido a su par libre; el ion amonio se forma mediante un enlace dativo.
• Explique cómo se forman los óxidos de nitrógeno (alta temperatura en motores) y su relación con la lluvia ácida y el smog fotoquímico.
• Proporcione ecuaciones balanceadas y observaciones correctas para las reacciones del amoníaco y del ion amonio.

Un hidrocarburo 碳氢化合物 es un compuesto de solo carbono e hidrógeno. Los alcanos 烷烃 son los hidrocarburos más simples y no tienen grupo funcional.

Un grupo funcional 官能团 es la parte reactiva de una molécula. Decide las propiedades físicas y químicas del compuesto, por lo que las moléculas con el mismo grupo funcional se comportan de manera similar (por ejemplo el grupo $\text{–OH}$ en alcoholes).

Tipos de fórmula

Puedes leer la fórmula empírica 实验式 (relación más simple) de cualquiera de estas.

Nomenclatura

Usa nomenclatura 命名法 sistemática: una raíz para el número de carbonos (met-, et-, prop-, but-, pent-, hex- para 1 a 6), un sufijo para el grupo funcional, y números para mostrar dónde están los grupos.

Algunos términos clave

• una serie homóloga 同系列 es una familia de compuestos con el mismo grupo funcional y fórmula general, donde cada miembro difiere por $\text{CH}_2$.
• un compuesto saturado 饱和 tiene solo enlaces simples C–C; un compuesto insaturado 不饱和 tiene un doble enlace C=C (o un triple enlace).

Ruptura de enlaces

Un enlace covalente puede romperse de dos maneras:

• fisión homolítica 均裂: el enlace se rompe por igual, un electrón para cada átomo. Esto produce dos radicales libres 自由基 (especies con un electrón desapareado).
• fisión heterolítica 异裂: el enlace se rompe de forma desigual, ambos electrones van a un solo átomo. Esto produce dos iones.

Especies atacantes

• una nucleófila 亲核试剂 es una especie con un par de electrones solitario que es atraída por un centro positivo (pobre en electrones).
• un electrófilo 亲电试剂 es una especie atraída por un centro negativo (rico en electrones), como un doble enlace C=C.

Tipos de reacción

Para la redox orgánica, el símbolo $[\text{O}]$ representa un átomo de oxígeno de un agente oxidante, y $[\text{H}]$ representa un átomo de hidrógeno de un agente reductor.

Tipos de mecanismo

Una reacción de radicales libres ocurre en tres pasos: iniciación 引发 (se forman radicales), propagación 增长 (los radicales reaccionan y producen nuevos radicales) y terminación 终止 (dos radicales se unen y detienen la cadena).

Los mecanismos principales que encuentras son sustitución por radicales libres 自由基取代 (alcanos), adición electrofílica 亲电加成 (alquenos), sustitución nucleofílica 亲核取代 (haloalcanos) y adición nucleofílica 亲核加成 (carbonilos). En los mecanismos, una flecha curva 弯箭头 muestra el movimiento de un par de electrones; comienza en un enlace o en un par solitario 孤对电子.