skill-chemistry-basics

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version	1.0.0
category	STEM/Química/Básica
description	Skill integral de Química general: Estructura atómica, tabla periódica, enlaces químicos, estequiometría y reacciones químicas. Cubre números cuánticos, configuración electrónica, propiedades periódicas, enlaces iónico/covalente/metálico, moles, balanceo y equilibrio.

Skill: Química Básica (Química General)

Descripción

Este skill proporciona las herramientas y conocimiento para resolver problemas de química general a nivel de bachillerato y primeros cursos universitarios. Cubre cinco grandes bloques temáticos fundamentales:

1. Estructura atómica — Modelo atómico, números cuánticos y configuración electrónica.
2. Tabla periódica — Propiedades periódicas, grupos, períodos y tendencias.
3. Enlaces químicos — Iónico, covalente, metálico e intermoleculares.
4. Estequiometría — Moles, reacciones químicas, balanceo y rendimiento.
5. Reacciones químicas — Tipos, cinética, equilibrio y pH.

Cuándo usar este skill

• El usuario necesita escribir configuraciones electrónicas o determinar números cuánticos.
• Hay problemas de tabla periódica (radio atómico, energía de ionización, electronegatividad).
• Se requiere predecir el tipo de enlace o la geometría molecular.
• Hay problemas de estequiometría (moles, masa, rendimiento, reactivo limitante).
• Se pide calcular pH, analizar equilibrios químicos o predecir productos de reacción.
• El problema combina conceptos de más de un bloque (ej. enlace + geometría + polaridad).

Instrucciones paso a paso

Paso 1: Identificar el bloque temático

Clasifique el problema en uno o más bloques:

Síntoma	Bloque
"número cuántico", "configuración electrónica", "orbital", "electrones"	Estructura atómica
"radio atómico", "electronegatividad", "energía de ionización", "grupo", "período"	Tabla periódica
"enlace iónico", "enlace covalente", "polaridad", "geometría", "Lewis"	Enlaces químicos
"moles", "masa molar", "reactivo limitante", "rendimiento", "balanceo"	Estequiometría
"pH", "equilibrio", "Kc", "Kp", "cinética", "velocidad de reacción"	Reacciones químicas

Paso 2: Extraer datos conocidos y desconocidos

Liste explícitamente:

• Datos conocidos: valores numéricos, fórmulas químicas, condiciones.
• Datos desconocidos: qué se pide calcular.
• Constantes y datos atómicos:

  N_A = 6.022 × 10²³ mol⁻¹    (número de Avogadro)
  R = 0.08206 L·atm/(mol·K)   (constante de los gases)
  R = 8.314 J/(mol·K)         (constante de los gases en SI)
  F = 96485 C/mol             (constante de Faraday)
  

Paso 3: Seleccionar fórmulas relevantes

A) ESTRUCTURA ATÓMICA

Modelo atómico actual (mecánica cuántica):

• Los electrones se describen mediante orbitales (funciones de onda).
• Cada orbital se define por 4 números cuánticos.

Números cuánticos:

Número	Símbolo	Valores	Significado
Principal	n	1, 2, 3, ...	Nivel de energía, tamaño del orbital
Angular	l	0, 1, 2, ..., n-1	Forma del orbital (s=0, p=1, d=2, f=3)
Magnético	m_l	-l, ..., 0, ..., +l	Orientación del orbital
Spin	m_s	+½, -½	Dirección del espín

Principio de Aufbau (relleno de orbitales):

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

Principio de exclusión de Pauli: Un orbital contiene máximo 2 electrones con espines opuestos.

Regla de Hund: En orbitales de igual energía, los electrones se distribuyen con espines paralelos antes de emparejarse.

Configuración electrónica (ejemplo: Fe, Z = 26):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
[Ar] 4s² 3d⁶

Capacidad máxima por subnivel:

s: 2 electrones
p: 6 electrones
d: 10 electrones
f: 14 electrones

B) TABLA PERIÓDICA

Grupos (columnas) y períodos (filas):

• Grupos 1-2: metales alcalinos y alcalinotérreos (bloques s)
• Grupos 3-12: metales de transición (bloque d)
• Grupos 13-18: bloques p
• Lantánidos y actínidos: bloque f

Propiedades periódicas:

Propiedad	Tendencia en el período (←→)	Tendencia en el grupo (↑↓)
Radio atómico	Disminuye	Aumenta
Energía de ionización	Aumenta	Disminuye
Electronegatividad	Aumenta	Disminuye
Afinidad electrónica	Aumenta (generalmente)	Disminuye
Carácter metálico	Disminuye	Aumenta

Energía de ionización (EI):

EI₁: X → X⁺ + e⁻
EI₂: X⁺ → X²⁺ + e⁻

Electronegatividad (escala de Pauling):

F = 4.0 (más electronegativo)
O = 3.5
Cl = 3.0
C = 2.5
H = 2.1

C) ENLACES QUÍMICOS

Enlace iónico (metal + no metal):

• Transferencia de electrones.
• Formación de iones positivos (cationes) y negativos (aniones).
• Ejemplo: NaCl → Na⁺ + Cl⁻

Enlace covalente (no metal + no metal):

• Compartición de electrones.
• Polar: diferencia de electronegatividad 0.4 - 1.7 (ej. HCl)
• Apolar: diferencia < 0.4 (ej. H₂, Cl₂)
• Dativo/coordinado: ambos electrones provienen del mismo átomo

Enlace metálico:

• "Mar de electrones" compartidos entre cationes metálicos.
• Explica conductividad, maleabilidad y brillo metálico.

Estructuras de Lewis:

1. Contar electrones de valencia totales.
2. Colocar átomo central (menos electronegativo, excepto H).
3. Dibujar enlaces simples.
4. Completar octetos de átomos externos.
5. Completar octeto del central (puede tener expandido en período ≥ 3).
6. Formar enlaces múltiples si es necesario.

Geometría molecular (VSEPR):

Electrones alrededor del central	Geometría electrónica	Geometría molecular (ejemplo)	Ángulo
2	Lineal	Lineal (CO₂)	180°
3	Trigonal plana	Trigonal plana (BF₃)	120°
3	Trigonal plana	Angular (SO₂)	~120°
4	Tetraédrica	Tetraédrica (CH₄)	109.5°
4	Tetraédrica	Pirámide trigonal (NH₃)	~107°
4	Tetraédrica	Angular (H₂O)	~104.5°
5	Bipirámide trigonal	Bipirámide trigonal (PCl₅)	90°, 120°
6	Octaédrica	Octaédrica (SF₆)	90°

Fuerzas intermoleculares (de menor a mayor intensidad):

1. London (dispersión) — todas las moléculas
2. Dipolo-dipolo — moléculas polares
3. Puente de hidrógeno — H unido a F, O o N

D) ESTEQUIOMETRÍA

Moles y masa molar:

n = m / M       (moles = masa / masa molar)
m = n × M
M = Σ(masas atómicas)    (masa molar de un compuesto)
n = N / N_A            (moles = número de partículas / Avogadro)
n = V / V_m            (moles = volumen / volumen molar, CNPT: V_m = 22.4 L/mol)

Porcentaje en masa:

% en masa = (masa del elemento / masa del compuesto) × 100

Fórmula empírica vs molecular:

Empírica: relación más simple de átomos
Molecular: fórmula real (n × empírica)
n = masa molecular / masa empírica

Balanceo de ecuaciones:

1. Escribir la ecuación sin balancear.
2. Balancear metales primero, luego no metales, después H y O.
3. Verificar que átomos y carga estén balanceados.

Métodos de balanceo:

• Inspección directa: para ecuaciones simples.
• Redox (número de oxidación): identificar qué se oxida y qué se reduce.
• Redox (ión-electrón): para medio acuoso.

Reactivo limitante:

1. Calcular moles de cada reactivo.
2. Dividir por coeficiente estequiométrico.
3. El que da el menor cociente es el limitante.
4. Calcular productos a partir del reactivo limitante.

Rendimiento:

Rendimiento (%) = (rendimiento real / rendimiento teórico) × 100

Pureza:

% pureza = (masa pura / masa muestra) × 100

Concentración:

Molaridad (M) = n_soluto / V_solución (L)
Molalidad (m) = n_soluto / masa_solvente (kg)
% masa = (masa_soluto / masa_solución) × 100
Fracción molar (X_A) = n_A / n_total

E) REACCIONES QUÍMICAS

Tipos de reacciones:

Síntesis:        A + B → AB
Descomposición:  AB → A + B
Desplazamiento:  A + BC → AC + B
Doble desplazamiento: AB + CD → AD + CB
Combustión:      C_xH_y + O₂ → CO₂ + H₂O
Ácido-base:      Ácido + Base → Sal + H₂O
Redox:           Transferencia de electrones

Cinética química:

Velocidad = k·[A]^m·[B]^n    (ley de velocidad)
k = A·e^(-Ea/RT)             (ecuación de Arrhenius)
Ea: energía de activación
A: factor preexponencial
T: temperatura (K)

Factores que afectan la velocidad:

• Concentración (mayor → mayor velocidad)
• Temperatura (mayor → mayor velocidad, regla práctica: se duplica cada 10°C)
• Catalizador (disminuye Ea, no se consume)
• Superficie de contacto (mayor → mayor velocidad)
• Naturaleza de los reactivos

Equilibrio químico:

Kc = [C]^c·[D]^d / [A]^a·[B]^b    (para aA + bB ⇌ cC + dD)
Kp = Kc·(RT)^Δn    (Δn = moles_gaseosos_productos - moles_gaseosos_reactivos)

Principio de Le Chatelier:

• Aumentar concentración de un reactivo → equilibrio se desplaza a productos.
• Aumentar presión (gas) → equilibrio se desplaza al lado con menos moles gaseosos.
• Aumentar temperatura → equilibrio se desplaza en sentido endotérmico.

pH y pOH:

pH = -log[H⁺]
pOH = -log[OH⁻]
pH + pOH = 14    (a 25°C)
[H⁺] = 10^(-pH)
[OH⁻] = 10^(-pOH)
Kw = [H⁺]·[OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴    (a 25°C)

Ácidos y bases:

Ácido fuerte: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ (se disocian completamente)
Base fuerte: NaOH, KOH, Ca(OH)₂ (se disocian completamente)

pH de ácido fuerte: pH = -log[H⁺] = -log(C_acido)
pH de base fuerte: pOH = -log[OH⁻], pH = 14 - pOH

Constantes de equilibrio ácido-base:

Ka·Kb = Kw = 10⁻¹⁴
pH = ½(pKa - log[C])    (ácido débil)
pOH = ½(pKb - log[C])   (base débil)
pH = ½(pKa + pKw + log[C])    (sal de ácido débil + base fuerte)

Buffer (solución amortiguadora):

pH = pKa + log([base]/[ácido])    (ecuación de Henderson-Hasselbalch)

Paso 4: Resolver algebraicamente antes de sustituir

Despejar la incógnita en función de los datos. Solo al final sustituir valores numéricos.

Paso 5: Verificar unidades y sentido físico

• Verificar que las unidades sean coherentes (SI: g, mol, L, atm, K, M).
• En estequiometría, verificar que la ecuación esté balanceada.
• En equilibrio, verificar que Q y K tengan las mismas unidades.
• En pH, verificar que el resultado esté entre 0 y 14 (para soluciones acuosas diluidas).

Ejemplos de uso

Ejemplo 1: Estructura atómica — Configuración electrónica

Prompt: "Escribir la configuración electrónica del hierro (Fe, Z=26) y determinar sus números cuánticos del último electrón."

Solución paso a paso:
Z = 26 → 26 electrones

Configuración: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
Configución abreviada: [Ar] 4s² 3d⁶

Último electrón entra en 3d:
n = 3
l = 2 (d)
m_l = -2 (primer electrón en subnivel d, siguiendo Hund)
m_s = +½ (primer electrón en ese orbital)

Ejemplo 2: Tabla periódica — Predicción de propiedades

Prompt: "Comparar la electronegatividad y el radio atómico de Na, Mg, Al, Cl."

Solución paso a paso:
Todos están en el período 3.

Electronegatividad (aumenta ←→):
Na (0.9) < Mg (1.3) < Al (1.6) < Cl (3.0)

Radio atómico (disminuye ←→):
Na (186 pm) > Mg (160 pm) > Al (143 pm) > Cl (99 pm)

Ejemplo 3: Estequiometría — Reactivo limitante

Prompt: "Se hacen reaccionar 10 g de H₂ con 64 g de O₂ para formar H₂O. Calcular: a) el reactivo limitante, b) la masa de agua formada, c) el exceso."

Solución paso a paso:
Ecuación: 2H₂ + O₂ → 2H₂O

a) Moles:
   n(H₂) = 10/2 = 5 mol
   n(O₂) = 64/32 = 2 mol

   Cocientes: H₂ → 5/2 = 2.5; O₂ → 2/1 = 2
   O₂ es el reactivo limitante.

b) Masa de H₂O:
   n(H₂O) = 2 × n(O₂) = 4 mol
   m(H₂O) = 4 × 18 = 72 g

c) Exceso de H₂:
   H₂ consumido = 2 × n(O₂) = 4 mol
   H₂ restante = 5 - 4 = 1 mol = 2 g

Ejemplo 4: pH — Solución de ácido fuerte

Prompt: "Calcular el pH de una disolución 0.01 M de HCl."

Solución paso a paso:
HCl es ácido fuerte → se disocia completamente: [H⁺] = 0.01 M

pH = -log(0.01) = 2.00
pOH = 14 - 2 = 12

Ejemplo 5: Enlaces — Geometría molecular

Prompt: "Determinar la geometría molecular del CO₂ y predecir si es polar o apolar."

Solución paso a paso:
1. Estructura de Lewis: O=C=O (carbono central con 2 dobles enlaces)
2. Electrones alrededor del C: 2 regiones de densidad electrónica
3. Geometría: Lineal (180°)
4. Los enlaces C=O son polares (ΔEN = 1.0), pero la molécula es simétrica.
5. Los momentos dipolares se cancelan → molécula APOLAR.

Ejemplo 6: Equilibrio — Constante Kc

Prompt: "Para la reacción N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g), las concentraciones en equilibrio son: [N₂] = 0.5 M, [H₂] = 0.3 M, [NH₃] = 0.4 M. Calcular Kc."

Solución paso a paso:
Kc = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³)
Kc = (0.4)² / (0.5 × 0.3³)