Andalusia PAU Chemistry cheat sheet

Configuración electrónica: se llena por orden de energía creciente (regla de Aufbau: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p); cada orbital admite 2 electrones con espines opuestos (Pauli) y se ocupan orbitales degenerados desapareados antes de emparejar (Hund).

Números cuánticos: n = 1, 2, 3…; l = 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f) hasta n−1; m_l de −l a +l; m_s = ±½. Una configuración es válida solo si respeta estas restricciones y la de Pauli.

Radio atómico: disminuye a lo largo de un periodo (mayor Z_ef) y aumenta al bajar en un grupo (se añade una capa). Radio catiónico < radio atómico; radio aniónico > radio atómico.

Energía de ionización y afinidad electrónica: aumentan en un periodo hacia la derecha y disminuyen al bajar en un grupo; las excepciones (p. ej. N frente a O, Be frente a B) se explican por subcapas llenas o semillenas.

Electronegatividad (Pauling): aumenta hacia arriba y a la derecha; F es el más electronegativo (≈4,0). ΔEN > 1,7 orienta hacia enlace iónico, ΔEN < 0,4 hacia covalente apolar, valores intermedios covalente polar.

Geometría molecular por TRPECV: los pares de electrones (enlazantes y libres) se repelen y se sitúan lo más separados posible; los pares libres comprimen ángulos (CH4 109,5°; NH3 ≈107°; H2O ≈104,5°).

Hibridación: sp (2 pares, lineal, 180°), sp2 (3 pares, plana trigonal, 120°), sp3 (4 pares, tetraédrica, 109,5°). Un enlace múltiple cuenta como un solo par σ para la geometría.

Polaridad molecular: depende del momento dipolar vectorial resultante; moléculas con enlaces polares pueden ser apolares por simetría (CO2 lineal, CCl4 tetraédrica).

Fuerzas intermoleculares en orden creciente: London (dispersión) < dipolo-dipolo < puente de hidrógeno (H unido a N, O o F). Mayor fuerza intermolecular implica mayor punto de ebullición y fusión.

Mol: n = m/M; un mol contiene N_A = 6,022·10^23 entidades. En gases ideales PV = nRT con R = 0,082 atm·L/(mol·K) o 8,314 J/(mol·K).

Composición centesimal: % elemento = (masa del elemento en la fórmula / masa molar del compuesto) × 100.

Fórmula empírica: se dividen los moles de cada elemento por el menor y se ajustan a enteros; la molecular es un múltiplo entero de la empírica: M_molecular = k · M_empírica.

Reactivo limitante: se calculan los moles de cada reactivo y se dividen por sus coeficientes estequiométricos; el menor cociente identifica el limitante y el resto son excesos.

Rendimiento: η = (masa o moles obtenidos / masa o moles teóricos) × 100. Pureza: masa real de reactivo = masa muestra × pureza/100.

Molaridad M = n_soluto / V_disolución(L); molalidad m = n_soluto / kg_disolfante. La molaridad depende de la temperatura porque el volumen varía.

Dilución: M1·V1 = M2·V2 (los moles de soluto se conservan). Mezcla de disoluciones del mismo soluto: M_final = (n1 + n2)/(V1 + V2).

Fracción molar x_i = n_i / n_total; la suma de fracciones molares es 1. Presión parcial de un gas: p_i = x_i · P_total (ley de Dalton).

Ajuste redox en medio ácido: igualar átomos distintos de O y H, añadir H2O para compensar O y H+ para compensar H, e igualar carga con electrones; en medio básico se añaden OH− a ambos lados para neutralizar los H+.

Convenio de signos: q < 0 y ΔH < 0 en procesos exotérmicos (liberan energía); q > 0 y ΔH > 0 en endotérmicos. ΔH se expresa por mol de reacción tal como está ajustada.

Ley de Hess: ΔH de una reacción es la suma de los ΔH de las etapas en que puede descomponerse; permite combinar reacciones conocidas invirtiendo signos y multiplicando coeficientes.

Entalpía de reacción por entalpías de formación: ΔH°_r = Σ ν·ΔH°_f(productos) − Σ ν·ΔH°_f(reactivos); ΔH°_f de un elemento en su estado estándar es cero.

Entalpía de reacción por energías de enlace: ΔH°_r = Σ E_enlaces rotos (reactivos) − Σ E_enlaces formados (productos); solo es exacta para especies gaseosas.

Calorimetría: q = m·c_e·ΔT (c_e del agua líquida ≈ 4,18 J·g⁻¹·K⁻¹). En un calorímetro a presión constante q_p = ΔH; a volumen constante q_V = ΔU.

Relación ΔH = ΔU + Δn·R·T, donde Δn es la variación de moles de gas entre productos y reactivos.

Entropía: ΔS > 0 cuando aumenta el desorden (sólido → líquido → gas, aumento del número de moles gaseosos, disolución de un sólido).

Espontaneidad: ΔG = ΔH − T·ΔS. ΔG < 0 proceso espontáneo; ΔG = 0 equilibrio; ΔG > 0 no espontáneo. La temperatura de inversión cumple T = ΔH/ΔS.

ΔG° = −R·T·ln K; ΔG° = −n·F·E°_pila. Un ΔG° negativo implica K > 1 y E°_pila positivo.

Velocidad media de reacción: v = −(1/a)·Δ[A]/Δt = (1/c)·Δ[C]/Δt, dividiendo por el coeficiente estequiométrico para que el valor sea único.

Ley de velocidad: v = k·[A]^m·[B]^n; los órdenes m y n se determinan experimentalmente y no coinciden necesariamente con los coeficientes. Unidades de k dependen del orden total.

Orden total 0: v = k (mol·L⁻¹·s⁻¹); orden 1: v = k[A] (s⁻¹); orden 2: v = k[A]² (L·mol⁻¹·s⁻¹).

Ecuación de Arrhenius: k = A·e^(−Ea/RT); ln(k2/k1) = (Ea/R)·(1/T1 − 1/T2). Mayor Ea implica mayor sensibilidad de k a la temperatura.

Factores cinéticos: concentración, temperatura, superficie de contacto, catalizador y naturaleza de los reactivos. El catalizador rebaja Ea sin alterar ΔH ni la posición de equilibrio.

Equilibrio: K_c = [productos]^coef / [reactivos]^coef (sólidos y líquidos puros no aparecen). K_p = K_c·(RT)^Δn(gas).

Cociente de reacción Q: si Q < K_c avanza hacia productos; Q > K_c hacia reactivos; Q = K_c está en equilibrio.

Principio de Le Châtelier: al aumentar presión (reduciendo volumen) el sistema se desplaza hacia el lado con menos moles gaseosos; al aumentar temperatura, hacia el sentido endotérmico.

Grado de disociación α = moles disociados / moles iniciales; se relaciona con K_c mediante la expresión de equilibrio y, para electrolitos débiles, K_a ≈ c·α² si α es pequeño.

Definición de Brønsted-Lowry: ácido cede protones, base los acepta. Par conjugado ácido/base difiere en un H+ (NH4+/NH3; HCO3−/CO3²−).

Producto iónico del agua a 25 °C: K_w = [H3O+][OH−] = 1,0·10⁻¹⁴; pH + pOH = 14; pH = −log[H3O+].

K_a·K_b = K_w para un par conjugado; pK_a + pK_b = 14. Ácido fuerte: disociación total (HCl, HNO3, H2SO4 primera etapa). Base fuerte: NaOH, KOH.

Ácido débil: K_a = [H3O+]²/(c − [H3O+]); si c/K_a > 100 puede aproximarse [H3O+] ≈ √(K_a·c).

Disolución amortiguadora: pH = pK_a + log([base conjugada]/[ácido]) (Henderson-Hasselbalch). Su capacidad tampón es máxima cuando pH ≈ pK_a.

Hidrólisis de sales: sal de ácido fuerte y base fuerte, pH ≈ 7; de ácido débil y base fuerte, pH básico (K_h = K_w/K_a); de ácido fuerte y base débil, pH ácido (K_h = K_w/K_b).

Neutralización: n(ácido)·valencia = n(base)·valencia en el punto de equivalencia. En valoración de ácido débil con base fuerte, el pH de equivalencia es > 7.

Indicadores: vira en un intervalo pH ≈ pK_a ± 1; debe elegirse el indicador cuyo intervalo contenga el pH del punto de equivalencia (fenolftaleína 8,2–10; naranja de metilo 3,1–4,4).

Anfótero: especie que puede actuar como ácido o como base (H2O, HCO3−, H2PO4−); su comportamiento depende del medio.

Número de oxidación: O = −2 (salvo peróxidos −1); H = +1 (salvo hidruros −1); elementos libres 0; la suma en una especie neutra es 0 y en un ion coincide con su carga.

Oxidación: pérdida de electrones, aumento del número de oxidación (ánodo). Reducción: ganancia de electrones, disminución del número de oxidación (cátodo).

Ajuste iónico-electrónico: semirreacción de oxidación y de reducción igualadas en masa y carga; se multiplican para igualar electrones y se suman.

Pila galvánica: ánodo (−) donde ocurre la oxidación; cátodo (+) donde ocurre la reducción; los electrones circulan por el circuito externo del ánodo al cátodo.

Potencial de pila: E°_pila = E°_cátodo − E°_ánodo = E°_reducción − E°_oxidación. Una pila es espontánea si E°_pila > 0.

Ecuación de Nernst: E = E° − (0,059/n)·log Q a 25 °C; en el equilibrio E = 0 y log K = n·E°/0,059.

Electrólisis: proceso no espontáneo forzado por una fuente externa; el cátodo es negativo (reducción) y el ánodo positivo (oxidación), al contrario que en la pila.

Cantidad de sustancia depositada: m = (M·I·t)/(n·F), con F = 96485 C/mol (leyes de Faraday); Q = I·t en culombios.

Grupos funcionales y sufijos: -ol (alcohol), -al (aldehído), -ona (cetona), -oico (ácido carboxílico), -amina, -amida, -éster (-ato de -ilo). El grupo carbonilo de aldehído está en carbono terminal; en cetona, interno.

Isomería: de cadena, de posición, de función y estereoisomería (geométrica cis-trans en dobles enlaces con dos sustituyentes distintos en cada carbono; óptica en carbonos quirales con cuatro grupos diferentes).

Alcanos: C_nH_(2n+2), satutados, reacciones de sustitución radicalaria (halogenación con luz UV). Alquenos C_nH_2n y alquinos C_nH_(2n−2): adición electrófila (H2, HX, H2O, Br2).

Regla de Markovnikov: en la adición de HX a un alqueno, el H se une al carbono con más hidrógenos y el halógeno al carbono más sustituido.

Alcoholes: oxidación a aldehído (primario, con destilación) o a ácido carboxílico (primario, exceso de oxidante); los secundarios dan cetonas; los terciarios no se oxidan en condiciones suaves.

Ácidos carboxílicos + alcohol ⇌ éster + agua (esterificación de Fischer, catalizada por ácido). La hidrólisis básica del éster (saponificación) da la sal del ácido y el alcohol.

Polímeros de adición: se forman por apertura del doble enlace del monómero sin pérdida de átomos (polietileno, poliestireno, PVC). Polímeros de condensación: pierden una molécula pequeña por cada enlace (poliamidas, poliésteres).

Nomenclatura de polímeros: se antepone el prefijo poli- al nombre del monómero (poliestireno, polipropileno) o se indica la familia (poliéster, poliamida, policarbonato).